quimica general
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QuímicaGeneral
Curso 1993-94
Departamento de Qumica Inorgnica
QuímicaGeneral
Grupo B. Facultad de Farmacia
DE ALCALçUNIVERSIDAD
INFORMACIÓN GENERAL
Departamento responsable de la asignatura: Química Inorgánica
Profesor titular de la asignatura: Ernesto de Jesús Alcañiz (Química Inorgánica, módulo I, 885 46 03)
Otras asignaturas a cargo del departamento de Química Inorgánica:
•Estructura de la materia y enlace y Fundamentos de química inorgánica (1º curso, licenciaturade Químicas)
• Química inorgánica (2º curso, licenciaturas de Químicas y de Farmacia)
• Ampliación de química inorgánica y Química de la coordinación (4º curso, licenciatura de Químicas)
• Química Organometálica (5º curso, licenciatura de Químicas)
• Varias asignaturas correspondientes a estudios de doctorado
Plantilla de personal docente e investigador: 1 Catedrático de Universidad, 7 Profesores Titulares de
Universidad, 2 Profesores Ayudantes de Universidad y 8 Profesores Ayudantes de Escuela Universitaria, Becarios
de Investigación.
Plantilla de personal de administración y servicios: 1 Secretaria, 2 Técnicos de Laboratorio.
Número total de alumnos/as de 1º y 2º ciclo (curso 1992/93): 1720.
Presupuesto total procedente de la Universidad (año 1993): 6 626 526 pesetas.
Localización: Edificio de farmacia.
Sala de lectura
Decanato
2ª Planta Química Inorgánica III
Laboratorio de Prácticas de primer ciclo
Aulas de 1º
Aula Magna Hall
Secretaría
Entrada
Aula informática
Ent
rada
1ª Planta
Química Inorgánica I
Química Inorgánica II
Laboratorios de Investigación
Laboratorios de Investigación y de Prácticas de 2º ciclo, Biblioteca y Secretaría del departamento.
Horario y perodo lectivo del curso
de 19 a 20
de 18 a 19 Química Química Matemáticas Matemáticas
Lunes Martes Miércoles Jueves Viernes
de 15 a 16
de 16 a 17
de 17 a 18
Geología
Biología
Física
Física
Geología
SeminarioFísica
Biología
Química
Geología SeminarioGeología
Biología
Química
Física
SeminarioBiología
Química
SeminarioMatemáticas
Otros
Exámenes
Sept.28
Diciembre22
Enero10 27
Febrero21
Junio10
Julio15
Sept.1 21
Abril5
Período lectivo
3–XIIFiesta deFarmacia
19–XAperturade curso
Marzo25
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 3
ORGANIZACIÓN DE LA ASIGNA TURA
Distribucin de las horas lectivasCurso teórico Clases de exposición 3 horas semanales 82 horas
Clases de seminarios 1 hora semanal 25 horasClases de problemas 3/4 de hora semanales 22 horas
Curso de nomenclatura Inorgánica 2, 3 y 4 de noviembre 3 horasOrgánica 13, 14 y 15 de abril 3 horas
Curso práctico 8 sesiones de 4 horas (de 9 a 13 h) 32 horas___________________________________________________________________________________________Grupos y profesores Grupo B2–B3 Grupo B1
Fechas Del 8/XI al 26/XI (lunes, martes y viernes) Del 29/XI al 22/XII (lunes, jueves y viernes)Distribución aproximada A partir de apellidos de letra O Hasta apellidos de la letra NTaquillas 1 a 31
Taquillas 32 a 62Taquillas 63 a 99___________________________________________________________________________________________
Evaluacin de la asignaturaPara aprobar la asignatura será necesario aprobar por separado cada una de las tres partes que la constituyen
(curso teórico, curso práctico y nomenclatura).
Curso teórico. La asignatura se divide en dos parciales, siendo necesario aprobar cada uno de los dos parciales
para obtener una evaluación positiva del curso teórico en junio.
• El primer parcial de la asignatura podrá aprobarse en el examen del primer parcial o en junio.
• El segundo parcial de la asignatura podrá aprobarse en el examen del segundo parcial o en junio.
• Quienes lo deseen, podrán presentarse en junio a parciales ya aprobados para mejorar la calificación.
Quienes después del examen de junio no hayan aprobado el curso teórico, podrán hacerlo en el examen de
septiembre, que abarcará toda la asignatura, sin diferenciación de parciales.
1º Parcial Final Junio Final Sept.
4 de febrero1 de febrero
9 de febrero
Física
BiologíaMatemáticas 14 de febrero 25 de junio 11 de julio
2º Parcial
GeologíaQuímica G.
13 de junio16 de junio20 de junio
2 de julio4 de julio7 de julio
17 de febrero 28 de junio 14 de julio
Exámenes
A las 15 horas
Curso de nomenclatura. Habrá una prueba de nomenclatura inorgánica y otra de nomenclatura orgánica. Cada
examen constará de 10 fórmulas de sustancias para nombrar y de 10 nombres para formular, admitiéndose un
máximo de dos fallos. Para cada tipo de nomenclatura habrá dos oportunidades durante el curso, además de las
de los exámenes finales de junio y de septiembre. El aprobado de cada parte se guarda hasta septiembre.
Exámenes de nomenclatura inorgánica: 24 de noviembre y 15 de diciembre (a las 14 horas).
Exámenes de nomenclatura orgánica: 4 de mayo y 25 de mayo (a las 14 horas).
Curso práctico. No es obligatorio para quienes lo hubieran aprobado en años anteriores. Los alumnos
procedentes de otra facultad podrán solicitar la convalidación de las prácticas, para lo que presentarán al profesor
un certificado de realización que incluya una copia del programa del curso práctico.
Es obligatoria la asistencia a todas las prácticas. En caso de falta justificada a una práctica, podrá
realizarse con posterioridad. Las normas de organización y evaluación del curso práctico se darán el día 3 de
noviembre. No hay ninguna posibilidad de realizar el curso práctico en un turno de tarde.________________________________________________________________________________________________
LAS FICHAS DEBEN ENTREGARSE ANTES DEL 14 DE OCTUBRE________________________________________________________________________________________________
4 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
EL CURSO TEÓRICO
Contenidos de la asignatura1º Parcial El átomo Tema 1 La composición de la materia 7 horas
Tema 2 Química nuclear 5 horasTema 3 La estructura electrónica de los átomos 9 horas
Enlaces químicos Tema 4 El enlace químico 10 horasTema 5 La forma de las moléculas 8 horas
Estados de Tema 6 Los gases 5 horasagregación de la Tema 7 Los sólidos y los líquidos 7 horasmateria Tema 8 Equilibrios entre sólido, líquido y gas 4 horas
Tema 9 Mezclas de sustancias. Disoluciones 9 horas
2º Parcial Termoquímica, Tema 10 Termoquímica y espontaneidad 7 horascinética y Tema 11 Velocidades y mecanismos de las reacciones químicas 8 horasequilibrio químico Tema 12 Equilibrio químico 7 horas
Tema 13 Equilibrios entre ácidos y bases 9 horasTema 14 Equilibrios redox 7 horas
Química Tema 15 Estructura electrónica y elementos químicos 6 horasdescriptiva Tema 16 Reacciones inorgánicas 8 horas
Tema 17 Principios generales de química orgánica 4 horasTema 18 Reacciones orgánicas 8 horas
Libros de textoEn la lista se señalan con los libros de texto especialmente recomendados. Para cada libro se señala el número
total aproximado de ejemplares disponibles, al 1/IX/93, en la biblioteca y salas de lectura de la universidad. La
clave entre paréntesis es el número de clasificación asignado por la biblioteca, que permite su localización. Los
precios indicados son los aproximados de venta al público, al 1/IX/92.
1 P. W. Atkins, “Química General”, Omega, Barcelona, 1ª edición, 1992, 980 páginas, traducido de la 1ª edición
inglesa por J. M. Marco, J. Ayala, L. Borrell, F. I. Talens, C. Mans, ISBN 84-282-0892-1, 8240 pts. No hay
ejemplares en biblioteca.
2 R. E. Dickerson, H. B. Gray, M. Y. Darensbourg, D. J. Darensbourg, “Principios de Química”, Reverté, Barcelona,
3ª edición, 1989, 1002 páginas, traducido de la 4ª edición inglesa por J. Gálvez Flores y G. López López, ISBN
84-291-7175-4, 7070 pts. Hay 6 ejemplares en biblioteca de la 3ª edición y 35 de anteriores (54 DIC 075.8 (2ª y 3ª
ed.) y 54 GRA 075.8 (1ª ed.)). Disponible en la sala de lectura de farmacia.
3 K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, “Química general”, McGraw–Hill, México, 3ª edición, 1992, 884 páginas,
traducido de la 3ª edición en lengua inglesa por M. T. Aguilar Ortega, ISBN 968-422-985-2, 6325 pts. No hay
ejemplares en biblioteca de la 3ª edición, pero hay 10 de anteriores (54 WHI 075.8). Disponible en la sala de
lectura de farmacia.
4 J. B. Russell, A. Larena, “Química”, McGraw–Hill, Madrid, 1ª edición, 1988, 980 páginas, traducido de la 1ª edición
inglesa (1980) por J. Arenas de la Rosa y T. Iriarte Martínez, ISBN 84-7615-183-7, 5785 pts. No hay ejemplares
en la biblioteca. El texto original de J. B. Russell ha sido ampliado por A. Larena con una parte de química
orgánica. Esta edición es más aconsejable que la citada a continuación, que es idéntica salvo que no contiene la
parte de química orgánica. Tened cuidado, si compráis el libro, de que sea la edición correcta (debe aparecer el
nombre de A. Larena y coincidir el número de páginas y el ISBN).
5 J. B. Russell, “Química”, McGraw–Hill, Madrid, 1ª edición, 1985, 747 páginas, traducido de la 1ª edición inglesa
(1980) por J. Arenas de la Rosa y T. Iriarte Martínez, ISBN 968-451-413-1 o 84-7615-132-2, 4092 pts. Hay 10
ejemplares en biblioteca (54 RUS 075.8). Disponible en la sala de lectura de farmacia. Es el anterior libro, pero sin
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 5
la parte de química orgánica escrita por A. Larena.
6 W. L. Masterton, E. J. Slowinski, C. L. Staniski, “Química General Superior”, McGraw–Hill–Interamericana, Madrid,
6ª edición, 1988, 890 páginas, traducido de la 6ª edición inglesa por M. Diaz Peña, J. A. Rodríguez Renuncio y J.
A. Rodríguez Cheda, ISBN 84-7605-369-X. Hay 4 ejemplares en biblioteca de la 6ª edición y 10 ejemplares de
anteriores ediciones (54 MAS 075.8). Disponible en la sala de lectura de farmacia. Adecuado para seguir la
asignatura.
7 J. E. Brady, G. E. Humiston, “Química Básica: principios y estructura”, Limusa, México, 2ª edición, 1980, 1009
páginas, traducido de la edición inglesa por M.C. Sangines Franchini y V. Segura Gutiérrez, ISBN 968-18-1205-0.
Hay 21 ejemplares en biblioteca de la segunda edición y 2 de la primera (54 BRA 075.8). Disponible en la sala de
lectura de farmacia. Adecuado para seguir la asignatura.
8 B. H. Mahan, “Química, Curso Universitario”, Addison–Wesley Iberoamericana, Argentina, 4ª edición, 1990, 950
páginas, traducido de la 4ª edición inglesa por M. I. Parchan, E. Baumgartner, C. Rotunno, ISBN 0-201-64419-3.
No hay ejemplares en biblioteca de la 4ª edición, pero hay 21 de anteriores (54 MAH 075.8). Disponible en la sala
de lectura de farmacia. Adecuado para seguir la asignatura.
9 R. J. Gillespie, D. A. Humphreys, N. C. Baird, E. A. Robinson, “Química”, Reverté, Barcelona, 1ª edición, 1990,
1140 páginas (2 volúmenes), traducido de la edición inglesa por A. Beltrán, ISBN 84-291-7183-5. Hay 1 ejemplar
en biblioteca (54 GIL 075.8). Muy bien ilustrado. Se aparta excesivamente del enfoque que seguiremos.
Otro material didcticoModelos moleculares. “Modelos Moleculares. Sistema orbit. Química orgánica e inorgánica. Caja Individual”,
Cochranes of Oxford, Oxford, 3650 pts. en la librería de la Universidad. Recomendados para visualizar la
geometría de las moléculas. Se puede adquirir una caja entre 3 o 4 personas.
Tutoriales informatizados. “Tutoriales de química”, Universidad de San Diego, 14 pilas de Hypercard para
ordenadores Apple Macintosh (con 1 MB o más de memoria), gratuitas. Tutoriales por ordenador orientados al
autoaprendizaje de aspectos centrales de la química general. Por el momento, sólo están disponibles en inglés.
Se facilitan a cambio de los discos flexibles correspondientes.
Biblioteca y librera del CampusSala de lectura de farmacia. Abierta de 9 a 20 horas. Préstamo de libros para uso en la sala de 9 a 15 horas.
Biblioteca central de ciencias experimentales. Está en el edificio de Medicina y abre de 9 a 20 horas. Hay sala
de lectura y préstamo de libros por un período máximo de 15 días.
Librería ( 885 45 45). Está en el edificio de medicina. Abre de 9 a 19 horas (descuentos en torno al 10%).
LAS CLASES DE PROBLEMAS
Libros de Problemas1 C. J. Willis, “Resolución de problemas de química general”, Reverté, Barcelona, 1985, 548 páginas, traducido de
la edición inglesa por F. Arce Vázquez, J. S. Casas Fernández y J. Sordo Rodríguez, ISBN 84-291-7526-1, 4400
pts. Hay 16 ejemplares en biblioteca (54 WIL 076.2). Disponible en la sala de lectura de farmacia.
2 J. L. Rosenberg, L. M. Epstein, “Química general”, McGraw–Hill, Madrid, 7ª edición, 1991, 422 páginas, traducido
de la 7ª edición inglesa por A. Larena, ISBN 84-7615-593-X, 2500 pts. No hay ejemplares en biblioteca de la 7ª
edición, pero hay 4 de anteriores (54 SCH 076.2).
3 I. S. Butler, A. E. Grosser, “Problemas de química”, Reverté, Barcelona, 1986, 465 páginas, traducido de la edición
inglesa por P. Royo Gracia, ISBN 84-291-7084-7, 3700 pts. Hay 23 ejemplares en biblioteca (54 BUT 076.2).
Disponible en la sala de lectura de farmacia. Libro complementario del Dickerson.
6 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
4 M. J. Sienko, “Problemas de química”, Reverté, Barcelona, 1989, 380 páginas, traducido de la edición inglesa por
J. M. Salietti Vinué, ISBN 84-291-7490-7, 3300 pts. Hay 5 ejemplares en biblioteca (54 SIE 076.2). Disponible en
la sala de lectura de farmacia.
5 F. Bermejo, “Problemas de química general y sus fundamentos teóricos”, Editorial Dossat, Madrid, 6ª edición,
1985, 496 páginas, ISBN 84-237-0445-9. Hay 22 ejemplares en biblioteca (54 BER 076.2). Disponible en la sala
de lectura de farmacia.
6 H. O. Daley, jr., R. F. O’Malley, “Problemas de química”, Reverté, Barcelona, 1990, traducido de la edición inglesa
por J. Casabó Gispert, ISBN 84-291-7148-7. Hay 1 ejemplar en biblioteca (54 BER 076.2).
7 C. J. Nyman, G. B. King, “Problemas de química general y análisis cualitativo”, Editorial AC, Madrid, 1ª edición,
1979, 254 páginas, ISBN 84-7288-029-X. Hay 4 ejemplares en biblioteca (54 NY 076.2). Disponible en la sala de
lectura de farmacia.
Normas generales para la resolucin de problemas (Extraídas del libro de problemas de C. J. Willis)
1 ¡Razonar positivamente! El alumno ha de convencerse de que el problema puede resolverlo un estudiante que
tenga sus conocimientos. Evidentemente, si alguien se dice a sí mismo que el problema no tiene solución, se está
complicando la vida. Es muy probable que aquello que preocupaba no intervenga en el cálculo, o pueda hallarse
a partir de la información de que se dispone.
2 Leer cuidadosamente la pregunta. Asombra saber los puntos que los estudiantes pierden en los exámenes por no
haber leído la pregunta. No resulta útil buscar complicaciones calculando algo que no se pedía; además, no dan
ningún punto por eso.
3 Recordar las definiciones. Si un químico escribe: «La disolución tenía una concentración 1,85 molar» está
diciendo que cada litro contenía 1,85 moles de soluto. Para comprender la frase hay que entender los términos
«disolución», «mol» y «soluto». Sin una comprensión inmediata de los términos fundamentales no cabe esperar
resolver ningún problema.
4 Escribir una ecuación ajustada para cualquier reacción que se plantee. Para cualquier cálculo que implique una
reacción química, se escribirá su ecuación, la cual suministra un gran volumen de información. Pero hay que ase-
gurarse de que la ecuación está ajustada, porque el no hacerlo llevará con frecuencia a una respuesta incorrecta.
5 Identificar lo que se pregunta. Se ha de releer la pregunta y determinar qué es lo que piden concretamente que se
calcule. Se establecerá un símbolo para representar la magnitud a calcular. A veces el símbolo es evidente (V
para volumen, T para temperatura, etc.). Otras veces se utilizarán símbolos generales como x, y, etc. Siempre se
escribirá de modo claro lo que significa cada símbolo.
6 Plantear una ecuación que permita calcular la incógnita. Evidentemente, esta etapa es clave en la resolución de
un problema, y lo único que puede ayudar a hacerlo correctamente es la práctica. Una técnica sencilla y a
menudo útil para plantear una ecuación es invertir el problema. Muchos estudiantes calculan con suma facilidad,
por ejemplo, la molaridad a partir de la concentración en gramos por litro y la masa molar, pero son incapaces de
calcular la masa molar a partir de la concentración en gramos por litro y la molaridad. Sin embargo, si se piensa
un sólo instante se comprende que ambos son el mismo problema. El primero se resuelve a partir de la relación
Molaridad = concentración en gramos por litro/Masa molar, mientras que el segundo sólo precisa de la
reordenación de la relación anterior: Masa Molar = concentración en gramos por litro/Molaridad.
7 Reducir el número de incógnitas de la ecuación. Si se llega a una ecuación con más de una incógnita será
necesario buscar más información en los datos iniciales, en la ecuación química, etc.
8 Aplicar los valores numéricos de las constantes, etc., y efectuar las operaciones necesarias para resolver la
ecuación. Muchos problemas se complican al final debido a simples errores aritméticos, que, en gran parte, se
deben a descuidos. Hay que conocer perfectamente las características de la calculadora usada y poner especial
cuidado en las cifras significativas (ver siguiente apartado).
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 7
9 Leer la respuesta. ¿Es razonable? Algunas veces no habrá forma de saber si la respuesta es correcta o errónea,
pero muy a menudo se puede comprobar. Una masa molecular de 0,33 o un contenido en carbono del 170% son
resultados imposibles. Es posible cerciorarse de si la respuesta concuerda con los datos iniciales o satisface la
ecuación.
10 ¡Leer la pregunta otra vez! ¿Se ha contestado por completo? ¿Se calculó realmente la magnitud que se pedía?
¿Había más de un apartado en el problema? ¿Se utilizaron todos los datos? (Si no se emplearon es necesario
comprobar que no se necesitaban) ¿Se ha expresado la respuesta en las unidades apropiadas?¿Se han escrito
las unidades al lado de las respuestas numéricas?
Cifras significativasLos números utilizados en química se dividen en exactos e inexactos. Números exactos son aquellos cuyos valo-
res están fijados con precisión por definición (esto es, por acuerdo convencional entre los químicos). Por lo gene-
ral tienen valores enteros. Por ejemplo, son números exactos los que relacionan dos cantidades dentro del mismo
sistema de unidades: 1 m = 100 cm = 1000 mm = 1 1010 Å. No existe error o incertidumbre en estos números.
Los números inexactos proceden de medidas experimentales, que siempre introducen algún grado de error
o incertidumbre. Algunas cantidades se conocen con gran exactitud, como la velocidad de la luz que es
(2,99792458 ± 0,00000001) 108 m s–1, pero siempre existe la posibilidad de que experimentos posteriores
obliguen a cambiar un valor aceptado.
En un trabajo muy exacto, se puede indicar los límites de error de una magnitud medida poniendo ±0,01,
±0,0002, etc., después del número. En un trabajo normal, se hace esto utilizando cifras significativas, esto es, por
medio del número de dígitos que se utilizan al escribir un número. La elección del número de cifras significativas
que se empleen estará basada en la estimación del máximo error probable de los datos iniciales sobre los que se
basa el resultado. Escribir 3,6521 g (5 cifras significativas) implica 3,6521 ± 0,00005 g, es decir, que el valor
verdadero está entre 3,65205 y 3,65215 g. Obviamente, si se ha determinado la masa en una balanza menos
precisa, se indicará con menos cifras, tal como 3,65 g (3 cifras significativas).
Nótese que la posición de la coma no tiene importancia en la determinación del número de cifras
significativas. Los números 365, 36,5, 3,65, 0,365 y 0,0365 tienen todos 3 cifras significativas. Los ceros situados
delante no son significativos, pero sí lo situados detrás: 0,3650 tiene 4 cifras significativas. El valor verdadero está
entre 0,36405 y 0,36505.
Puede presentarse cierta ambigüedad cuando se encuentran ceros al final de un número. ¿Se consideran
cifras significativas o sirven meramente para fijar la posición de la coma? Así, la población de una ciudad se indica
como 237 000. ¿Cómo se interpreta esto?¿Tres cifras significativas, cuatro, cinco o seis? Esta confusión se evita
escribiendo el número en forma exponencial: 2,37 105 (tres cifras significativas), 2,370 105 (cuatro c. s.), etc.
El trabajo con números inexactos ocasiona muchos problemas, especialmente con la introducción de
calculadoras. Los pequeños números que se presentan con luces coloreadas parecen muy impresionantes, pero
¿significan algo en realidad? La regla básica es muy sencilla: El cálculo no puede dar un resultado que sea más
exacto que los datos sobre los que se basa. Así, es fácil de ver en una calculadora que 1,731 × 1,14 = 1,97334, y
aritméticamente esto es correcto; pero como cálculo científico práctico está equivocado, porque la respuesta
conlleva mayor grado de exactitud que el que está justificado por los datos iniciales. Se debería escribir 1,97, con
sólo tres cifras significativas.
Cifras significativas en la adición y sustracción. La exactitud absoluta de la respuesta ha de estar relacionada
con la exactitud absoluta de cada uno de los números utilizados. Se puede deducir su error del error absoluto del
menos exacto de éstos:
15,51 + 0,065 + 0,001 = 15,58 0,6631 + 0,04113 + 0,0223 = 0,7265
En el primer caso, el número menos exacto sobre una base absoluta es 15,51 (exacto hasta la segunda cifra
8 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
decimal), aunque los otros dos números tienen menos cifras significativas. El segundo ejemplo es similar. Nótese
la manera de «redondear» que se ha empleado. Las sumas dan 15,576 y 0,72653, respectivamente. Cuando
éstas se redondean al último dígito significativo, 15,576 es «redondeado por exceso» hasta 15,58 y 0,72653 es
«redondeado por defecto» hasta 0,7265. Si el dígito siguiente a la última cifra significativa es 5 o mayor, se
redondea por exceso; si es menor que 5, por defecto.
Cifras significativas en la multiplicación y división. Por lo general, la respuesta llevará igual número de cifras
significativas que el número más pequeño de cifras significativas presentes en los datos iniciales. Así, en el
ejemplo indicado al comienzo de esta sección, se debía escribir
1,731 × 1,14 = 1,97 ó 1,731 × 1,146 = 1,984.
(4 c.s.) (3 c.s.) (3 c.s.) (4 c.s.) (4 c.s.) (4 c.s.)
Lo mismo para la división:
1,731/1,14 = 1,52 1,731/1,146 = 1,510
8,7285 × 1,133 10–6 × 5,81/(47,36 × 8,99 10–4) = 1,35 10–3.
El sentido común recomienda ligeras desviaciones de las reglas anteriores en ciertos casos:
99,3 × 1,079 = 107,1 porque el primer número está próximo a tener 4 cifras significativas (100,0).
103,8/1,108 = 93,7 por la razón contraria a la del caso anterior.
Cuando se efectúa un cálculo que exige varias etapas, cabe que a veces se introduzcan pequeños errores por
redondeo de los resultados intermedios. Por ejemplo:
6,62/(40,0 × 0,200) = 0,8275 = 0,828 (3 c.s.)
Pero si el mismo cálculo se hace por etapas:
6,62/40,0 = 0,1655 = 0,166 (3 c.s.) 0,166/0,200 = 0,830 (3 c.s.)
Obviamente la primera contestación (0,828) es la correcta. Este problema se evita empleando más cifras de las
significativas en los cálculos intermedios, y redondeando sólo las respuestas:
6,62/40,0 = 0,1655 = 0,166 (3 c.s.) 0,1655/0,200 = 0,828 (3 c.s.)
EL CURSO PRÁCTICO
Contenidos del curso prcticoSesión 1 Práctica 1 Mechero Bunsen y trabajo del vidrio. Preparación de un frasco lavadorSesión 2 Práctica 2 Disoluciones y filtración de precipitados. Preparación de disoluciones
Sesión 3 Práctica 3 Operaciones fundamentalesPráctica 4 Destilación
Sesión 4 Práctica 5 Comportamiento ácido–baseSesión 5 Práctica 6 Efecto del ión común, otras reacciones de electrolitosSesión 6 Práctica 8 Oxidación–reducciónSesión 7 Práctica 9 Valoraciones redox
Sesión 8 Práctica 10 Comportamiento de grupos funcionalesPráctica 11 Síntesis orgánica. Preparación de la aspirina
Material individual obligatorio:• Bata, guantes y gafas de protección • Trapo y bayeta de limpieza
• Cuaderno de laboratorio • Espátula, cerillas y tijeras
Normas generales de funcionamiento• Las prácticas son individuales.
• La puntualidad y la asistencia a todas las prácticas es imprescindible.
• No se puede abandonar la sesión de prácticas sin permiso.
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• Antes de empezar la práctica, el profesor hará las indicaciones correspondientes para el buen desarrollo de la
misma. El alumno debe leer previamente el guión que ha recibido para la práctica.
• Cada alumno elaborará un cuaderno de laboratorio que el profesor puede revisar en cualquier momento.
• Cada alumno es responsable de las consecuencias que acarree el incumplimiento de las normas de seguridad.
• Cada alumno debe trabajar en la mesa de trabajo asignada, de cuya limpieza es responsable.
• Además del material individual que se entrega al principio del curso, en algunas prácticas se facilitará material
complementario que deberá ser depositado limpio en su sitio, una vez usado.
• Es obligatorio aprender el nombre de cada uno de los utensilios que se van a usar antes de empezar el curso
(páginas 2–4 del guión de prácticas). Su desconocimiento puede suponer la no admisión en el curso práctico.
• Cada alumno recibirá una evaluación global del curso práctico, una vez finalizadas las sesiones programadas.
Guin de prcticasCada alumno recibe gratuitamente un guión de prácticas, que debe ser devuelto al finalizar el curso práctico. El
guión de prácticas se puede comprar por 300 pts.
Cuaderno de laboratorioEl cuaderno es un instrumento de trabajo que debe llevarse al día. No deben emplearse hojas sueltas que puedan
perderse. El cuaderno de laboratorio sirve para tomar nota inmediata de todas las observaciones experimentales,
de forma breve pero concisa y clara, por lo que no tiene sentido pasarlo a limpio. En él se anotará al menos:
• Toda la información previa de la que se disponga antes de empezar la práctica (incluyendo un resumen de las
explicaciones dadas por el profesor).
• El material y reactivos que se van a necesitar para realizar la práctica.
• La ecuación ajustada de cada reacción, las cantidades utilizadas de cada reactivo, en masa/volumen y en
moles, y, en su caso, las densidades y concentraciones.
• La versión del alumno del modo operativo, incluyendo el máximo número de observaciones experimentales, así
como las características del material especial utilizado (montajes, etc) y todos los cálculos realizados.
• Cuando se preparare algún producto, su rendimiento, color y otras características.
• La interpretación de resultados, comentarios personales, contestación a las cuestiones, etc.
Normas bsicas de seguridadAnte cualquier problema, avisar inmediatamente al profesor.
Protección de los ojos Es obligatorio utilizar gafas de seguridad.
Se desaconseja utilizar lentillas.
Cuando se caliente un tubo de ensayo, agitar bien y no apuntar a nadie.
Cortes y quemaduras Al insertar tubos de vidrio en tapones, humedecer el tubo y el agujero con agua,
protegerse las manos con un trapo y girar el vidrio mientras se introduce.
El vidrio caliente no se distingue del frío.
Debe descartarse el uso de vidrio agrietado.
Productos tóxicos No gustar los productos.
No pipetear nunca con la boca.
Utilizar la campana de gases siempre que se trabaje con productos volátiles.
No oler acercando la nariz a la boca del recipiente.
Lavarse las manos a menudo, y siempre después de utilizar un reactivo nocivo y
al dejar el laboratorio.
Lavarse inmediatamente con agua abundante si se vierte una sustancia corrosiva
sobre la piel
10 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Está prohibido comer y beber en el laboratorio.
Eliminación de residuos Los residuos y productos sólidos no deben abandonarse sobre la mesa ni deben
arrojarse al fregadero, sino únicamente a la basura.
Las sustancias líquidas o las disoluciones pueden verterse al fregadero, pero
diluyéndolas previamente, sobretodo si se trata de ácidos y de bases.
Algunas sustancias, por sus características, deben seguir un tratamiento especial,
por lo que no deberán verterse directamente en la basura o en el desagüe sino en
el recipiente que se indique.
Vestimenta Cuidado con los tejidos sintéticos. Se recomienda usar bata de algodón.
Usar guantes de protección, bata y gafas de protección.
Incendios Cerrar siempre el mechero Bunsen cuando no se utilice mediante la llave
incorporada y la llave de paso de la mesa.
No acercar ningún envase de reactivos cerca de una llama.
No calentar en el mechero líquidos inflamables.
Utilizar los extintores adecuados para apagar cualquier incendio.
Transporte de reactivos Las botellas se transportan cogidas del fondo, nunca de la boca.
Medios de seguridad Todos los alumnos tienen la obligación de saber donde está el extintor, el lavaojos,
la ducha y la salida de emergencia más cercana.
El incumplimiento de cualquier norma de seguridad puede acarrear la inmediata expulsión del laboratorio. En
concreto se prohibe explícitamente:
• Hacer experiencias no autorizadas.
• Fumar, comer o beber en el laboratorio.
• La permanencia en el laboratorio de personas ajenas al curso práctico.
LimpiezaPara evitar rupturas de material y accidentes, es conveniente que sobre la mesa de trabajo sólo haya en cada
momento el material imprescindible. Cualquier reactivo que se vierta debe recogerse y limpiarse al momento. En
todo caso, al acabar la jornada, la mesa debe quedar completamente recogida y limpia.
Cada día 2–3 personas se encargarán de comprobar que las mesas quedan completamente recogidas y de
limpiar las áreas de uso común (balanzas, fregaderos y campanas de gases).
EvaluacinEn la evaluación final se tendrán en cuenta los siguientes criterios:
• el trabajo experimental: resultados obtenidos en las preparaciones, corrección de los análisis y valoraciones,
empleo correcto del material, cumplimiento de las normas de seguridad y limpieza.
• el cuaderno de prácticas: claridad y exactitud de las anotaciones, cantidad y calidad de las observaciones,
interpretación de los resultados.
• las cuestiones o ideas planteadas por el alumno y las respuestas dadas a las preguntas formuladas por el
profesor.
Por la naturaleza del curso práctico, es obligatorio asistir a todas sus sesiones. En el caso de falta justificada a
una sesión, ésta podrá realizarse en otro momento.___________________________________________________________________________________________________________
© 1993, Ernesto de Jess (texto y dibujos) Impreso en papel reciclado
Realizado con ordenadores Apple Macintosh y con los programas Claris MacWriteII (procesador de textos), AldusSuperPaint y CSC Chemdraw (dibujos), Kaleidagraph (grficos), Expressionist (expresiones matemticas), y LightSource Ofoto (fotografas).
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 11
Curso 1993-94
Departamento de Química Inorgánica
Grupo B. Facultad de Farmacia
DE ALCALÁUNIVERSIDAD
NOMENCLATURA DE QUIMICA INORGÁNICA
(Adaptado a las normas IUPAC 1990)
1 La tabla periódica
La tabla periódica se divide en grupos que se numeran de la forma recogida en la tabla 1. Opcionalmente,
se pueden usar las letras s, p, d y f para distinguir los diferentes bloques de elementos.
Se admiten los siguientes nombres colectivos para grupos de átomos: alcalinos (grupo 1 , salvo H);
alcalino-térreos (2 , salvo Be y Mg); lantánidos y actínidos (3); calcógenos (16); halógenos (17); gases
nobles (18); elementos de los grupos principales (1 , 2 , y 13 a 18); elementos de transición (3-11).
2 Electronegatividad
Es la medida del poder de un átomo o de un grupo de átomos para atraer electrones. La ordenación por
electronegatividad de los átomos con fines de nomenclatura y formulación se recoge en la tabla 2.
3 Número de oxidación
El número o estado de oxidación de un átomo en una entidad molecular es un número positivo o negativo
que representa la carga que quedaría en el átomo dado si los pares electrónicos de cada enlace que forma se
asignan al miembro más electronegativo del par de enlace. Convencionalmente se supone que:
a) El número de oxidación de un ión simple coincide con su carga.
b) En un elemento, el número de oxidación de los átomos es cero.
c) La suma de los números de oxidación de los átomos que constituyen un compuesto, multiplicados por
los correspondientes subíndices, es cero.
d) El número de oxidación del hidrógeno es I cuando se combina con elementos no metálicos y –I con
cuando se combina con elementos metálicos.
e) El número de oxidación del oxígeno es –II, salvo en peróxidos que es –I y en hiperóxidos que es –1/2.
Si mediante estas reglas se obtienen números de oxidación "extraños", puede que se trate de un peróxido,
de un hiperóxido, o de un derivado tio. También es posible que se trate de un compuesto con átomos en dos
estados de oxidación distintos (por ejemplo, Fe3O4 = FeIIOFeIII2O3).
4 Nombres de los átomos
En la tabla 3 se dan los nombres y símbolos de los átomos. El nombre de los átomos se escribe con
minúscula. Nótese que el W se denomina en castellano wolframio, aunque la literatura inglesa y la IUPAC
utilizan tungsten. La IUPAC ha establecido un nombre sistemático y un símbolo de tres letras para los
átomos con Z > 100 que no tengan nombre aprobado.
0 = nil 1 = un 2 = bi 3 = tri 4 = cuad (quad) 5 = pent 6 = hex 7 = sept 8 = oct 9 = enn
Por ejemplo, el átomo 104 tiene como símbolo Unq y se nombra Unnilcuadio.
El símbolo de un átomo puede acompañarse de información complementaria, tal como se muestra:
número atómico
número másicoXnúmero de átomos
carga iónica
Los isótopos de un átomo se distinguen añadiendo el número másico al nombre: 18O se nombra
oxígeno–18. Los isótopos del hidrógeno son los únicos que poseen un nombre especial: protio
(hidrógeno–1), deuterio (hidrógeno–2) y tritio (hidrógeno–3), que puede usarse en sus respectivos
compuestos.
Para nombrar los compuestos de un elemento, se utiliza la raiz del nombre del átomo excepto para los
casos señalados con † en la tabla 3.
2 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
5 Tipos de fórmula
Fórmula empírica.La fórmula empírica se forma por la yuxtaposición de los símbolos atómicos con los
apropiados subíndices para dar la expresión de la composición estequiométrica del compuesto en cuestión.
Fórmula molecular. La fórmula molecular de un compuesto formado por moléculas discretas, es aquella
que concuerda con la masa molecular relativa.
Fórmula estructural. La fórmula estructural indica la secuencia y el ordenamiento espacial de los
átomos en una molécula.
El uso de la fórmula empírica o de la fórmula molecular se basa en los siguientes criterios:
• Para sustancias que no contienen moléculas discretas (redes iónicas, metálicas, polímeros, etc.) se
emplea la fórmula empírica: NaCl, Cu…
• Para las sustancias con moléculas de masa molecular relativa variable con la temperatura u otras
condiciones se emplea la fórmula empírica (S en lugar de S8, P en lugar de P4).
• Para las sustancias formadas por moléculas discretas se emplea la fórmula molecular: Cl2, Hg2Cl2.
6 Sustancias elementales
Son las sustancias formadas por un sólo elemento.
• Las sustancias de fórmula molecular definida se nombran añadiendo el prefijo numérico
apropiado (tabla 4) al nombre del átomo.
Gases monoatómicos: Xe, Kr,… xenon, criptón,…
H hidrógeno atómico* o monohidrógeno
Gases diatómicos: Cl2, Br2, N2 dicloro, dibromo, dinitrógeno,…
H2 hidrógeno (molecular)* o dihidrógeno
Sólidos discretos: P4 fósforo blanco* o tetrafósforo
*Nombre vulgar.
• Las sustancias de fórmula molecular indefinida o infinita se nombran como el átomo.
Sólidos no discretos: Znx o Zn cinc (metal).
7 Principales sistemas de nomenclatura inorgánica para sustancias compuestas
a) nomenclatura binaria (muy adecuada para sales y sustancias simples):
NaCl cloruro de sodio
SiCl4 tetracloruro de silicio
b) nomenclatura de coordinación (para compuestos formados por “coordinación” de ligandos en
torno de un átomo central):
[Co(NO2)3(NH3)3] triaminotrinitrocobalto(III)
SiCl4 tetraclorosilicio
c) nomenclatura sustitutiva. Procedente de la química orgánica, es muy adecuada para compuestos
moleculares del hidrógeno con boro y con los elementos de los grupos 14 a 16 . Para sus derivados,
se toma como base el nombre sistemático del hidruro acabado en –ano (tabla 5).
CH4 metano CH2Cl2 diclorometano (sustituidos 2H por 2Cl)
PH3 fosfina o fosfano PCl3 triclorofosfano (sustituidos 3H por 3Cl)
SiH4 silano SiCl4 tetraclorosilano (sustituidos 4H por 4Cl)
8 Nombres de los iones simples
Nombres de los aniones. El nombre de un anión se forma siguiendo las siguientes reglas:
a) para grupos homoatómicos, se añade a la raiz del nombre del átomo la terminación –uro y, si fuera
necesario, se coloca un prefijo multiplicativo y se añade la carga iónica entre paréntesis.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Inorgánica 3
S2– sulfuro S22– disulfuro(2–)
En la tabla 6 se incluyen algunos ejemplos, además de las excepciones a esta regla.
O22– dióxido(2–) (nombre sistemático) o peróxido (nombre vulgar)
b) para grupos heteroatómicos, el nombre sistemático acaba en –ato (ver puntos 10 y 11.4.), aunque
excepcionalmente acaba en -ito para en el nombre vulgar de algunos oxoaniones. La tabla 7incluye los nombres de iones heteroatómicos que no acaban ni en -ato ni en -ito.
SO42– sulfato SO3
2– sulfito OH– hidróxido
Nombres de los cationes. El nombre de un catión se forma siguiendo las siguientes reglas:
a) El nombre de un catión formado por un sólo átomo es el mismo que el del átomo, añadiendo entre
paréntesis después del nombre la carga apropiada con el signo más o el estado de oxidación.
Na+ ión sodio(1+) o ión sodio(I)* Cr3+ catión cromo(3+)
*La carga o el estado de oxidación se pueden omitir cuando no hay ambigüedad.
b) Los cationes de la tabla 8 tienen nombres que terminan en –onio. Se pueden considerar derivados
de los hidruros neutros de la tabla 5 por adición de un H+.
NH3 amoníaco NH4+ amonio
c) Los cationes de la tabla 9 tienen nombres que terminan en –ilo. Su nombre procede del nombre
vulgar de los oxoácidos correspondientes, tal como veremos más tarde.
d) El nombre de cationes menos simples se deduce de las reglas sistemáticas dadas en el punto 10.
9 Nomenclatura binaria
Se aplica sobretodo a sustancias binarias, que son las formadas por dos clases de elementos,
independientemente del número de átomos de cada clase: NaCl, N2O4, CaBr2.
Fórmula. Primero se escribe el componente electropositivo seguido del componente electronegativo. El
orden de electronegatividad, a efectos de nomenclatura, se da en la tabla 2.
NaCl Ca3P2 Fe3O4 SiC
Nombre. El nombre se construye de la siguiente manera:
[Nombre del componente más electronegativo] de [Nombre del componente más electropositivo]
El nombre del componente más electronegativo es el que tendría si fuera un anión, mientras que el del
componente más electropositivo es el que tendría si fuera un catión (ver punto 8).
Proporciones. Las proporciones de los distintos átomos o grupos de átomos se indican en el nombre por
alguno de los siguientes métodos:
a) Solamente para sustancias iónicas (elementos situados en los extremos de la tabla periódica):
Carga del catión entre paréntesis (sistema de Evans-Basset):
CaBr2 bromuro de calcio(2+)
b) Preferentemente para sustancias muy polares (metal/no metal):
Estado de oxidación del componente más electropositivo entre paréntesis (sistema de Stock):
MnO2 óxido de manganeso(IV)
c) Preferentemente para sustancias poco polares (no metal/no metal)
Numerales griegos.
N2O4 tetraóxido de dinitrógeno
Observaciones. • No usar nomenclaturas no sistemáticas del tipo –oso, –ico o anhídrido.
• Cuidado con peróxidos e hiperóxidos.
Na2O2 peróxido de sodio NaO2 hiperóxido de sodio
• Binarios de hidrógeno: Notar la diferencia entre
HCl(gas) cloruro de hidrógeno
4 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
HCl(acuoso) ácido clorhídrico o disolución acuosa de cloruro de hidrógeno
• Para los hidruros de los grupos 13-16 , existen los nombres alternativos dados en la tabla 5.
Sustancias pseudobinarias. Son sustancias formadas por más de dos clases de elementos, pero que se
pueden nombrar como sustancias binarias. El componente más electronegativo puede ser cualquiera de los
de la tabla 7 y el componente más electronegativo puede ser cualquiera de los de las tablas 8, 9 y 10 .
Los grupos de las tablas 9 y 10 tiene nombres que terminan en –ilo, que proceden del nombre
vulgar del oxoácido correspondiente (ver punto 10.4). Son agrupaciones que aparecen repetidamente en
compuestos diferentes y que no siempre existen libres (el nombre radical se reserva para los que existen
libres). La carga es la que tendrían si fueran iones, pero sólo los de la tabla 9 existen como tales iones.
NaNH2 amiduro de sodio NH4Cl cloruro de amonio SOCl2 cloruro de tionilo
10 Nomenclatura de coordinación
Para sustancias menos simples se aplica la nomenclatura sistemática desarrollada inicialmente para
compuestos de coordinación o complejos, aunque en ocasiones se conservan nombres no sistemáticos. La
parte compleja de una sustancia puede ser catiónica, aniónica o neutra.
Fórmula. La fórmula de la parte compleja se escribe siempre de la misma forma, independientemente de si
es catiónica, aniónica o neutra:
[Átomo central(orden alfabético)|Ligandos aniónicos (orden alfabético)|Ligandos neutros (orden alfabético]
Ejemplos:
[Fe(CN)6]3– [PtCl4(NH3)2] [Al(OH)(H2O)5]
2+ [PtBrCl(NO2)(NH3)]-
La parte compleja se escribe siempre entre corchetes. Los paréntesis, corchetes y llaves se usan en las
fórmulas con las siguientes prioridades: [()], [()], [[()]],…
La fórmula de algunos ligandos se puede representar mediante una abreviatura (tabla 11):
[Co(en)3]3+ en = etilenodiamina = NH2-CH2-CH2-NH2
Nombre. a) Un complejo neutro se nombra de la siguiente forma
[Nombres de los ligandos por orden alfabético|Nombre del átomo central (orden alfabético si varios)]
El número de elementos de cada clase se indica como mono, di, tri, tetra,… en primera
instancia y bis, tris, tetraquis (tetrakis),… cuando los anteriores ya hayan sido utilizados o haya
posibilidad de error (tabla 4).
Los ligandos no cambian su nombre con respecto a los grupos libres, excepto los de las tablas12 (ligandos aniónicos) y 13 (ligandos neutros):
haluro → halo óxido → oxo
El estado de oxidación del átomo central se indica por el sistema de Stock. Ejemplo:
[NiCl2(H2O)4] tetraaquodicloroniquel(II)
Los paréntesis, corchetes y llaves se usan en los nombres con las siguientes prioridades: [()].
b) Un complejo catiónico se nombra de la misma forma que uno neutro. La carga se puede indicar
tanto por el sistema de Stock en el que se indica el estado de oxidación del átomo central entre
paréntesis, como por el sistema de Evans-Basset, en el que se indica la carga del ión.
Por ejemplo:
[Co(NH3)6]3+ hexaaminocobalto(III) o hexaaminocobalto(3+)
c) Un complejo aniónico se nombra de la misma forma que uno catiónico, pero añadiendo la
terminación –ato a la raíz del nombre del átomo central.
Por ejemplo:
[Fe(CN)6]3– hexacianoferrato(III) o hexacianoferrato(3–)
Sustancias iónicas. La fórmula de una sustancia iónica se escribe
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Inorgánica 5
[Cationes (por orden alfabético, si hay varios)][Aniones(por orden alfabético, si hay varios)]
Una sustancia iónica se nombra:
[Nombres de los aniones (orden alfabético)] de [Nombres de los cationes (orden alfabético)].
Si hay varios aniones o cationes, se nombran por orden alfabético, separándolos con un espacio.
Na3[Fe(CN)6] hexacianoferrato(III) de sodio
[Co(NH3)6]Cl3 cloruro de hexaaminocobalto(III)
[Co(NH3)6][Fe(CN)6] hexacianoferrato(III) de hexaaminocobalto(III)
[Co(NH3)6]ClSO4 cloruro sulfato de hexaaminocobalto(III)
11 Estudio de compuestos por clases.
11.1 Ácidos binarios y pseudobinarios
Se emplea la nomenclatura binaria (punto 9).
HCl cloruro de hidrógeno HCN cianuro de hidrógeno
11.2 Ácidos derivados de aniones poliatómicos sin O ni S
Se debe emplear exclusivamente la nomenclatura sistemática.
HAuCl4 tetracloroaurato(1-) de hidrógeno
11.3 Oxoácidos
Fórmula. La fórmula se escribe HaXbHcOd donde Ha son hidrógenos ácidos, y Hc son hidruros.H
P
OH
HO Ohidrógeno ácido
hidruroPHO(OH)2 H2PHO3 ácido fosfónico
Nombre. Los nombres vulgares y la nomenclatura ácida (ver ejemplo) sólo deben emplearse para los
ácidos de la tabla 14 . Los nombres vulgares no siguen una regla fija, por lo que es mejor aprendérselos.
La tabla 15 recoge nombres vulgares que actualmente ya no son aceptados por la IUPAC pero que se usan
todavía frecuentemente.
Nomenclatura H2SO4 H2SO3
Sistemática tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno trioxosulfato(IV) de hidrógeno
Vulgar ácido sulfúrico ácido sulfuroso
Ácida ácido tetraoxosulfúrico(VI) ácido trioxosulfúrico(IV)
11.4 Derivados de los oxoácidos
Por sustitución de O por O2 , S, Se, Te, etc. o por sustitución parcial de OH por F, Cl ,Br, etc. Se utiliza la nomenclatura sistemática de complejos de coordinación.
HSO3Cl clorotrioxosulfato(VI) de hidrógeno
Es posible derivar el nombre del ácido a partir del nombre vulgar del oxoácido correspondiente
anteponiendo el nombre del sustituyente, aunque ésto sólo está admitido para fósforo y arsénico.
H3PO3S ácido tiofosfórico trioxotiofosfato(V) de hidrógeno
Por sustitución total de OH por F, Cl, Br, etc...a) En algunos casos, el compuesto resultante es uno de los descritos en compuestos pseudobinarios y
que contienen grupos de la tabla 10 , por lo que se puede emplear la nomenclatura allí expuesta.
Alternativamente, se puede usar la nomenclatura sistemática de coordinación.
NO2F Fluoruro de nitrilo fluorodioxonitrógeno
UO2Cl2 cloruro de uranilo(VI) diclorodioxouranio(VI)
Puede observarse que el nombre de muchos de los grupos de la tabla 10 tiene su origen en el
nombre vulgar del ácido correspondiente cambiando
–ico por –ilo H2CO3 ácido carbónico CO carbonilo
6 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
–oso por –osilo HNO2 ácido nitroso NO nitrosilo
b) Cuando el compuesto está basado en un metal de transición, se puede nombrar como un compuesto
de coordinación (ver punto 10) o como una sal doble (ver punto 11.5).
MoCl2O2 dicloruro dióxido de molibdeno(VI) diclorodioxomolibdeno(VI)
UCl2O2 dicloruro dióxido de uranio(VI) diclorodioxouranio(VI)
Aniones procedentes de la total eliminación de los hidrógenos ácidos. El nombre del anión
puede ser el sistemático (acabado siempre en –ato) o, si el ácido correspondiente tiene un nombre vulgar, el
derivado de dicho nombre vulgar cambiando –ico por –ato y –oso por –ito.
NO2– anión nitrito anión dioxonitrato(III)
Aniones procedentes de la parcial eliminación de los hidrógenos ácidos. Se antepone el
prefijo hidrogeno–, con el numeral correspondiente, delante del nombre del anión, considerando al
hidrógeno como parte de éste.
HCO3– anión hidrogenocarbonato anión hidrogenotrioxocarbonato(IV)
11.5 Sales
Una sal es un compuesto químico que consiste en una combinación de cationes y aniones (sin embargo, si
el catión es un hidrógeno ácido, el compuesto se llama normalmente ácido).
Sales simples. Cuando sólo hay presente una clase de catión y una clase de anión, se usa la
nomenclatura para sustancias binarias.
NaCl cloruro de sodio Na2SO4 sulfato de sodio
Sales ácidas. Son sales en las que hay además del hidrógeno ácido hay otro catión. El hidrógeno se
considera en tales casos parte del anión y se señala con el prefijo hidrogeno–.
Obsérvese que con fines de nomenclatura, los hidrógenos ácidos se consideran cationes cuando no hay
otros cationes, pero parte del anión cuando hay otros cationes.
H2SO4 tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno H2S sulfuro de hidrógeno
NaHSO4 hidrogenotetraoxosulfato(VI) de sodio NaHS hidrogenosulfuro de sodio
Sales dobles, triples, etc. Se nombran como las sales simples, pero ordenando alfabéticamente los
cationes o aniones. Aveces, el orden de cationes o aniones en la fórmula y el nombre puede ser diferente.
Ca5F(PO4)3 fluoruro tris(fosfato) de calcio
En las sales que contienen aniones óxido o hidróxido, éstos pueden nombrarse alternativamente colocando
el prefijo oxi– o hidroxi–, respectivamente, delante del nombre del anión.
WCl2O2 dicloruro dióxido de wolframio(VI) dioxidicloruro de wolframio(VI)
MgCl(OH) cloruro hidróxido de magnesio hidroxicloruro de magnesio
11.6 Compuestos de coordinación (complejos)
Para estos compuestos, se emplea únicamente la nomenclatura sistemática.
K[CrF4O] tetrafluorooxocromato(V) de potasio
Na[B(NO3)4] tetranitratoborato(III) de sodio
[CuCl2(NH3)2] bis(amino)diclorocobre(II)
[Pt(NH3)4][PtCl4] tetracloroplatinato(II) de tetraaminoplatino(II)
[Zn(H2O)6][SO4] sulfato de hexaaquocinc(II)
11.7 Compuestos de adición
Este término incluye una gran variedad de complejos y de compuestos de red. El método siguiente se aplica
muy bien a compuestos de estructura incierta. En la fórmula, cada componente se separa mediante un “⋅” y
las proporciones se indican mediante un número arábigo delante de cada componente. El nombre se forma
uniendo los nombres de los compuestos individuales mediante un guión largo “—”, e indicando al final las
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Inorgánica 7
proporciones de cada especie de la forma que se muestra en el ejemplo siguiente:
FeSO4⋅7H2O sulfato de hierro(II)—agua (1/7)
Las especies se citan en orden de número creciente (primero las menos numerosas), y, si aparecen en
iguales números, por orden alfabético del primer símbolo de la fórmula. Sin embargo, el agua o los
derivados del boro se colocan tradicionalmente al final.
Bibliografía
1 W. R. Peterson, “Formulación y nomenclatura de química inorgánica”, Edunsa, Barcelona, 5ª edición,
1983 , 158 páginas, ISBN 84–85257–04–9.
2 IUPAC, “Nomenclature of inorganic chemistry”, Blacwell Scientific Publications, Oxford, 1990 , 289
páginas, ISBN 0–632–02494–1.
3 B. P. Block, W. H. Powell, W. C. Fernelius, “Inorganic chemical nomenclature”, American Chemical
Society, Washington, 1990 , 210 páginas, ISBN 0–8412–1697–5.
4 Real Academia de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales, “Vocabulario Científico y Técnico”, Espasa
Calpe, Madrid, 1990 , 751 páginas, ISBN 84–239–5987–2.
TABLAS DE NOMENCLATURA INORGANICA
Tabla 1: Numeración de las dieciocho columnas de una Tabla Periódica convencional en su forma larga.
11Na19K37
Rb55Cs87Fr
IUPAC 1988IUPAC 1970Deming 1923
2He 1
3Li
1H
6
7
9VIIIAVIIIB
2IIAIIA
5VAVB
1IAIA
3IIIAIIIB
4IVAIVB
6VIAVIB
7VIIAVIIB
8 10 11IBIB
12IIBIIB
13IIIBIIIA
14IVBIVA
15VBVA
16VIBVIA
17VIIBVIIA
71Lu
23V41Nb
4Be12
Mg20Ca38Sr56Ba88Ra
21Sc39Y
57-71La-Lu89-103Ac-Lr
22Ti40Zr72Hf104Db
73Ta105Jl
24Cr42
Mo74W106Rf
25Mn43Tc75Re107Bh
26Fe44Ru76Os
27Co45Rh77Ir
28Ni46Pd78Pt
9F17Cl35Br53I85At
10Ne18Ar36Kr
86Rn
54Xe
7N15P33As51Sb83Bi
8O16S34Se
84Po
52Te
5B13Al31Ga49In81Tl
6C14Si32Ge
82Pb
50Sn
29Cu47Ag79Au
30Zn
80Hg
48Cd
58Ce
59Pr
60Nd
61Pm
62Sm
63Eu
64Gd
65Tb
66Dy
67Ho
70Yb
68Er
69Tm
90Th
91Pa
92U
93Np
94Pu
95Am
96Cm
97Bk
98Cf
99Es
102No
103Lr
100Fm
101Md
57La89Ac
18VIIIBVIIIA
3
4
5
6
7
2
108Hn
109Mt
Tabla 2: Orden de electronegatividad aplicado en nomenclatura inorgánica.
V
Nb
He Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Sc
Y
La
Ac
Ti
Zr
Hf Ta
Cr
Mo
W
Mn
Tc
Re
Fe
Ru
Os
Co
Rh
Ir
Ni
Pd
Pt
F
Cl
Br
I
At
Ne
Ar
Kr
Rn
Xe
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Po
Te
B
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Ge
Pb
Sn
Cu
Ag
Au
Zn
Hg
Cd
H
Lu
Lr
ElementosElectronegativos
ElementosElectropositivos
8 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Tabla 3: Nombres, símbolos y números atómicos de los átomos [elementos]
Número NúmeroNombre Símbolo atómico Nombre Símbolo atómicoActinio Ac 89Aluminio Al 13Americio Am 95Antimonio (Stibium†) Sb 51Argon Ar 180Arsénico As 33Astato At 85Azufre (Sulfur,†Theion††) S 16Bario Ba 56Berilio Be 4Berquelio Bk 97Bismuto Bi 83Bohrio Bh 107Boro B 5Bromo Br 35Cadmio Cd 48Calcio Ca 20Californio Cf 98Carbono C 6Cerio Ce 58Cesio Cs 55Cinc Zn 30Circonio Zr 40Cloro Cl 17Cobalto Co 27Cobre (Cuprum†) Cu 29Criptón Kr 36Cromo Cr 24Curio Cm 96Disprosio Dy 66Dubnio Db 104Einstenio Es 99Erbio Er 68Escandio Sc 21Estaño (Stannum†) Sn 506Estroncio Sr 38Europio Eu 63Fermio Fm 100Flúor F 9Fósforo P 15Francio Fr 87Gadolinio Gd 64Galio Ga 31Germanio Ge 32Hafnio Hf 72Hahnio Hn 108Helio He 29Hidrógeno* H 1Hierro (Ferrum†) Fe 26Holmio Ho 67Indio In 49Iridio Ir 77Iterbio Yb 70Itrio Y 39Joliotio Jl 105
Lantano La 57Laurencio (Unniltrio) Lr 103Litio Li 3Lutecio Lu 71Magnesio Mg 12Manganeso Mn 25Meitnerio Mt 109Mendelevio Md 101Mercurio Hg 80Molibdeno Mo 42Neodimio Nd 60Neón Ne 10Neptunio Np 93Niobio Nb 41Níquel Ni 28Nitrógeno N 7Nobelio No 102Oro (Aurum†) Au 79Osmio Os 76Oxígeno 0 8Paladio Pd 46Plata (Argentum†) Ag 47Platino Pt 78Plomo (Plumbum†) Pb 82Plutonio Pu 94Polonio Po 84Potasio K 19Praseodimio Pr 59Promecio Pm 61Protactinio Pa 91Radio††† Ra 88Radón††† Rn 86Renio††† Re 75Rodio††† Rh 45Rubidio††† Rb 37Rutenio††† Ru 44Rutherfordio Rf 106Samario Sm 62Selenio Se 34Silicio Si 14Sodio Na 11Talio Tl 81Tántalo Ta 73Tecnecio Tc 43Teluro Te 52Terbio Tb 65Titanio Ti 22Torio Th 90Tulio Tm 69Uranio U 92Vanadio V 23Wolframio (Tungsteno) W 74Xenon Xe 54Yodo (Iodo) I 53
* Los isótopos del hidrógeno 1H, 2H y 3H se llaman protio, deuterio y tritio, respectivamente. Para deuterio y tritio, se puedenusar los símbolos D y T, aunque son preferibles 2H y 3H.
† La raiz para nombrar los compuestos de estos elementos procede del nombre latino indicado.†† De este nombre griego procede la raiz 'tio' para azufre.
††† La raiz para nombrar los compuestos dobla la letra “r” inicial si se antepone un prefijo acabado en vocal.
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Tabla 4: Prefijos numerales.
1 mono 11 undeca 21 henicosa 60 hexaconta
2 di (bis) 12 dodeca 22 docosa 70 heptaconta
3 tri (tris) 13 trideca 23 tricosa 80 octaconta
4 tetra (tetrakis) 14 tetradeca 30 triaconta 90 nonaconta
5 penta (pentakis) 15 pentadeca 31 hentriaconta 100 hecta
6 hexa (hexakis) 16 hexadeca 35 pentatriaconta
7 hepta (heptakis) 17 heptadeca 40 tetraconta
8 octa (octakis) 18 octadeca 48 octatetraconta
9 nona (nonakis) 19 nonadeca 50 pentaconta
10 deca (decakis) 20 icosa 52 dopentaconta
Tabla 5: Nombres sistemáticos para compuestos binarios de hidrógeno (acabados en –ano).
BH3 borano NH3 azano, amoníaco* H2O agua*,**
CH4 metano PH3 fosfano, fosfina* H2S sulfano
SiH4 silano AsH3 arsano, arsina* H2Se selano
GeH4 germano SbH3 estibano, estibina* H2Te telano
SnH4 estannano BiH3 bismutano H2Po polano
PbH4 plumbano
B2H6 diborano N2H4 diazano, hidrazina* H2Sn polisulfano (n=2)
Si2H6 disilano N2H2 diazeno, diimida* H2S5 pentasulfano
Si3H8 trisilano P2H4 difosfano H2Se2 diselano
Sn2H6 diestannano As2H4 diarsano H2Te2 ditelano* Nombres no sistemáticos.
** Nombre sistemático: oxidano.
Tabla 6: Nombres de aniones monoatómicos y homoatómicos incluyendo las anomalías más importantes.
H– hidruro O2– óxido N3– nitruro1H– proturo O2
2– dióxido(2–),* peróxido N3– trinitruro(1–),* azida
2H–, D– deuteruro O2– dióxido(1–),* hiperóxido P3– fosfuro
F– fluoruro O3– trióxido(1–),* ozónido As3– arseniuro
Cl– cloruro S2– sulfuro Sb3– antimoniuro
Br– bromuro S22– disulfuro(2–) C4– carburo
I– yoduro Se2– seleniuro C22– dicarburo(2–),* acetiluro
I3– triyoduro(1–) Te2– telururo Si4– siliciuro
B3– boruro* Nombre sistemático.
Tabla 7: Nombres de algunos aniones heteropoliatómicos no acabados en –ato.
OH– hidróxido NH2– imiduro
HO2– hidrogenodióxido(1–) NHOH– hidroxiamiduro
HS– hidrogenosulfuro(1–) N2H3– hidrazida
NH2– amiduro CN– cianuro
10 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Tabla 8: Nombres de algunos cationes heteropoliatómicos acabados en –onio
(hidruros de no metal + catión hidrógeno).
NH4+ amonio H3O+ oxonio H2F+ fluoronio
PH4+ fosfonio H3S+ sulfonio H2Cl+ cloronio
AsH4+ arsonio H3Se+ selenonio H2Br+ bromonio
SbH4+ estibonio H2I+ yodonio
Tabla 9: Nombres de algunos cationes heteropoliatómicos acabados en –ilo.
NO+ nitrosilo UO2+ uranilo(V) SO2+ sulfinilo o tionilo
NO2+ nitrilo o nitroilo UO2
2+ uranilo(VI) SO22+ sulfonilo o sulfurilo
Tabla 10: Nombres de algunos grupos y radicales derivados de ácidos oxoácidos.
Radical Nombre y Carga (considerado como ión) Radical Nombre y Carga (considerado como ión)
HO hidroxilo 1– ClO clorosilo 1+
CO carbonilo 2+ ClO2 clorilo 1+
CS tiocarbonilo 2+ ClO3 perclorilo 1+
NO nitrosilo 1+ (idem para otros halógenos)
NO2 nitrilo o nitroilo 1+ CrO2 cromilo 2+
PO fosforilo 3+ UO2 uranilo 2+
PS tiofosforilo 3+ NpO2 neptunilo 2+
SO sulfinilo o tionilo 2+ PuO2 plutonilo 2+
SO2 sulfonilo o sulfurilo 2+ (idem para otros actínidos)
S2O5 disulfurilo 2+
SeO seleninilo 2+
SeO2 selenonilo 2+
Tabla 11: Representación de nombres de ligandos mediante abreviaturas.
Cy ciclohexil* Me metil* en etilenodiamina
Et etil* Ph fenil** Al nombrar complejos, los radicales orgánicos que actúan como ligandos pierden la o final de la terminación –ilo.
Tabla 12: Nombres especiales para ligandos aniónicos.
F– fluoro O2– oxo* S2– tio*
Cl– cloro O22– peroxo* NH2
– amido
Br– bromo OH– hidroxo* NH2– imido
I– yodo HO2– hidrogenoperoxo CN– ciano
H– hidruro CH3O– metoxo** También pueden usarse los nombres sistemáticos: óxido, dióxido(2–), hidróxido, metanolato, sulfuro.
Tabla 13: Nombres de algunos ligandos neutros.
H2O aquo* N2 dinitrógeno (C6H5)3P trifenilfosfina
NH3 amino* CH3NH2 metilamina (CH3)3P trimetilfosfina
CO carbonil* (CH3)3N trimetilamina
NO nitrosil* H2N–CH2–CH2–NH2 etilenodiamina* Nombre diferente al que presenta el grupo libre
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Tabla 14: Nombres vulgares para ácidos oxoácidos.
H3BO3 ácido bórico H2SO4 ácido sulfúrico
(HBO2)n ácido metabórico H2S2O7 ácido disulfúrico
H4SiO4 ácido ortosilícico H2S2O3 ácido tiosulfúrico
(H2SiO3)n ácido metasilícico H2S2O6 ácido ditiónico
H2CO3 ácido carbónico H2S2O4 ácido ditionoso
HOCN ácido ciánico H2SO3 ácido sulfuroso
HONC ácido fulmínico H2CrO4 ácido crómico
HNCO ácido isociánico* H2Cr2O7 ácido dicrómico
HNO3 ácido nítrico HClO4 ácido perclórico
HNO2 ácido nitroso HClO3 ácido clórico
HPH2O2 ácido fosfínico HClO2 ácido cloroso
H3PO3 ácido fosforoso HClO ácido hipocloroso
H2PHO3 ácido fosfónico H5IO6 ácido ortoperyódico
H3PO4 ácido ortofosfórico o fosfórico HIO4 ácido peryódico
H4P2O7 ácido difosfórico HIO3 ácido yódico
(HPO3)n ácido metafosfórico HMnO4 ácido permangánico
H4P2O6 ácido hipofosfórico H2MnO4 ácido mangánico
H3AsO4 ácido arsénico
H3AsO3 ácido arsenioso* No es un oxoácido
Tabla 15: Nombres vulgares para oxoácidos, y para peroxo– y tioderivados comunes, no recomendados ya por
la IUPAC pero de uso todavía frecuente.
HNO4 ácido peroxonítrico H2SeO4 ácido selénico
HOONO ácido peroxonitroso H2SeO3 ácido selenioso
H2NO2 ácido nitroxílico H6TeO6 ácido (orto)telúrico
H2N2O2 ácido hiponitroso HBrO3 ácido brómico
H5P3O10 ácido trifosfórico HBrO2 ácido bromoso
H3PO5 ácido peroxofosfórico HBrO ácido hipobromoso
H4P2O8 ácido peroxodifosfórico HIO ácido hipoyodoso
H4P2O5 ácido difosforoso o pirofosforoso HTcO4 ácido pertecnécico
H2SO5 ácido peroxosulfúrico H2TcO4 ácido tecnécico
H2S2O8 ácido peroxodisulfúrico HReO4 ácido perrénico
H2S2O5 ácido disulfuroso o pirosulfuroso H2ReO4 ácido rénico
H2S2O2 ácido tiosulfuroso
12 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
EJERCICIOS SOLUCIONESNombra los compuestos: Nombres de los compuestos:
1 Cu2O óxido de cobre(I)
2 H2S sulfuro de hidrógeno
3 PH3 fosfina
4 Na2O2 peróxido de sodio
5 Mg(O2)2 hiperóxido de magnesio
6 Fe(OH)3 hidróxido de hierro(III)
7 KHSO4 hidrogenosulfato de potasio
8 As2O3 trióxido de diarsénico
9 BaS2O3 tiosulfato de bario
10 Ca(NO3)2 nitrato de calcio
11 NiI2 yoduro de níquel(II)
12 Ni2(CO3)(OH)2 carbonato dihidróxido de níquel(II)
13 CaHPO4 hidrogenofosfato de calcio
14 Co(PH2O2)2 fosfinato de cobalto(II)
15 [Cu(NH3)4]Cl2 cloruro de tetraaminocobre(II)
16 Na3[AlF6] hexafluoroaluminato(III) de sodio
17 [Zn(H2O)4]Cl2 cloruro de tetraaquocinc(II)
18 K4[Fe(CN)6] hexacianoferrato(II) de potasio
19 K3[Fe(CN)6] hexacianoferrato(III) de potasio
20 [Fe(H2O)3(NH3)3]Cl3 cloruro de triaminotriaquohierro(III)
21 H2S2O5 ácido disulfuroso o pentaoxodisulfato(IV) de hidrógeno
22 H2S2O6 ácido ditiónico
23 MgNa2P2O6 hipofosfato de magnesio y sodio
24 K2S2O8 hexaoxoperoxodisulfato(VI) de potasio
25 Na2S2O2 tiosulfito de sodio o dioxotiosulfato(IV) de sodio
26 HI yoduro de hidrógeno
27 BeH2 hidruro de berilio
28 IF5 pentafluoruro de yodo
29 XeO3 trióxido de xenon
30 S2Cl2 dicloruro de diazufre
31 Cl2O3 trióxido de dicloro
32 B2Cl4 tetracloruro de diboro
33 P4O6 hexaóxido de tetrafósforo
34 SOF2 fluoruro de sulfinilo
35 Mg3N2 nitruro de magnesio
36 HIO3 ácido yódico
37 HMnO4 ácido permangánico
38 NH4(OH) hidróxido de amonio
39 ReF2O2 difluoruro dióxido de renio(VI)
40 Al2(SO3)3 sulfito de aluminio
41 NOCl cloruro de nitrosilo
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42 BaCrO4 cromato de bario
43 NaHPHO3 hidrogenofosfonato de sodio
44 NH4BrO4 tetraoxobromato(VII) de amonio
45 KLiNaPO4 fosfato de litio potasio y sodio
46 Na2S2O3⋅5H2O tiosulfato de sodio—agua(1/5)
47 HCO3F fluorotrioxocarbonato(IV) de hidrógeno
48 Sc(HSO4)3 hidrogenosulfato de escandio(III)
49 BaBrCl bromuro cloruro de bario
50 NH4OCN cianato de amonio
51 WO3 trióxido de wolframio
52 RhCl3⋅2H2O cloruro de rodio(III)—agua(1/2)
53 WF4O tetrafluoruro óxido de wolframio(VI)
54 Pb(NO3)(OH) hidroxinitrato de plomo
55 CaH2P2O7 dihidrogenodifosfato de calcio
56 Hg2I2 yoduro de mercurio(I)
57 NO2F fluoruro de nitrilo
58 NaHS2O5 hidrogenopentaoxodisulfato(IV) de sodio
59 H3PO3S ácido tiofosfórico
60 HSO3Cl clorotrioxosulfato(IV) de hidrógeno
61 POCl3 cloruro de fosforilo
62 K2[Fe(CN)5(NO)] pentacianonitrosilferrato(III) de potasio
63 Al2[Pd(CN)4]3 tetracianopaladato(II) de aluminio
64 [Cu(NH3)4]SO4 sulfato de tetraaminocobre(II)
65 Li2[Pt(CN)6] hexacianoplatinato(IV) de litio
66 (NH4)2[IrCl6] hexacloroiridiato(IV) de amonio
67 [PtCl(NH3)3][CuCl3(NH3)] aminotriclorocuprato(II) de triaminocloroplatino(II)
68 [Ag(NH3)2]3[Co(SCN)6] hexakis(tiocianato)cobaltato(III) de diaminoplata(I)
69 Na3[Ag(S2O3)2] bis(tiosulfato)argentato(I) de sodio
70 [V(H2O)6]2+ ión hexaaquovanadio(II)
71 K2[CrCl5O] pentaclorooxocromato(V) de potasio
72 [Al(OH)(H2O)5]2+ ión pentaaquohidroxoaluminio(III)
73 [CoN3(NH3)5]SO4 sulfato de pentaaminoazidocobalto(III)
74 [Ru(HSO3)2(NH3)4] tetraaminobis(hidrogenosulfito)rutenio(II)
75 [Ni(CO)2(PPh3)2] dicarbonilbis(trifenilfosfina)níquel(0)
76 Na2[HgBr2O] dibromooxomercuriato(II) de sodio
77 [CoCl(NCS)(NH3)4](NO3) nitrato de tetraaminocloroisotiocianatocobalto(III)
78 Mg[IrCl4(NH3)]2 aminotetracloroiridiato(III) de magnesio
79 [Zn(H2O)6](SO4) sulfato de hexaaquocinc(II)
80 K[Co(CN)(CO)2(NO)] dicarbonilcianonitrosilcobaltato(0) de potasio
81 [NiCl2(H2O)2] diaquodicloroníquel(II)
82 K3[FeCl6] hexacloroferrato(III) de potasio
83 [ReCl(CO)5] pentacarbonilclororrenio(I)
84 Rb[AuCl2(CN)2] dicianodicloroaurato(III) de rubidio
85 (NH4)2[Fe(CN)5(NO)] pentacianonitrosilferrato(III) de amonio
14 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Formula los siguientes compuestos: Fórmulas de los compuestos:1 óxido de sodio Na2O
2 peróxido de bario BaO23 óxido de aluminio Al2O34 ozónido de sodio NaO35 trióxido de azufre SO36 pentaóxido de dibromo Br2O57 fluoruro de níquel(III) NiF38 sulfuro de plata Ag2S
9 cloruro de aluminio y potasio AlKCl410 hidruro de aluminio y litio AlLiH411 nitruro de aluminio AlN
12 azida de sodio NaN313 hidroxiamiduro de amonio NH4(NHOH)
14 cloruro de sulfonilo SO2Cl215 bromuro de tionilo SOBr216 alano AlH317 fosfina PH318 ditelano H2Te219 hidrogenofosfonato de sodio NaHPHO320 tiosulfato de potasio y sodio KNaS2O321 isocianato de sodio NaNCO
22 cianofosfinahidruronitrosilplatino(II) [Pt(CN)(H)(NO)(PH3)]
23 tetratioarseniato(V) de sodio Na3[AsS4]
24 bromuro de diaminoplata [Ag(NH3)2]Br
25 cloruro de triaminodiaquofluorocobalto(III) [CoF(H2O)2(NH3)3]Cl226 amoniaco NH327 trióxido de dinitrógeno N2O328 sulfuro de manganeso(II) MnS
29 trisulfuro de diboro B2S330 yoduro de hidrógeno HI
31 ácido nítrico HNO332 hidróxido de cromo(II) Cr(OH)233 fosfato de cobalto(III) CoPO434 dihidrogenofosfato de potasio KH2PO435 sulfato de calcio disodio CaNa2(SO4)236 fosfato de litio potasio y sodio KLiNaPO437 tetrakis(nitrato) sulfato de aluminio Al2(NO3)4(SO4)
38 oxicarbonato de plomo(IV) Pb(CO3)O
39 cloruro hidróxido de magnesio MgCl(OH)
40 hidroxinitrato de plomo(II) Pb(NO3)(OH)
41 ácido peroxofosfórico H3PO542 ácido tiosulfuroso H2S2O243 clorotrioxosulfato(VI) de hidrógeno HSO3Cl
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44 fluoruro de nitroilo NO2F
45 hexacianovanadato(I) de calcio Ca5[V(CN)6]246 hexacianoferrato(II) de amonio (NH4)4[Fe(CN)6]
47 nitrato de tetraaminocadmio(II) [Cd(NH3)4](NO3)248 sulfato de hexaaquocinc(II) [Zn(H2O)6]SO449 bis(tiosulfato)argentato(I) de potasio K3[Ag(S2O3)2]
50 triaquotriclororrodio(III) [RhCl3(H2O)3]
51 triaquobromodihidroxohierro(III) [FeBr(OH)2(H2O)3]
52 hexacarbonilcromo(0) [Cr(CO)6]
53 hexakis(nitrato)toriato(IV) de berilio Be[Th(NO3)6]
54 tetrahidroxoosmiato(II) de amonio (NH4)2[Os(OH)4]
55 tetracloroargentato(III) de sodio Na[AgCl4]
56 disulfuro(2–) de molibdeno MoS257 pentacloruro de niobio NbCl558 tetraóxido de rutenio RuO459 cloruro de tetraaquodiclorotitanio(III) [TiCl2(H2O)4]Cl
60 tetrafluoruro de azufre SF461 disulfuro de carbono CS262 cloruro de paladio(II) PdCl263 dihidroxisulfato de hafnio(IV) Hf(OH)2(SO4)
64 tioarseniato de plata(I) Ag3[AsO3S]
65 óxido de hierro(II) y titanio(IV) FeTiO366 dibromobis(trifenilfosfina)cobre(II) [CuBr2(PPh3)2]
67 tetraoxorreniato(VI) de rubidio Rb2[ReO4]
68 diperoxocromato(VI) de plata(I) Ag2(CrO6)
69 yoduro de pentaaminonitratocobalto(III) [Co(NO3)(NH3)5]I270 triyoduro de sodio NaI371 carboniltetracianomanganato(I) de sodio Na3[Mn(CN)4(CO)]
72 imiduro de bario Ba(NH)
73 nitruro de litio Li3N
74 ditiocarbonato de estroncio SrCOS275 trióxido de niobio y sodio NaNbO376 clorito de bario Ba[ClO2]277 tiosulfato de calcio CaS2O378 hidruro de calcio CaH279 carbonato de pentaaquohidroxocromo(III) [Cr(OH)(H2O)5](CO3)
80 tetracloropaladiato(II) de amonio (NH4)2[PdCl4]
81 cloruro de tiofosforilo PSCl382 diaquodicloroniquel(II) [NiCl2(H2O)2]
16 Nomenclatura Inorgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
NOMENCLATURA DE QUÍMICA ORGÁNICA
(Adaptado a las normas IUPAC 1979)
Dependiendo de los grupos funcionales presentes y, por tanto, de su reactividad, las sustancias orgánicas se
clasifican dentro de grandes grupos que afectan al nombre de la sustancia. Estos grupos son:
R-CO
OH
R-CO
R-C
R'-CO
OO
OR´
R-CO
NH2
R-C N
R-CO
HR-C
O
R´
R-CO
Cl
primariassecundariasterciarias
AminasNR1R2R3NHR1R2NH2R
Hidrocarburos
Acíclicos
Cíclicos
Lineales
Ramificados
Monocíclicos
Policíclicos
Aromáticos
SaturadosNo saturados
No saturadosSaturados
No saturadosSaturados
No saturadosSaturados
Compuestos conHeteroátomos
Ácidos carboxílicos Anhídridos
Ésteres
Amidas Nitrilos
Aldehidos Cetonas
Alcoholes Fenoles
Éteres
Derivados halogenados
R-OH φ-OH
R-O-R´
Haluros de acilo
R-X
1 Hidrocarburos acclicos lineales saturadosLos nombres se forman con un término numérico (penta, hexa, etc), seguido de la terminación -ano. Los
primeros hidrocarburos (metano, etano, propano y butano) son excepciones. (Ver punto 7 en “Guía
para nombrar un compuesto orgánico”, página 23). Ejemplo: CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 pentano.
Los radicales (producto de la pérdida de un hidrógeno) se nombran sustituyendo la terminación
–ano por –ilo o por sólo -il cuando el radical es un sustituyente de una molécula.CH3CH3- radical metilo; | 3-metilpentano
CH3-CH2-CH-CH2-CH3
2 Hidrocarburos acclicos ramificadosEl nombre se forma anteponiendo las denominaciones de las cadenas laterales sustituyentes (radicales) al
nombre de la cadena más larga (cadena principal) que exista en la fórmula. Delante del nombre de la cadena
lateral se coloca el número localizador correspondiente. La cadena principal se numera de forma que se
asignen los localizadores más bajos a las cadenas laterales.CH3| 2-metilhexano y no 5-metilhexano
CH3-CH-CH2-CH2-CH2-CH3
Si hay dos o más cadenas laterales diferentes, se citan en orden alfabético. La presencia de radicales
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idénticos se indica mediante el prefijo multiplicador adecuado, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-,
hepta-, octa-, nona-, deca-, undeca-, etc, o, en caso de que pueda haber confusión, bis-, tris-,
tetrakis-, pentakis-, etc.H3C-H2C CH3
| |CH3-CH2-CH2-CH-C-CH3 4-etil-3,3-dimetilheptano
|CH3
Ver en pág. 24 (puntos 4 y 5) las reglas completas para la elección y numeración de la cadena principal.
3 Hidrocarburos no saturados linealesSe nombran reemplazando la terminación -ano por -eno, para los dobles enlaces, y por -ino para los
triples enlaces.
CH2=CH-CH3 propeno HC≡CH etino o acetileno
Acetileno es un nombre vulgar o no sistemático. Ver en las páginas 23-30 la lista de nombres vulgares.
Si hay más de un doble o triple enlace, las terminaciones son -adieno (dos =), -atrieno (tres =),
–adiino (dos ≡), -atriino (tres ≡), -enino (un = y un ≡), -adienino (dos = y un ≡), -enodiino (un =
y dos ≡), etc.
CH2=C=CH2 propadieno
La cadena principal se elige según los siguientes criterios, aplicados en ese orden:
a) debe contener el mayor número de enlaces múltiples,
b) debe ser la más larga,
c) debe contener más dobles enlaces.
La cadena se numera de forma que los enlaces múltiples tengan los localizadores más bajos, con preferencia
para los enlaces dobles.
CH3-CH2-CH=CH2 1-buteno CH2=CH-C≡CH 1-buten-3-ino
Los radicales se nombran cambiando la terminación -o por -ilo. Los radicales se numeran con las mismas
reglas que las cadenas principales, con la diferencia que el carbono 1 siempre es el que posee una valencia
libre (punto 5, página 25).
CH≡C-CH2- 2-propinilo CH3-CH=CH- 1-propenilo
4 Hidrocarburos monocclicosLos no sustituidos, se nombran anteponiendo el prefijo ciclo al nombre del hidrocarburo correspondiente.
Las insaturaciones se indican con las terminaciones -eno e -ino. La numeración sigue las mismas reglas
que para los hidrocarburos lineales. Los radicales se nombran de forma similar a los de los hidrocarburos
lineales.
ciclobutano 1,3-ciclopentadieno 3-ciclopentenilo
H2C
H2C CH2
CH2
5 Hidrocarburos aromticosSe caracterizan por la presencia de dobles enlaces conjugados. En la lista de nombres vulgares (página 29)
se dan los nombres de los más característicos, así como de su sistema de numeración.
benceno naftaleno8
7
6
5 43
1
2
18 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Los anillos bencénicos disustituidos pueden nombrarse como orto-, meta- y para-, en vez de 1,2-,
1,3- y 1,4-.1,2-dimetilbenceno o 1,3-dimetilbenceno o
o-dimetilbenceno o o-xileno m-dimetilbenceno o m-xilenoCH3
CH3
CH3
CH3
6 Hidrocarburos con parte cclica y parte acclicaCuando en una molécula coexisten una parte cíclica y otra acíclica, se considera la parte lineal como
sustituyente de la cíclica cuando sólo hay un ciclo con varias cadenas unidas a él, pero al revés cuando hay
una cadena con varias cadenas laterales o ciclos unidos a ella.
1-butil-1,4,4-trimetilciclohexano 1,4-diciclohexil-2-metilbutano
CH2-CH2-CH2-CH3
CH3
H3C
H3C
CH2 CH-CH2 CH2
CH3
1-fenil-2,3-dimetil-1-hexeno
CHC
CH3
CH3–CH2–CH2–HC
H3C
Alternativamente, puede usarse el criterio de tamaño:
CH2–(CH2)14–CH3 1–fenilhexadecano
7 Derivados halogenadosLos halógenos unidos a carbono se consideran sustituyentes de la cadena principal y se les nombra
mediante el prefijo fluoro-, cloro-, bromo- o yodo-:
CH3Cl clorometano CH2Cl2 diclorometano CHCl3 triclorometano o cloroformo
Otra forma de nombrarlos es como haluros de alquilo (nomenclatura radicofuncional):
CH3Cl cloruro de metilo
Cuando todos los átomos de hidrógeno (salvo los de los grupos funcionales) han sido sustituídos por
átomos de un halógeno, se pueden emplear los prefijos perfluoro–, percloro–, etc.
CF3(CF2)3CF3 perfluoropentano
8 Compuestos con otros grupos funcionalesComo norma general, si hay varios grupos funcionales distintos, primero debe elegirse el grupo principal.
El grupo principal es el primero que aparezca en la lista recogida en el punto 1, página 24 (primero ácidos y
derivados, luego aldehidos, cetonas, alcoholes, etc.). El grupo principal fija la terminación del nombre
(–oico, -ol, -ona, etc). Los demás grupos no principales se nombran como sustituyentes, colocando el
prefijo adecuado.
La cadena principal debe contener el máximo número de grupos principales (punto 4, pág. 24). Su
numeración se elige de forma que a éstos les correspondan los localizadores más bajos (punto 5, pág. 25).
HOCH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CO-CH3 Cadena principal: heptano.
Grupo principal: -CO- (cetona), sufijo -ona.
Otros grupos: -OH (alcohol), prefijo, hidroxi-.
Nombre: 7-hidroxi-2-heptanona.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 19
Este tipo de nomenclatura se llama sustitutiva y se basa en designar mediante un sufijo el grupo principal
introducido en el hidrocarburo base que llamamos cadena principal. A veces se usan otras nomenclaturas
como la radicofuncional en la que la palabra que designa el grupo funcional se asocia con los nombres de
los radicales que designan el resto de la molécula. En esta nomenclatura, la molécula anterior se designaría:
5-hidroxipentilmetilcetona
9 çcidos carboxlicosLa terminación para un ácido carboxílico cuando es el grupo principal es -oico; además se coloca la palabra
ácido delante del nombre. Cuando no es el grupo principal y debe nombrarse como sustituyente, el prefijo
es carboxi- para el grupo -COOH. Muchos ácidos tienen nombres vulgares (ver lista en página 30).
CH2=CH-CH2-COOH ácido 3-butenoico
HOOC| ácido 3-carboxi-hexanodioico
HOOC-CH2-CH2-CH-CH2-COOH
H3C HOOC CH3| | | ácido 3-carboxi-2,5-dimetilhexanodioicoHOOC-CH-CH2-CH-CH-COOH
Una nomenclatura alternativa es la que utiliza la terminación -carboxílico en lugar de -oico para indicar
la presencia de un grupo -COOH sustituyendo a un hidrógeno en la cadena. El nombre de los dos últimos
compuestos en esta nomenclatura sería
ácido 1,2,4-butanotricarboxílico y ácido 2,3,5-hexanotricarboxílico.
Obsérvese que, a diferencia de cuando se usa la terminación -oico, cuando se usa la terminación
–carboxílico, el carbono del grupo -COOH no se incluye en la cadena principal ya que la terminación
–carboxílico le incluye.
10 AnhdridosSe nombran como los ácidos de los que proceden sin más que cambiar la palabra ácido por anhídrido.
CH3-CO-O-OC-CH3 anhídrido etanoico o anhídrido acético
CH3-CO-O-OC-CH2-CH3 anhídrido acético-propiónoico
11 steresCuando son el grupo principal, se nombran como procedentes de un ácido por sustitución del hidrógeno
ácido por un radical. Se nombran sustituyendo la terminación –oico del ácido por -oato y se completa el
nombre con el del radical.
CH3-COO-CH2-CH3 etanoato de etilo o acetato de etilo
Cuando no es el grupo principal, se nombra mediante el prefijo Riloxicarbonil-, donde R es la raiz del
radical, para el grupo -COOR, o mediante el prefijo (RC)oiloxi- para el grupo (RC)OO-.
CH3-COO-CH2-CH2-COOH ácido 3-etanoiloxipropanoico
CH3-OOC-CH2-CH2-COOH ácido 3-metiloxicarbonilpropanoico
12 Haluros de aciloSe usa normalmente la nomenclatura radicofuncional. Cuando son el grupo principal, se nombran como
procedentes de un ácido por sustitución del hidroxilo por un haluro. Se nombran como haluros del radical
(RC)O-, cuyo nombre es (RC)oilo.
CH3-COCl cloruro de etanoilo o cloruro de acetilo
El grupo XOC– se nombra como sustituyente con el prefijo haloformil–.
ClOC–CH2-COOH ácido (cloroformil)acético
13 Amidas
20 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Cuando son el grupo principal, se nombran como procedentes de un ácido por sustitución del hidróxido por
un grupo –NH2. Se nombran sustituyendo la terminación –ico del ácido por -amida y se completa el
nombre con el del radical. El prefijo para nombrar el grupo -CONH2 cuando es un sustituyente es
carbamoil-.
(CH3)2-CH-CONH2 2-metilpropanamida o 2-metilpropamida
H3C CH3| | ácido 2-metil-3-carbamoilbutanoicoNH2-OC-CH-CH-COOH
La sustitución de un hidrógeno unido al nitrógeno por un grupo R se indica mediante el prefijo
correspondiente y el localizador -N-.
CH3-CO-NH-CH3 N-metilacetamida o N-metiletanamida
14 NitrilosLa terminación para nombrar un nitrilo cuando es el grupo principal es -nitrilo. Cuando se consideran
los compuestos R-CN como derivados de ácidos R-COOH que tienen nombres vulgares, su nombre se
puede formar a partir del vulgar del ácido cambiando -ico por -nitrilo. El prefijo para nombrar el grupo
-CN cuando es un sustituyente es ciano-.
CH3-CN acetonitrilo o etanonitrilo NC-CH2-COO-CH3 2-cianoetanoato de metilo
Alternativamente, puede usarse la nomenclatura radicofuncional:
CH3-CN cianuro de metilo
15 AldehidosLa terminación para nombrar un aldehido cuando es el grupo principal es -al. El prefijo para nombrar el
grupo -CHO cuando es un sustituyente es formil-.CHO
OHC-CH2-CHBr-CHO 2-bromobutanodial | 3-formilhexanodialOHC-CH2-CH-CH2-CH2-CHO
Una nomenclatura alternativa es la que utiliza la terminación -carbaldehido en lugar de –al para indicar
la presencia de un grupo -CHO sustituyendo a un hidrógeno en la cadena. El nombre de los compuestos
anteriores en esta nomenclatura sería
1-bromo-1,2-etanodicarbaldehido y 1,2,4-butanotricarbaldehido
16 CetonasLa terminación para nombrar una cetona cuando es el grupo principal es -ona. El prefijo para nombrar el
grupo =O cuando es un sustituyente es oxo-.
CH3-CO-CH3 propanona CH3-CO-CH2-CH2-CH3 2-pentanona
CH3-CH2-CO-CH2-CH2-CHO 4-oxohexanal
En la nomenclatura alternativa radicofuncional se usa la palabra cetona, anteponiendo como prefijos los
nombres de los radicales unidos al grupo CO:
CH3-CO-CH3 dimetilcetona CH3-CO-CH2-CH2-CH3 metilpropilcetona
Cuando el grupo cetónico se encuentra unido a un anillo aromático, recibe el nombre genérico de fenona. Si
el anillo es benceno, se nombran como procedentes de un ácido por sustitución del hidróxido por el grupo
fenilo, sustituyendo –ico por -fenona.
CO-CH3acetofenona o etanofenona
17 Alcoholes y fenolesLa terminación para nombrar un alcohol cuando es el grupo principal es -ol. El prefijo para nombrar el
grupo -OH cuando es un sustituyente es hidroxi-.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 21
CH2=CH-CH2OH 2-propen-1-ol
HOCH2-CH2-CH2-COOH ácido 4-hidroxibutanoico
Alternativamente se puede usar la nomenclatura radicofuncional:
CH3OH alcohol metílico
Cuando el grupo alcohol se encuentra unido a un anillo aromático, recibe el nombre genérico de fenol.
OH
fenol
18 AminasCuando una amina primaria es el grupo principal, se nombra añadiendo el sufijo -amina al nombre de la
cadena principal RH. Alternativamente, se puede nombrar precediendo la palabra amina con el nombre del
radical R–. Esta segunda alternativa es preferible para compuestos sencillos.
CH3NH2 metanamina o metilamina
Cuando el grupo principal es una amina secundaria o terciaria simétrica, se nombra añadiendo al nombre del
radical un prefijo di– o tri–, respectivamente.
NH(CH3)2 dimetilamina N(CH3)3 trimetilamina
Cuando el grupo principal es una amina asimétrica, los sustituyentes del N que no pertenecen a la cadena
principal, se nombran como prefijos usando –N– como localizador.
CH3CH2CH2NHCH3 N-metilpropilamina CH3CH2CH2N(CH3)2 N,N-dimetilpropilamina
Cuando la amina no es el grupo principal, se usa el prefijo amino- para indicar el grupo -NH2.
CH3NHCH2CH2COOH ácido 3–N-metilaminopropanoico
19 teresSe suele emplear la nomenclatura radico-funcional:
CH3-O-CH3 éter dimetílico o dimetiléter
CH3-O-CH2-CH3 éter etílico y metílico o etilmetiléter
20 Aniones y sus salesLos aniones procedentes de la eliminación de un H+ de un alcohol o fenol se nombran sustituyendo la
terminación –ol por la terminación –olato:
CH3-OH metanol CH3-O- anión metanolato
C6H5-OH fenol C6H5-O- anión fenolato
Los aniones procedentes de la eliminación de un H+ de un ácido se nombran sustituyendo la terminación
–ico por la terminación -ato:
CH3-COOH ácido acético CH3-COO- anión acetato
Los aniones procedentes de la eliminación de un H+ de un átomo de carbono se nombran añadiendo la
terminación –uro:
CH3-CH2-CH2-CH3 butano CH3-CH2-CH2-CH2- butanuro
Las sales se nombran de la forma habitual:
CH3-O- Na+ metanolato de sodio CH3-COO
- Na+ acetato de sodio
Bibliografa1 W. R. Peterson, “Formulación y nomenclatura de química orgánica”, Edunsa, Barcelona, 7ª edición,
1985, 247 páginas, ISBN 84-85257-03-0.
2 IUPAC, “Nomenclatura de la química orgánica, secciones A, B, C, D, E, F y H”, CSIC-RSEQ, Madrid,
1987, 565 páginas, adaptación castellana del original inglés (normas 1979), preparada por E. Fernández
Alvarez y F. Fariña Pérez, ISBN 84-00-06638-3.
22 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
GUÍA RÁPIDA PARA NOMBRAR UN COMPUESTO ORGÁNICO
Lo que sigue es una guía para la nomenclatura de compuestos orgánicos a partir de su fórmula. No abarca todos
los casos posibles pero sí una mayoría. Se utiliza principalmente la nomenclatura de tipo sustitutivo. Para usar
esta guía, escoge una fórmula cuyo nombre te plantee dudas, contesta las preguntas que se te formulan a
continuación y haz las acciones que se te indican. Los números remiten al apartado correspondiente del texto,
donde se especifica más extensamente la acción a realizar. Esta guía es una ayuda para resolver l o sejercicios propuestos, pero presupone que ya se conocen las herramientas básicas expuestasen las páginas anteriores.
1 06
1 4
1 11 2
1 3
3
2 . 12 . 22 . 32 . 42 . 52 . 6
78
9
45
Escribe el nombre completo del compuesto
Nombra los grupos simples Nombra los grupos complejosColoca los localizadores ymultiplicadores
¿Tiene sustituyentes?
NOSI
SI NO
SI NO
NO
Toma el nombre vulgar Crea el nombre sistemático
Elige la raízElige las terminacionesColoca localizadores ymultiplicadores
AnhídridoEsterHaluro de aciloAminaEter Sal
¿Tiene un nombre vulgar?
Elige la cadena o ciclo principalNumera la cadena o ciclo principal
Considéralos como sustituyentes
¿Hay grupos no principales?
Otros
Elige el grupo principal
SI
¿Tiene grupos funcionales?
1
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 23
1.- Elige el(los) grupo(s) principal(es), que será(n) la(s) primera(s) que aparezca(n) en la siguiente lista:
• ácidos y derivados: R-COOH > R-CO-O-CO-R'> R-COOR' > R-COX > R-CONH2• nitrilo: R-CN
• aldehidos y cetonas: R-COH > R-CO-R'
• alcoholes y otros: R-OH > R-NH2 > R-O-R'
Algunos grupos como los halógenos nunca se nombran como grupos funcionales, sólo como sustituyentes
2.- Si el grupo principal es uno de las siguientes, actúa de la forma expuesta:
1.- anhídrido [R-CO-O-CO-R']: escribe la palabra anhídrido, el nombre del ácido R-COOH (para
conocer el nombre del ácido empieza el proceso desde el punto 1) y el nombre del ácido R'-COOH
(si son distintos), ordenados alfabéticamente y separados por un guión. Ej.: CH3CO-O-CO-CH2-CH3anhídrido acético-propiónico.
2.- éster [R-COOR']: escribe el nombre del ácido R-COOH (para conocer el nombre del ácido
empieza el proceso desde el punto 1), cambiando la terminación -ico por -ato, escribe la
preposición de, y, finalmente, escribe el nombre del sustituyente R' (ver el punto 12 para nombrar
sustituyentes) acabándolo en -o. Ej.: CH3-COOCH3 acetato de metilo.
3.- haluro de acilo [R-COX]: escribe el nombre del haluro (fluoruro, cloruro, etc), la
preposición de y el nombre del sustituyente R-CO- (ver el punto 12 para nombrar sustituyentes)
acabándolo en -o. Ej.: CH3-COCl cloruro de etanoilo (o acetilo).
4.- amina: [RNH2, RR'NH o RR'R"N]: Si R es la cadena principal, escribe, sin separación entre
ellos, el nombre de los sustituyentes R' y R” (ver el punto 12 para nombrar sustituyentes) por
orden alfabético y , en su caso, con el prefijo multiplicativo correspondiente, el nombre del radical
R, y la palabra amina. Ej.: (CH3)2(CH3-CH2)N N-dimetiletilamina.
5.- éter [R-O-R'] : escribe la palabra éter seguida de los nombres de los sustituyentes R y R' (ver el
punto 12 para nombrar sustituyentes) acabados en -o, ordenados alfabéticamente, y separados por
la conjunción y. Ej.: CH3-O-CH2-CH3 éter de etilo y metilo; CH3–CH2–O–CH2–CH3 éter
dietílico.
6.- sales i) derivadas de alcohol [RO–M+]: escribe el nombre del alcohol o fenol R–OH (para
conocer su nombre empieza el proceso desde el punto 1) sustituyendo la terminación -ol por
–olato, más la preposición de, más el nombre del catión. Ej: CH3ONa metanolato de sodio. ii)
derivadas de ácido [RCOO–M+]: escribe el nombre del ácido R–COOH (para conocer su
nombre empieza el proceso desde el punto 1) sustituyendo la terminación -ico por –ato, más la
preposición de, más el nombre del catión. Ej: CH3COONa acetato de sodio.
3.- Considera el resto de grupos no principales como sustituyentes y continúa en el punto siguiente (en el
punto 12 se muestra cómo nombrar los sustituyentes). Como excepción, los grupos –NH– y –O–, pueden
ser considerados como –CH2–, anteponiendo al nombre así obtenido la partícula aza u oxa con el prefijo
multiplicativo y el(los) localizador(es) correspondientes. Ej.: CH3-O-CH2-COOH puede ser nombrado como
un derivado del ácido acético [CH3-COOH] con un sustituyente metiloxi- [CH3–O–] lo que da el
nombre de ácido metiloxiacético; o bien una cadena CH3-CH2-CH2-COOH, con el -CH2- del carbono 3
sustituido por un -O- lo que da el nombre de ácido 3-oxabutírico.
4.- Escoge la cadena o ciclo principal de acuerdo a los siguientes criterios, aplicándolos por este orden:
1.- Debe contener el grupo principal el mayor número de veces.
2.- Cuando haya una parte cíclica y otra acíclica, la cadena o ciclo principal será la que tenga el mayor
24 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
número de sustituciones o, alternativamente, sea mayor.
3.- Debe contener el mayor número de dobles y triples enlaces considerados conjuntamente.
4.- Debe tener la mayor longitud.
5.- Debe contener el mayor número de dobles enlaces.
6.- Debe tener los localizadores más bajos posibles para los grupos principales (ver 5 para saber cómo
se numera la cadena). Ordénalos de menor a mayor, para cada caso posible, y compara el número
resultante. P.ej: 1,1,3,5 antes de 1,1,4,5.
7.- Debe tener los localizadores más bajos posibles para los enlaces múltiples.
8.- Debe tener los localizadores más bajos para los enlaces dobles.
9.- Debe tener el mayor número de sustituyentes citados como prefijos.
10.- Debe tener los localizadores más bajos posibles para los sustituyentes citados como prefijos.
11.- Debe tener el mayor número de veces el sustituyente que haya de citarse en primer lugar en orden
alfabético.
12.- Debe tener los localizadores más bajos posibles para los sustituyentes que se citan en primer lugar
en orden alfabético.
5.- Numera la cadena o ciclo principal de acuerdo a los siguientes criterios:
1.- Algunos tipos de compuestos, como los anillos bencénicos condensados tienen un sistema especial
de numeración (página 29).
2.- (Sólo para radicales) El carbono que presenta la valencia libre debe tener el localizador más bajo
posible (generalmente el número 1).
3.- Los grupos principales deben tener el conjunto de localizadores más bajo.
4.- Las insaturaciones (con preferencia de los dobles enlaces sobre los triples) deben tener el conjunto
de localizadores más bajo.
5.- Los sustituyentes deben tener el conjunto de localizadores más bajo.
6.- Los sustituyentes, ordenados alfabéticamente, deben tener el conjunto de localizadores más bajo.
6.- Si la cadena principal tiene un nombre no sistemático (ver lista de nombres vulgares en páginas 28–30),
puede tomarse éste, saltando las etapas 7 a 10. Los derivados de ácido (amidas, etc) y los nitrilos pueden
coger la raíz del nombre vulgar del ácido, sustituyendo la terminación -ico por -amida, -nitrilo, etc.
P.ej. CH3–CN etanonitrilo o acetonitrilo; CH3–CONH2 etanamida o acetamida.
7.- Cuenta el número de carbonos de la cadena principal y asigna la raíz del nombre correspondiente, de
acuerdo a la siguiente tabla (no olvides poner, en su caso, la palabra ciclo delante de la raíz):
UNIDADES DECENAS CENTENAS EXCEPCIONEShen deca hecta met (1)do (i)cosa dicta et (2)tri triaconta tricta prop (3)tetra tetraconta tetracta but (4)penta pentaconta pentacta undec (11)hexa hexaconta hexacta
hepta heptaconta heptacta
octa octaconta octacta
nona nonaconta nonacta
lo que da lugar a las siguientes raíces para los números de átomos de carbono especificados:
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 25
1 met 15 pentadec 29 nonacos
2 et 16 hexadec 30 triacont
3 prop 17 heptadec 31 hentriacont
4 but 18 octadec 32 dotriacont
5 pent 19 nonadec 33 tritriacont
6 hex 20 icos 40 tetracont
7 hept 21 henicos 50 pentacont
8 oct 22 docos 60 hexacont
9 non 23 tricos 70 heptacont
10 dec 24 tetracos 80 octacont
11 undec 25 pentacos 90 nonacont
12 dodec 26 hexacos 100 hect
13 tridec 27 heptacos 132 dotriacontahect
14 tetradec 28 octacos 456 hexapentacontatetract
Ej.: CH2OH-CHOH-CH2OH: se asignará la raíz prop
CH2OH-CH2-CH=CH2-CH3: se asignará la raíz pent
8.- Selecciona las terminaciones adecuadas de la siguiente lista:
1.- -eno si hay dobles enlaces
2.- -ino si hay triples enlaces
3.- -ano si no hay dobles ni triples enlaces
4.- La terminación de el(los) grupo(es) principal(es):
R-COOH -oico R-CONH2 -amida R-CN -nitrilo
R-COH -al R-CO-R' -ona R-OH -ol
Ej.: CH2OH-CHOH-CH2OH: se seleccionarán las terminaciones -ano y -ol
CH2OH-CH2-CH=CH2-CH3: se seleccionarán las terminaciones -eno y -ol
9.- Coloca los localizadores correspondientes delante de cada terminación, separados por comas y entre
guiones (p.ej -1,3,5-) seguidos del prefijo numeral adecuado (di,tri,etc).
Ej.: CH2OH-CHOH-CH2OH -1,2,3-triol
CH2OH-CH2-CH=CH2-CH3 -3-eno y -1-ol
10.- Adiciona a la raiz obtenida en 7, las terminaciones obtenidas en 8 y 9, escribiendo todo junto sin dejar
espacios. Ten en cuenta que:
1.- Los localizadores de la primera terminación se colocan delante de la raíz.
Ej.: CH2OH-CHOH-CH2OH 1,2,3-propanotriol y no propano-1,2,3-triol.
CH2OH-CH2-CH=COH-CH3 3-penteno-1-ol y no pent-3-eno-1-ol.
2.- La -a terminal de los afijos multiplicadores se elide cuando va seguida de un prefijo o terminación
que empieza por a–, o o-.
Ej.: tetramina y no tetraamina
La vocal terminal de los nombres de los compuestos fundamentales se elide cuando va seguida de
una terminación que empieza por a–, i-, o- o u-.
Ej.: 3-penten-1-ol en lugar de 3-penteno-1-ol.
26 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
11.- Nombra los sustituyentes simples de la cadena principal:
F fluoro- -COOH carboxi- -CHO formil- -NH2 amino-
Br bromo- -CONH2 carbamoil- =O oxo- -NH- imino-
Cl cloro- -CN ciano- -OH hidroxi- >N- nitrilo-
I yodo- -COX haloformil- -O- oxi-
H3C-O O HEj.: | | el grupo -OH se llama hidroxi.HOOC-CH-CH-CH2-CH2-COOH
12.- Nombra los sustituyentes complejos, de acuerdo a las siguientes reglas:
1.- Selecciona el tipo de sustituyente, comparándolo con la siguiente lista:
R- -il -COOR -iloxicarbonil R(C)ONH- -amido
R-O- -iloxi R(C)O- -oil R(C)OO- -oiloxi
H3C-O OHEj.: | | contiene un sustituyente R-O-.
HOOC-CH-CH-CH2-CH2-COOH
2.- Nombra el grupo R-, tratándolo como si fuera un compuesto R-H, y teniendo en cuenta que el
grupo principal será siempre el carbono con la valencia libre, por lo que este será numerado como
el número 1 y el resto de grupos serán considerados como sustituyentes.
En el ejemplo: CH3- viene de CH4 (metano)
3.- El nombre del sustituyente se obtiene cambiando la terminación -ano o, si acaba en -eno o -ino,
sólo la -o, por las terminaciones señaladas en 12.1.
En el ejemplo: CH3O- se llama metiloxi-.
Otros ejemplos:
CH3- metil- -COOCH3 metiloxicarbonil- CH3CONH- etanamido-
CH3-O- metiloxi- CH3CO- etanoil- CH3COO- etanoiloxi-
13.- Coloca delante del nombre de cada sustituyente, los localizadores correspondientes separados por comas y
entre guiones (p.ej. -2,5,6-), seguidos del prefijo numeral correspondiente (di, tri, tetra, o bis,
tris, tetraquis, si puede haber confusión). En el ejemplo: -3-hidroxi y -2-metiloxi
14.- Coloca los nombres de los sustituyentes, ordenados alfabéticamente, delante del nombre obtenido en 10.
Los sustituyentes que, por su complejidad, puedan dar lugar a confusión, se colocan entre paréntesis. Si el
compuesto es un ácido, coloca la palabra ácido delante del nombre obtenido.H3C-O OHEj.: | | ácido 3-hidroxi-2-metiloxihexanodioico.HOOC-CH-CH-CH2-CH2-COOH
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 27
ALGUNOS NOMBRES ORGÁNICOS VULGARES
HIDROCARBUROS ACÍCLICOS SATURADOS
CH3CH-CH3
CH3
CH3CH-CH2-CH2-CH3
CH3
CH3CH-CH2-CH3
CH3
CH3
C
CH3
CH3CH3 neopentano*
isohexano*
isopentano*
isobutano*
metano
etano
propano
butanoCH3-CH2-CH2-CH3
CH3-CH2-CH3
CH3-CH3
CH4
RADICALES UNIVALENTES DE HIDROCARBUROS ACÍCLICOS SATURADOS
CH3-CH2CH—
CH3
CH3CH-CH2—
CH3
CH3CH-CH2-CH2-CH2—
CH3
CH3CH-CH2-CH2—
CH3
CH3
C
CH3
CH2—CH3
CH3CH—
CH3
CH3
C—
CH3
CH3
CH3
C—
CH3
CH3-CH2
neopentilo*
isohexilo*
isopentilo*
isobutilo*
isopropilo*
terc-butilo*
sec-butilo*terc-pentilo*
HIDROCARBUROS ACÍCLICOS INSATURADOS
CH2 CH2
CH2 C CH2
CH2 CH C CH2
CH3
CH CHetileno
aleno
isopreno*
acetileno
RADICALES UNIVALENTES DE HIDROCARBUROS ACÍCLICOS INSATURADOS
CH2 CH—
CH2 CH CH2— CH2 C—
CH3vinilo
alilo isopropenilo*
* Estos nombres sólo deben emplearse para los hidrocarburos o radicales sin sustituyentes
28 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
COMPUESTOS AROMÁTICOS NO SUSTITUIDOS
109
8
7
6 5 4 3
2
1
fenantreno**
4
3
1
2antraceno**
9
105
6
7
88
7
6
5 4
3
1
benceno
naftaleno2
COMPUESTOS AROMÁTICOS SUSTITUIDOS
CH3
CH3
CH3
CH3-CH-CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH=CH2
CH3
H3C CH3
CH3-CH-CH3
CH3
mesitileno
estireno
p-xileno
cumeno
m-xileno
o-xileno
tolueno
p–cimeno
RADICALES UNIVALENTES COMPUESTOS AROMÁTICOS
CH2—
CH3
naftalilo(2-, en el ejemplo)
tolilo(o- en el ejemplo)
bencilo
fenilo
** La numeración de estos ciclos no es sistemática
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 29
DERIVADOS HALOGENADOS DE LOS HIDROCARBUROS
CHF3 fluoroformo CHBr3 bromoformo
CHCl3 cloroformo CHI3 yodoformo
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
HCOOH ácido fórmico HOOC-COOH ácido oxálico
CH3-COOH ácido acético HOOC-CH2-COOH ácido malónico
CH3-CH2-COOH ácido propiónico HOOC-CH2-CH2-COOH ácido succínico
CH3-CH2-CH2-COOH ácido butírico HOOC-(CH2)3-COOH ácido glutárico
H
HOOC
H
COOH
HOOC
H
H
COOH
COOHCOOH
COOH
ácido benzoico ácido ftálico
ácido maléico ácido fumárico
ALDEHIDOS Y CETONAS
HCHO formaldehido* CH3-CO-CH3 acetona
CH3-CHO acetaldehido* CH3-CH2-CHO propionaldehido*
C6H5-CHO benzaldehido* CH3-CH2-CH2-CHO butiraldehido*
* Estos nombres proceden del nombre vulgar del respectivo ácido, cambiando “ácido —oico” por “—aldehido”
ALCOHOLES Y FENOLES
OHCH2OH
OHCH3
C
CH3
OHCH3 2–naftol
alcohol bencílico fenol
alcohol terc-butílico
HOCH2–CH2OH etilenglicol HOCH2–CH(OH)–CH2OH glicerol
CH3–CH(OH)–CH2OH propilenglicol
ÉTERES
C6H5-O-CH3 anisol
30 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
EJERCICIOSFormula los siguientes compuestos:
1 6,6,9-tris(1,1,2-trimetilbutil)pentadecano 38 m-dimetoxibenceno
2 4-etil-5-propiloctano 39 éter de ciclohexilo y ciclopentilo
3 3,4,13-trimetil- 40 4-pentenal
6,7,11,13-tetrakis(2,3-dimetilpentil)nonadecano 41 etanodial
4 radical 2-metilbutilo 42 4,4-dimetil-2-hexinodial
5 4-terc-butil-7-etil-2,7-dimetildecano 43 ciclopentanocarbaldehido
6 radical 4-(3,3-dimetilbutil) 44 3-buten-2-ona
-1-etil-7-metildodecilo 45 bis-2-naftilcetona
7 5-etil-2,6-dimetil-2,3,4-octatrieno 46 2,4-pentanodiona
8 5,7-decadien-2-ino 47 1,6-difenil-2,5-hexanodiona
9 2-metil-6-(2-metil-1-propenil) 48 2,5-dimetil-3-hexanona
-2,7-decadien-4-ino 49 2,4,7-octanotriona
10 1,4-ciclohexadieno 50 2,2-dimetilpropanodial
11 1-buten-3-ino 51 2-metil-3-pentinal
12 3-ciclohexil-3-hexen-1,5-diino 52 1,1,2,3-propanotetracarbaldehido
13 3,3-dimetil-1-octen-4,7-diino 53 2-etil-3-ciclopentenona
14 1-terc-butil-4-(1-butinil)-2-etilbenceno 54 ciclopentilfenilcetona
15 radical 2-naftilo 55 ácido butanoico
16 p-diisopropilbenceno 56 ácido 4-hexenoico
17 1-metil-5-(1,3-pentadienil)naftaleno 57 ácido 2-fenil-5-hexen-3-inoico
18 m-diciclohexilbenceno 58 ácido 3-carboxi-2-metilhexanodioico
19 p-dibencilbenceno 59 benzoato de etilo
20 o-diclorobenceno 60 2,6-dioxoheptanal
21 1,2-dibromoetano 61 cloruro de acetilo
22 perclorociclohexano 62 anhidrido acético-propiónico
23 2,3-difluoroperclorobutano 63 ácido 2-butenodioico
24 1,1-dibromo-4-metil-2-hexeno 64 ácido 4-etil-2-metil-2,4,6-octatrienoico
25 bromuro de bencilo 65 ácido 3-carboxihexanodioico
26 3-hexen-1-ol 66 ácido 2-ciclopentenocarboxílico
27 4-metilciclohexanol 67 formiato de terc-butilo
28 fenol 68 N-etil-N-metilpropilamina
29 1,2,3-propanotriol 69 cloruro de dimetilamonio
30 radical butiloxi 70 trimetilamina
31 metóxido de litio o metalonato de litio 71 1,3-pentanodiamina
32 éter de isobutilo e isopropilo 72 1,2-dimetilpropilamina
33 alcohol isopropílico o isopropanol 73 Acetamida
34 3,5-dimetil-2,5-heptadien-1-ol 74 Hexanamida
35 2-penten-4-in-1-ol 75 N–metilbenzamida
36 2-etil-4-vinilfenol
37 éter difenílico
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 31
Nombra los siguientes compuestos:
CH3 C CH2 CH CH3
CH3CH3
CH3
CH3 CH CH2 CH CH2
CH3CH3
CH3 C
CH3
CH
CH3
CH3 CH2
CH3
CCH2 CH2CH
CH3
CH–CH3
CH2
CH2
CH3
CH2–CH2-CH2-CH3
CH–CH2–CH2
CH3
CH2
CH3
CH3
CH–CH2–CH2–CH2–CH3CH3–CH2–CH2–CH2
CH2
CH2
CH3 C CH2 CH CH2-CH3
CH3
CH3
CH
CCH3
CH2-C≡C-CH3GCH2
CHC C C C CH CH2
H3CCH3–C C-CH2-CH2-CH2-CH3
CH2 CH-
CH3
CH2
CH3CHCH2
CH3
CCCH C CH2
H3C CH3
CCH CHCC CH
CH2-CH3
CH3
H3C
CH2-CH3
CH=CH2
CH2-CH3
CH3
CH2-CH2-CH3
CH2-CH3
CH2—
CH3 CH CH2 CH–CH3
ClCl
Cl
ClCH3–C≡C–CH2–CH=CH–CH=CH–CH2–CH3
2.-
1.-
3.-
4.-
5.-
6.-
7.-
8.-
9.-
10.-
11.-
12.-
13.-
14.-
15.-
16.-
17.-
18.-
19.-
20.-
21.-
22.-
23.- CH3-CH=CH-CHCl-CH3
24.- CF3-CF2-CF3
CF3-CF2-CBrF-CBrF-CF325.-
32 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
CH3-CH C-CH=CH-CH2OH
CH3
O–CH3
HO CH3
CH2OH
O–Na+
O–CH2–CH3
O
HO O–CH2–CH3
CH2 CH2
O
HOC-CH2 CH CH2-CH2CHO
CH–CH2–CHOCHO
CHO
CH2-CO-CH2 CHCH3
HC
O
CO
CH–CH2–CHOC
O
Br
Cl CH2-CH2-CH2-CH2-CH3
CO–CH3
COOH
HOOC CH–CH2–CH2–COOHCOOH
COO–CH 2–CH3
HC≡C–CH=CH–CH2OH
57.-
CH3-COO-CH 2-CH2-COOH56.-
CH3-COOCH 355.-
54.-
53.- CH3-CH=CH-CH2-CH2-COOH
52.-
HCOOH51.-
50.-
49.- HOC-CH2-CO-CH2-COH
48.-
47.- CH3-CO-CO-CH 3
46.-
45.-
44.-
CH3-CO-CH2-CH2-CH3
41.-
40.- HOC-CH2-CHO
CH2=CH-CHO38.-
37.-
36.-
35.-
34.-
33.-
32.-
31.- CH3-O-CH2-CH3
HOCH2-CH2-CH2OH
30.-
29.-
28.-
27.-
26.-
39.-
42.-
43.-
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 33
HOOC–CH 2–C≡C–CH2–CH2–COOH
CH3–CH=CH–C≡C–COOH
HOOC–CH=CH–CH 2–C≡C–CH3
85
90
CH3-CH=CH-COOH89
88
84
82
81
80
79
78
75
CH3-NH-CH372
68
66
59
60
69
71 CCl3-COCl
77
70
(CH3)4N+Cl–76
73
CH3-CH2OOC-CH 2-CH2-COO-CH 2-CH383
74
86 -OC-CO-
87 CH3-CH2-OOC-CH 2-COO-CH 2-CH3
67
58
CH3-COF
61
CH3-OOC-COO-CH 362
63
64
65 CH3–CH2–CO–CH2–COOH
CH3–CH2–CO
O
CH3–CO
HOOC-CH 2 CHCHO
CH2-COOH
HOOC
CH3-CH2 CHCH3
COO-CH 2-CH3
CH-COOH
COI
NH2-CH2-CH2- CHNH2
CH2-CH2-NH2
NH2
NH–CH3
NH2
HOC NH2
CH3–O NH2
HO NH2
CH2-COO
CO-O-OC
NH2
COOH
COOH
CH3-CH2-CH2- NCH3
CH2-CH3
COOH
CH2–CO–CH3
HOOC CH (CH2)2
COOH
CH (CH2)2
(CH2)3-COOH
CH-COOH
COOH
34 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
SOLUCIONES A LOS EJERCICIOSNombres de los compuestos:
1 2,2,4-trimetilpentano 42 ciclopentanocarbaldehido
2 radical 2,4-dimetilpentilo 43 metilpropilcetona
3 4-etil-5-isopropil-3,4,7-trimetil-7-propil 44 bencil(2-fenilpropil)cetona;1,4-difenil-2-pentanona
undecano 45 ciclohexanona
4 radical 2-etilbutilo 46 difenilcetona
5 5-propilnonano 47 butanodiona
6 2-ciclohexil-5-ciclopropil-3,3-dimetilheptano 48 2-bromo-4-cloro-3-pentil-3-ciclopentenona
7 4-(3-pentinil)-1,3-nonadien-5,7-diino 49 3-oxopentanodial
8 3-etil-2-metil-2-hepteno 50 fenilmetilcetona (acetofenona)
9 1,4-ciclohexadieno 51 ácido fórmico
10 radical vinilo` 52 ciclohexanocarboxílico
11 5,7-decadien-2-ino 53 ácido 4-hexenoico
12 7-metil-1,6-octadien-3-ino 54 ácido 1,1,3-propanotricarboxílico
13 1,4-dimetil-1,3-ciclopentadieno 55 acetato de metilo
14 3-ciclohexil-3-hexen-1,5-diino 56 ácido 3-acetiloxipropiónico
15 etilbenceno 57 benzoato de etilo
16 2-etil-1-metil-4-propilbenceno 58 anhídrido acético-propiónico
17 p-etilestireno 59 fluoruro de acetilo
18 1-etil-2,6-dimetilnaftaleno 60 yoduro de ciclohexanocarbonilo
19 p-diciclohexilbenceno 61 ácido 2-hepten-5-inoico
20 radical bencilo 62 oxalato de dimetilo (etanodiato de dimetilo)
21 2,4-dicloropentano 63 ácido 4-hexen-2-inoico
22 o-diclorobenceno 64 ácido 3-heptindioico
23 4-cloro-2-penteno 65 ácido 3-oxopentanoico
24 perfluoropropano 66 ácido 3-formilpentanodioico
25 2,3-dibromoperfluoropentano 67 ácido p-bencenodicarboxílico
26 4-metil-2,4-hexadien-1-ol 68 2-metilbutirato de etilo
27 p-metilfenol 69 ácido difenilacético
28 alcohol bencílico 70 anhídrido ciclohexanocarboxílico (benzoico)
29 1,3-propanodiol 71 cloruro de percloroacetilo
30 fenolato de sodio 72 dimetilamina
31 metoxietano o etilmetiléter 73 fenilamina
32 metoxibenceno o fenilmetiléter 74 N-etil-N-metilpropilamina
33 2-penten-4-in-1-ol 75 1,3,5-pentanotriamina
34 etoxibenceno o etilfeniléter 76 cloruro de tetrametilamonio
35 éter de ciclohexilo y fenilo 77 ciclohexilamina
36 p-etoxifenol 78 N-ciclohexilmetilamina
37 epoxietano 79 2-naftilamina
38 2-propenal 80 p-aminobenzaldehido
39 3-fenil-4-pentinal 81 p-metoxifenilamina
40 propanodial 82 p-aminofenol
41 1,2,5,6-hexanotetracarbaldehido 83 butanodiato de dietilo (succinato de dietilo)
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá Nomenclatura Orgánica 35
84 fenilacetato de fenilo 88 ácido ftálico (o o-bencenodicarboxílico)
85 ácido 2,8-dicarboxi-4-(3-carboxipropil)nonadioico 89 ácido 2-butenoico
86 radical oxalilo (o etanodioilo) 90 bencilmetilcetona o 1-fenil-2-propanona
87 malonato de dietilo
Fórmulas de los compuestos:4 CH3-CH2-CH(CH3)-CH2- 43 C5H9-CHO
7 CH3-C(CH3)=C=C=C(CH2-CH3)-CH(CH3)- 44 CH3-CO-CH=CH2CH2-CH3 46 CH3-CO-CH2-CO-CH3
8 CH3-C≡C-CH2-CH=CH-CH=CH-CH2-CH3 47 C6H5-CH2-CO-CH2-CH2-CO-CH2-C6H511 H2C=CH-C≡CH 48 (CH3)2CH-CO-CH2-CH(CH3)212 HC≡C-C(C6H11)=CH-C≡CH 49 CH3-CO-CH2-CO-CH2-CH2-CO-CH313 H2C=CH-C(CH3)2-C≡C-CH2-C≡CH 50 CHO-C(CH3)2-CHO
16 (CH3)2-CH-C6H4-CH-(CH3)2 51 CHO-CH(CH3)-C≡C-CH318 C6H11-C6H4-C6H11 52 CHO-CH2-CH(CHO)-CH(CHO)219 C6H5-CH2-C6H4-CH2-C6H5 55 CH3-CH2-CH2-COOH
21 CH2Br-CH2Br 56 CH3-CH=CH-CH2-CH2-COOH
22 C6Cl12 57 CH2=CH-C≡C-CH(C6H5)-COOH
23 CCl3-CClF-CClF-CCl3 58 HOOC-CH(CH3)-CH(COOH)-CH2-CH2-COOH
24 CH3-CH2-CH(CH3)-CH=CH-CHBr2 59 C6H5-COOCH2-CH325 C6H5-CH2Br 60 CH3-CO-CH2-CH2-CO-CH2-CHO
26 CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH2OH 61 CH3COCl
27 CH3C6H10OH 62 CH3-CO-O-OC-CH2-CH328 C6H5OH 63 HOOC-CH=CH-COOH
29 CH2OH-CHOH-CH2OH 64 HOOCC(CH3)=CHC(CH2CH3)=CHCH=CHCH330 CH3-CH2-CH2-CH2-O- 65 HOOC-CH2-CH(COOH)-CH2-CH2-COOH
31 CH3O-Li+ 67 HCOOC(CH3)332 (CH3)2CH-CH2-O-CH(CH3)2 68 N(CH3)(CH2CH3)(CH2CH2CH3)
33 (CH3)2CHOH 69 [(CH3)2NH2]Cl
34 CH2OH-CH=CH(CH3)-CH2-C(CH3)=CH-CH3 70 N(CH3)335 CH2OH-CH=CH-C≡CH 71 CH3-CH2-CH(NH2)-CH2-CH2-NH237 C6H5-O-C6H5 72 (CH3)2CH-CH(CH3)NH239 C6H11-O-C5H9 73 CH3-CO-NH240 CHO-CH2-CH2-CH=CH2 74 CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CO-NH241 CHO-CHO 75 C6H5-CO-NH-CH342 CHO-C≡C-C(CH3)2-CH2-CHO
COOH66
O H2C CH3
53
CO54
CO45
OCH3
OCH 3
38
OH36
CH2–CH3
CH=CH2
20 Cl
Cl
17CH3
CH=CH–CH=CH3
1510
C
14
C≡C–CH2–CH3
CH2–CH3
CH3
CH3
H3C
36 Nomenclatura Orgánica Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Curso 1993-94
Departamento de Química Inorgánica
Grupo B. Facultad de Farmacia
DE ALCALÁUNIVERSIDAD
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
2 13 14 15 16 17
181
Tabla periódica de los elementos
2He
4,0026
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
3 f
3Li
6,941
11Na
22,9898
19K
39,0983
37Rb
85,4678
55Cs
132,9054
87Fr
(223)
4Be
9,0122
12Mg
24,3050
20Ca
40,078
38Sr
87,62
56Ba
137,327
88Ra
(226)
21Sc
44,9559
39Y
88,9059
57–71La–Lu
89–103Ac–Lr
22Ti
47,88
40Zr
91,224
72Hf
178,49
104Unq(261)
23V
50,9415
41Nb
92,9064
73Ta
180,9479
105Unp(262)
24Cr
51,9961
42Mo
95,94
74W
183,85
106Unh(263)
25Mn
54,9380
43Tc(98)
75Re
186,207
107Uns(262)
26Fe
55,847
44Ru
101,07
76Os
190,2
27Co
58,9332
45Rh
102,9055
77Ir
192,22
28Ni
58,69
46Pd
106,42
78Pt
195,08
9F
18,9984
17Cl
35,4527
35Br
79,904
53I
126,9045
85At
(210)
10Ne
20,1797
18Ar
39,948
36Kr
83,80
86Rn
(222)
54Xe
131,29
7N
14,0067
15P
30,9738
33As
74,9216
51Sb
121,75
83Bi
208,9804
8O
15,9994
16S
32,066
34Se
78,96
84Po
(209)
52Te
127,60
5B
10,811
13Al
26,9815
31Ga
69,723
49In
114,82
81Tl
204,3833
6C
12,011
14Si
28,055
32Ge
72,61
82Pb
207,2
50Sn
118,710
29Cu
63,546
47Ag
107,8682
79Au
196,9665
30Zn
65,39
80Hg
200,59
48Cd
112,411
58Ce
140,115
59Pr
140,9076
60Nd
144,24
61Pm(145)
62Sm
150,36
63Eu
151,965
64Gd
157,25
65Tb
158,9253
66Dy
162,50
67Ho
164,9303
70Yb
173,04
71Lu
174,967
68Er
167,26
69Tm
168,9342
90Th
232,0381
91Pa
231,0359
92U
238,0289
93Np
(237)
94Pu
(244)
95Am(243)
96Cm(247)
97Bk
(247)
98Cf
(251)
99Es
(252)
102No
(259)
103Lr
(260)
100Fm(257)
101Md(258)
1H
1,0079
57La
138,9055
89Ac
(227)
1H
1,0079
número atómico
símbolo
masa atómica relativa
Los números entre paréntesis indican el número másico del isótopo más estable de un elemento radiactivo
Valores para las constantes físicas y matemáticas fundamentales (CODATA 1986)
Constante Símbolo Valor
velocidad de la luz en el vacío c0 299 792 458 m s–1 exactamentepermitividad del vacío ε0 8,854 187 458...× 10–12 F m–1
constante de Planck h 6,626 07 × 10–34 J scarga elemental e 1,602 177 × 10–19 Cmasa del electrón en el reposo me 9,109 39 × 10–31 kgmasa del protón en el reposo mp 1,672 62 × 10–27 kg
masa del neutrón en el reposo mn 1,674 93 × 10–27 kgconstante de masa atómica mu 1,660 54 × 10–27 kgconstante de Avogadro NA 6,022 14 × 1023 mol–1
constante de Boltzmann kB 1,380 7 × 10–23 J K–1
constante de Faraday F 96485,3 C mol–1
constante de de los gases R 8,3145 J K–1 mol–1, 0,082058 atm l K–1 mol–1
cero de la escala Celsius 273,15 K exactamenteradio de Bohr a0 5,291 772 × 10–11 m, 0,5291772 Åaceleración normal en caída libre g 9,806 65 m s–2 exactamenterelación circunferencia/radio de un círculo π 3,141 592 653 59base de los logaritmos naturales e 2,718 281 828 46
A–2 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Unidades usuales y su relación con el Sistema Internacional de unidades
Nombre Símbolo Relación con SI
longitud, l metro (unidad SI) mcentímetro cm = 10–2 mångström Å = 10–10 mpulgada ´´ = 2,54 10–2 m
masa, m kilogramo (unidad SI) kggramo g = 10–3 kg
unidad de masa atómica unificadau ≈ 1,66054 10–27 kgtonelada t = 103 kg
tiempo, t segundo (unidad SI) scantidad de sustancia, n mol (unidad SI) molenergía, U julio (unidad SI) J = kg m2 s–2
ergio erg = g cm2 s–2 = 10–7 J
electronvoltio eV = e × V ≈ 1,60218 10–19 Jcaloría (termoquímica) cal = 4,184 J
fuerza, F newton (unidad SI) N = kg m s–2
dina din = g cm s–2 = 10–5 Npresión, p pascal (unidad SI) Pa = N m–2 = kg m–1 s–2
atmósfera atm = 101325 Pa (= 760 torr = 760 mmHg)bar bar = 105 Pa (≈ 0,986923 atm)torr Torr = (101325/760) Pa ≈ 133,322 Pamilímetro de mercurio mmHg ≈ 133,322 Pa
potencia, P vatio (unidad SI) W = kg m2 s–3
caballo de vapor (unidad SI) hp = 745,7 W
temperatura termodinám., T kelvin (unidad SI) Kcapacidad calorífica, C unidad SI J K–1
entropía, S unidad SI J K–1
entropía molar, Sm unidad SI J K–1 mol–1
unidad de entropía u.e. = cal K–1 mol–1 = 4,184 J K–1 mol–1
volumen molar, Vm unidad SI m3 mol–1 (= 103 l mol–1)
radiactividad, A becquerel (unidad SI) Bq = s–1
curie Ci = 3,7 1010 Bqdosis absorbida de radiación gray (unidad SI) Gy = J kg–1 = m2 s–2
rad rad = 0,01 Gydosis equivalente sievert (unidad SI) Sv = J kg–1 = m2 s–2
rem rem ≈ 0,01 Sv
corriente eléctrica, I amperio (unidad SI) Acarga eléctrica, I culombio (unidad SI) C = A s
carga elemental e ≈ 1,60218 10–19 Cpotencial eléctrico, V voltio (unidad SI) V = J C–1 = m2 kg s–3 A–1
resistencia eléctrica, R ohmio (unidad SI) Ω = V A–1 = m2 kg s–3 A–2
momento dipolar eléctrico, µ unidad SI C m
debye D ≈ 3,33564 10–30 C m
Algunos prefijos del Sistema Internacional de unidades
Nombre Símbolo Factor Nombre Símbolo Factor
Múltiplos tera– T 1012 Subdivisiones deci– d 10–1
giga– G 109 centi– c 10–2
mega– M 106 mili– m 10–3
kilo– k 103 micro– µ 10–6
hexto h 102 nano– n 10–9
deca da 10 pico– p 10–12
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá A–3
Símbolos de magnitudes y unidades (IUPAC 1988)a actividad n neutróna0 radio de Bohr n número cuántico principalatm atmósfera, unidad de presión n orden de reacciónA amperio NA constante de AvogadroÅ ångström N número de nucleonesA factor preexponencial (ec. de Arrhenius) p, P presiónA número de nucleones, número másico Pa pascalbar bar, unidad de presión q, Q calorBq becquerel Q carga eléctricacal caloría, unidad de energía r distancia interatómicac concentración molar (también [A] = cA) r0 distancia interatómica de mínima energíac velocidad de la luz en un medio r radioC capacidad calorífica rad rad, unidad de dosisC culombio rad radián°C grado Celsius rem rem, unidad de equivalente dosisCi curie R constante de los gasesd densidad relativa R constante de Rydbergd grosor, distancia, diámetro R resistencia eléctricaD debye, unidad de dipolo eléctrico s segundoD energía de disociación s solubilidade base de los logaritmos neperianos s, S momento angular de espíne carga elemental S áreae electrón S entropíaerg ergio, unidad de energía Sv sieverteV electronvoltio, unidad de energía SAB integral de solapamientoE energía t temperatura CelsiusEc energía cinética t tiempoE fuerza electromotriz t toneladaF constante de Faraday T periodoF fuerza T temperatura (termodinámica)g aceleración (debida a la gravedad) Torr torr, unidad de presióng gramo u unidad atómica de masa unificadaG energía de Gibbs o libre U energía internaGy gray u.e. unidad de entropíah altura v velocidad de reacciónh constante de Planck v velocidadh hora V potencial eléctricoH entalpía V voltioH función del Hamiltoniano V, v volumenHz hertzio w, W trabajoI corriente eléctrica W vatioI momento angular de espín nuclear x, y, z coordenadas cartesianasj, J momento angular x , y fracción molarJ julio z número de carga de un iónk, kB constante de Boltzmann Z número de protones, número atómicok constante de velocidad α grado de disociaciónkg kilogramo α partícula alfaK constante de equilibrio β partícula betaK kelvin γ concentración másical, L momento angular γ fotónl, L longitud ε0 permitividad del vacíol, L litro η sobrepotencialm masa κ conductividadme masa del electrón en el reposo λ conductividad molar de un iónmn masa del neutrón en el reposo Λ conductividad molar de un electrolitomp masa del protón en el reposo µ momento dipolar eléctricom metro ν frecuenciam molalidad ν número estequiométricomin minuto π circunferencia/diámetromol mol Π presión osmóticammHg mm de mercurio, unidad de presión ρ densidad de masaM constante de Madelung ρ resistividadM masa molar Σ signo de sumatorioM molar, unidad de concentración φ, ψ, Ψ función de ondan cantidad de sustancia Ω ohmio
A–4 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
1 La Composición de la Materia1.1 Sustancias puras y mezclas; elementos y compuestos1.2 La ley de conservación de la masa1.3 Las leyes de las combinaciones químicas. Teoría atómica de Dalton1.4 Determinación de masas atómicas y de fórmulas moleculares. El principio de Avogadro1.5 El concepto de mol1.6 Las fórmulas y ecuaciones químicas
1.7 Cálculos estequiométricos1.8 Partículas subatómicas con carga: el electrón y el protón1.9 La estructura del átomo: los modelos de Thomson y de Rutherford
1.10 El núcleo atómico: nucleones, número atómico, número másico e isótopos_________________________________________________________________________________________
1.1 Sustancias puras y mezclas; elementos y compuestosLa definición moderna de elemento. Fue formulada por Boyle (1627–1691), que pensaba que la
química debe basarse en el experimento y que “sólo el análisis permite conocer los verdaderos
elementos”:
• Un elemento es una sustancia indescomponible (en un proceso químico).
• Un compuesto es la sustancia que puede descomponerse en elementos.
Las sustancias puras (elementos y compuestos) tienen una composición fija mientras que las mezclas la
tienen variable. Una mezcla es una combinación física o conjunto de dos o más sustancias.
Los primeros descubrimientos de sustancias gaseosas. Jean Rey (1583–1645) descubre, al estudiar
combustiones y calcinaciones, que el aire puede participar en reacciones químicas. J. Black (1728–1799)
descubre el dióxido de carbono (“aire fijo”). Henri Cavendish (1731–1810) descubre el hidrógeno (“aire
inflamable”) y que éste explota en presencia de aire para producir agua. J. Priestley (1733–1804)
descubre que el aire está formado de “aire nitroso” (nitrógeno) y de “aire del fuego” (oxígeno), luego el
aire es una mezcla de gases. Lavoisier (1740–1794) descubre que es el “aire respirable” (oxígeno) el
que, junto al hidrógeno, compone el agua. El agua es un compuesto de hidrógeno y oxígeno.
El nacimiento de la química moderna. El 1 de noviembre de 1772, Lavoisier remite a la Academia Real
de Ciencias una comunicación en la que prueba que toda combustión al aire da una combinación con el
oxígeno (teoría de la oxidación).
1.2 La ley de conservacin de la masaLavoisier formuló la Ley de la conservación de la masa: “Durante un cambio químico no se producen
cambios (observables) de masa”.
1.3 Las leyes de las combinaciones qumicas. Teora atmica de DaltonDurante el siglo XIX, los químicos buscan relaciones cuantitativas entre los elementos de las
combinaciones químicas, y descubren las leyes ponderales (que dieron origen a la teoría atómica de
Dalton) y las leyes volumétricas (que apoyaron la existencia de moléculas).
Las leyes ponderales. Ley de las proporciones definidas [1801 Proust (1754–1826)]. “En un compuesto
dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en las mismas proporciones, prescindiendo del
origen y del modo de preparación del compuesto”.
Ley de las proporciones múltiples [1804 Dalton (1766–1844)]. “Si dos elementos forman más de
un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con el mismo peso del otro, están en
una razón de números enteros y pequeños”.
12 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Ley de las proporciones equivalentes [Richter (1762–1807)]. “Los pesos de dos elementos que
reaccionan con un peso fijo de un tercer elemento, reaccionan entre sí según una relación de números
enteros de dichos pesos”.
La teoría atómica de Dalton [1808]. “Cada elemento se compone de un número dado de partículas
(átomos) iguales, indivisibles e inmutables, cuya masa es característica para el elemento dado. Los
compuestos están formados por un número fijo de átomos de cada uno de los elementos constituyentes”.
1.4 Determinacin de masas atmicas y de frmulas moleculares. El principio de AvogadroEl análisis químico permite determinar las masas equivalentes de los elementos (masa de una sustancia
que reaccionaría con 1 gramo de hidrógeno). Las masas atómicas (relativas) pueden determinarse sin se
conocen previamente las fórmulas químicas de las sustancias, pero para determinar las fórmulas es
preciso conocer las masas. El útil más decisivo en la determinación de masas atómicas fue el principio de
Avogadro, formulado en base a la ley de volúmenes de las gases reaccionantes de Gay-Lussac.
Ley de volúmenes de los gases reaccionantes [1809 Gay-Lussac (1778–1850)]. “Cuando dos gases se
combinan, existe una relación simple entre su volumen medido en las mismas condiciones de presión y
temperatura. Si la combinación obtenida es también gaseosa, su volumen está también en relación simple
con la de los reaccionantes”.
Principio de Avogadro [1811 Avogadro (1776–1856)]. “Volúmenes iguales de gases diferentes en
iguales condiciones de presión y temperatura contienen igual número de partículas del gas”, a las que
Avogadro llamaba moléculas. Avogadro supuso que había elementos cuyas partículas estaban formadas
por más de un átomo.
Otros datos experimentales que permiten determinar masas atómicas. En 1819, Dulong y Petit miden
la capacidad calorífica de varios metales y proponen que la capacidad calorífica específica de un metal
multiplicada por su masa atómica relativa es aproximadamente igual a 6 cal/g °C. La tabla periódica de
Mendeleev (1869) permitió solventar algunas dudas sobre la masa atómica de algunos elementos.
Actualmente, la determinación precisa de masas de átomos y de moléculas puede realizarse con un
espectrómetro de masas (figura 1.1). La medida de propiedades coligativas como la presión osmótica o el
descenso de presión de vapor (ver tema 9) permite también determinar la masa molecular de una
sustancia en disolución. La tabla 1.1 compara las características de los dos tipos de técnicas.
Figura 1.1. Espectrómetro de masas. Las moléculas de gas a baja presión se ionizan mediante un haz de electrones y se aceleran en un campo eléctrico. Después, un campo magnético curva las trayectorias del haz de iones. Las partículas más ligeras se desvían más y las más pesadas, menos. El punto donde una partícula alcanza al detector permite calcular su masa.
Iones más ligeros
Entrada del gas
Placas de aceleración
Emisor de electrones Detector
Haz de iones (+)
Iones más pesados
+ –
Campo magnético
Alto vacío
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 1.1. Características de la determinación de masas molecularesEspectrómetro de masas Técnicas basadas en las propiedades coligativas Se determinan masas absolutas Se determinan masas relativasSe determinan masas de partículas individuales Se determina masas promedio de las partículas de la muestraPrecisión muy elevada (errores a veces menores de 0,00001%) Precisión media–baja (errores típicos de 1–5%)La experiencia se realiza en condiciones drásticas de p y T La experiencia se realiza en condiciones suaves de p y TLa fragmentación de la molécula informa de su estructura No aportan más información estructuralPuede no observarse el pico molecular sino sólo de fragmentos Masa molecular de la sustancia en disolución, no puraAparatos de elevado coste y delicado mantenimiento Aparatos de bajo coste y poco mantenimiento_____________________________________________________________________________________________________
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1.5 El concepto de molEntidad elemental y unidad fórmula. Una unidad fórmula se refiere a un grupo de partículas coincidente
con una fórmula. Así, la unidad fórmula NaCl (que no es una molécula) está formada por un catión Na+
y un anión Cl–. Una entidad elemental se utiliza por conveniencia para referirse tanto una partícula
(átomo, molécula, ión, etc.), como a una unidad fórmula.
Cantidad de sustancia (n). Es una magnitud relacionada con el número específico de entidades
elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, grupos especificados de partículas, etc.) contenidas en
la sustancia dada. Su unidad es el mol. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades
elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono–12. Cuando se usa esta magnitud, debe de espe-
cificarse la entidad a la que se refiere. La constante de Avogadro (NA) relaciona el número de entidades y
la cantidad de sustancia que las contiene, y su valor experimental es 6,022 1023 (entidades) mol–1.
Masa atómica, molecular, etc. Es la masa de la entidad considerada. La unidad del sistema internacional
es el kilogramo; una unidad especial de masa ampliamente empleada en química es la unidad de masa
atómica unificada (u), que es igual a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono–12. La
constante de masa atómica (mu) es igual a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono–12 y su
valor experimental en unidades del SI es: mu = 1 u 1,661 10–27 kg.
Masa molar (M). Es la relación entre la masa y la cantidad de sustancia para una sustancia química.
M = m/n. La unidad en el sistema internacional es kg/mol, aunque la más empleada es g/mol.
Masa relativa (Mr). La masa atómica, molecular o fórmula relativa o masa molar relativa es la relación
entre la masa del átomo, molécula o fórmula y la doceava parte de la masa de un átomo de carbono–12.
Mr = m/mu. Es una magnitud adimensional, por lo que no tiene unidades. Se le conoce también con el
nombre menos apropiado de peso atómico, molecular o fórmula.
1.6 Las frmulas y ecuaciones qumicasFórmulas químicas. Cada elemento tiene un símbolo químico. Cada compuesto tiene una fórmula
química. Existen diversos tipos de fórmulas. La fórmula empírica muestra la relación estequiométrica
entre los distintos átomos constituyentes, mientras que la fórmula molecular muestra el número de
átomos de cada tipo que constituyen una molécula de la sustancia considerada.
Ecuaciones químicas. Las ecuaciones químicas se emplean para describir las reacciones químicas. Una
ecuación química está ajustada cuando el número de átomos de cada elemento que aparece a cada lado de
la flecha es el mismo.
2H2O(g) + O2(g) 2H2O(g)
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)Símbolos y fórmulas de reactantes
Símbolos y fórmulas de productosCoeficientes estequiométricos
Índices de estados = sólido, l = líquido, g = gas,
sln = disolución, aq = disol. acuosa ∆
La reacción requiere calor
1.7 Clculos estequiomtricosProblemas 1.9 a 1.34.
1.8 Partculas subatmicas con carga: el electrn y el protnEn 1800, Nicolson y Carlisle obtienen H2 y O2 por electrolisis del agua, lo que hace pensar en que hay
alguna relación entre materia y electricidad. En 1832, Faraday demuestra que hay una relación entre la
cantidad de electricidad usada y la cantidad de sustancia (n) obtenida en una electrolisis. Por ello, en
1874, Stoney sugiere que las unidades de carga eléctrica están asociadas con los átomos.
El descubrimiento del electrón. En 1897, Thomson estudia la conductividad de los gases a bajas
14 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
presiones. Al aplicar un alto voltaje observó unos rayos que llamó catódicos (figura 1.2) y que están
constituidos por partículas de carga negativa, que recibieron el nombre de electrones. Midiendo la
desviación que un campo eléctrico producía en su trayectoria, Thomson calculó una relación masa/carga,
me/qe, igual a 5,6857 10–12 kg/C.
Figura 1.2. Tubos de rayos catódicos. (a) Al aplicar alto voltaje entre los electrodos, hay flujo de corriente y se desprenden rayos en el cátodo (electrodo –) que se dirigen en línea recta al ánodo (electrodo +). El experimento (b) indica que los rayos catódicos tienen masa ya que son capaces de hacer girar una pequeña paleta de ruedas que se coloca en su trayectoria; además tienen carganegativa pues son desviados por la aplicación de un campo eléctrico (c) o magnético (d).
+
– +
(d)
S N– +
+
–
(c)
– +
(b) Rueda de paletasTubo de vidrio con pantalla fluorescente
(a)
Cátodo
Gas a presión muy baja ("a vacío")
–
En 1909, Millikan observa que la carga adquirida por una gota de aceite al ser irradiada con rayos X
(figura 1.3) era siempre múltiplo de una cantidad que supuso que era la unidad elemental de carga
asociada a un electrón. Obtiene una carga qe = 1,60 10–19 C, por lo que su masa es me = 9,11 10–31 kg.
–
+
Atomizador
Telescopio
Voltaje regulable
Gota de aceite en observación
Pequeño agujeroHaz de
rayos X
Figura 1.3. Experimento de la gota de aceite de Millikan. Se producen pequeñas gotas de aceite con un atomizador. Algunas caen a través del pequeño orificio de la placa superior. Las gotas se cargan negativamente al ser irradiadas con rayos X. La fuerza gravitacional hace descender la gota. La fuerza eléctrica hace ascender la gota cargada negativamente, huyendo de la placa negativa y acercándose a la positiva. Variando el voltaje, se puede conseguir que la gota permanezca inmóvil, cuando ambas fuerzas se equilibren. Si se conoce el voltaje y la masa de la gota, se puede calcular su carga.
Descubrimiento del protón. En 1886, Goldstein, trabajando con los rayos catódicos, observó otros rayos
que escapaban del ánodo y que llamó rayos canales (figura 1.4). Los rayos canales están constituidos por
protones cuando el gas residual es el hidrógeno. La relación mp/qp es 1,04 10–8 kg/C. Suponiendo la
misma carga para el protón que para el electrón, mp = 1,673 10–27 kg (1835 veces la del electrón).
Figura 1.4. Tubo con el que se descubrieron los rayos canal. Es un tubo de rayos catódicos con el cátodo agujereado. A través del orificio se escapan los rayos canal huyendo del ánodo. Su carga es positiva. Su relación m/q es mucho mayor que la de los rayos catódicos y depende del gas residual. El hidrógeno da la relación m/q más pequeña. Goldstein propuso que los rayos canal son iones positivos originados por el choque de los rayos catódicos con los átomos del gas residual.
–
+
Agujero en el cátodo
rayos catódicos (e)
rayos canal (+)
1.9 La estructura del tomo: los modelos de Thomson y de RutherfordEn 1898, Thomson propone un modelo de átomo compuesto de una esfera de carga positiva, que
contiene la mayor parte de la masa, en la que están embebidos los pequeños y livianos electrones.
En 1911, Rutherford, Geiger y Marsden estudian las trayectorias de las partículas α disparadas
contra láminas de diferentes materiales (figura 1.5). Los resultados son incompatibles con el modelo de
Thomson. Rutherford propone un modelo de átomo caracterizado por la existencia de un núcleo central
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con una carga positiva idéntica a la negativa de los electrones, que están fuera del núcleo, y que contiene
el 99,9% de la masa total del átomo en sólo el 0,01% de su diámetro (d 1 106 toneladas/cm3). Este
modelo es coherente con los resultados experimentales (figura 1.6).
Figura 1.5. Dispositivo experimental de Rutherford para la medida de la dispersión de partículas α , mediante láminas metálicas muy delgadas. La fuente de partículas α es el polonio radiactivo colocado en el interior de un bloque de plomo, que sirve para proteger de las radiaciones y para seleccionar un haz de partículas. La lámina de oro que se utilizó tenía un espesor de 0,00006 cm. La mayoría de las partículas pasaban con poca o ninguna desviación, a. Unas pocas se desviaban ángulos grandes, b, y, ocasionalmente, alguna partícula era despedida por la lámina, c.
Pantalla de centelleo
Lámina de oro
Haz de partículas α
Fuente
a
b
b
c
Figura 1.6. Interpretación del experimento de Rutherford. La mayor parte del espacio de un átomo está casi "vacío" ya que sólo está ocupado por livianos electrones. Toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encuentra en su centro, en un núcleo muy denso y pequeño. La mayoría de las partículas α con carga positiva (a) atraviesan el átomo por el espacio desocupado sin experimentar desviaciones. Algunas (b) se acercan a los núcleos y se desvían al ser repelidas por su carga positiva. Sólo unas pocas llegan a acertar (c) en un núcleo y salen despedidas hacia atrás.
La representación no es a escala. Si los núcleos fueran tan grandes como los puntos negros que los representan, el tamaño del átomo debería ser de unas decenas de metros.
a
a
a
b
c
1.10 El ncleo atmico: nucleones, nmero atmico, nmero msico e istoposDescubrimiento del neutrón. En 1932, Chadwick descubre el neutrón al bombardear berilio con
partículas de α alta energía (ver tema 2). El neutrón no tiene carga y su masa es mn = 1,675 10–27 kg.
Nucleones. El núcleo atómico está constituido por protones y neutrones, que por ello se llaman
nucleones. El número atómico (Z) de un átomo es el número de protones (que es igual al de electrones en
el átomo neutro) y el número neutrónico (N) es el de neutrones. Cada elemento se diferencia del resto por
su número atómico. El número másico (A) de un átomo es el número de nucleones, A = Z + N.
Isótopos. Un elemento puede contener núcleos de diferente número másico, es decir, puede contener
diferentes isótopos de diferente masa atómica (ver tabla 1.2). En un elemento natural, la abundancia
isotópica relativa de los distintos isótopos en la naturaleza suele ser casi constante y recibe el nombre de
abundancia isotópica natural. Lo que se llama normalmente masa atómica de un elemento, es una masa
atómica promedio de las masas de sus isótopos naturales en relación a su abundancia relativa. Un
espectrómetro de masas da masas isotópicas, mientras que otras técnicas dan masas atómicas promedio._____________________________________________________________________________________________________Tabla 1.2. Algunos elementos con varios isótopos
Número Número NúmeroNombre Símbolo atómico (Z) neutrónico (N) másico (A) Masa Abundancia, %Hidrógeno–1 1H 1 0 1 1,674 10–24 g, 1,008 u 99,985Deuterio 2H o D 1 1 2 3.344 10–24 g, 2,014 u 0,015Tritio 3H o T 1 2 3 1,674 10–24 g, 3,016 u muy inestableCarbono–12 12C 6 6 12 1,9926 10–23 g, 12 u exactas 98,90Carbono–13 13C 6 7 13 2,159 10–23 g, 13,00 u 1,10Cloro–35 35Cl 17 18 35 5,807 10–23 g, 34,97 u 75,77Cloro–37 37Cl 17 20 37 6,138 10–23 g, 36,97 u 24,23Uranio–235 235U 92 143 235 3,902 10–22 g, 235,0 u 0,72Uranio–238 238U 92 146 238 3,953 10–22 g, 238,05 u 99,27_____________________________________________________________________________________________________
BibliografaAtkins, págs. 1–10, 42–67 y 82–85, 118–131; Dickerson, págs. 1–48; Masterton, págs. 13–14, 30–46 y
57–84; Russell, págs. 1–37, 44–70 y 105–116; Whitten, págs. 1–12 y 34–99
16 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Bibliografa complementaria1 S. Weinberg, “Partículas subatómicas”, Prensa Científica, 1985, 206 páginas, ISBN 84-7593-015-8.
2 S. Hawking, “Una breve historia del tiempo”, 1989.
Seminarios1.1 Cuando el mármol se calienta fuertemente, se descompone en un nuevo sólido y en un gas. ¿Es el
mármol un elemento o un compuesto?
1.2 ¿Cuál fue la aportación más significativa de Lavoisier a la química?
1.3 Enuncia y pon un ejemplo que ilustre cada una de las leyes ponderales y volumétricas.
1.4 El boro se encuentra en la naturaleza como una mezcla de boro–10 y boro–11. Su masa relativa promedio
puede variar entre 10,82 y 10,84, dependiendo del lugar de origen de la muestra de boro. ¿Cumple el
boro la ley de las proporciones definidas?
1.5 El sulfuro de cobre forma parte de una familia de compuestos llamados no estequiométricos ó bertólidos
[en honor de Berthollet (1748–1822)], que se caracterizan por tener una composición variable. Así el
sulfuro de cobre puede tener una fórmula empírica comprendida entre Cu1,7S y Cu2S. ¿Cumple este
compuesto la ley de las proporciones definidas?
1.6 Describe los elementos básicos de la teoría atómica de Dalton. ¿Cuáles no concuerdan con la concepción
moderna del átomo?
1.7 Cuando dices que un mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen, si las condiciones de presión y
temperatura son idénticas, ¿qué principio estás utilizando?
1.8 Define: molécula, sustancia, elemento, unidad de masa atómica, masa atómica, masa molar, masa molar
relativa.
1.9 Deduce el valor de la constante de masa atómica a partir del valor de la constante de Avogadro.
1.10 Describe un espectrómetro de masas.
1.11 ¿Cuántos picos se observarán en un espectrómetro de masas cuando se introduce hidrógeno natural?
1.12 En espectrometría de masas, es habitual hacer la aproximación de que la masa de un catión es igual que
la del átomo original. ¿Cuál es la diferencia entre la masa del catión de hidrógeno y la del átomo de
hidrógeno, expresada como porcentaje de la masa atómica?
1.13 ¿Cuál es la naturaleza de los rayos catódicos? ¿y de los rayos canal? ¿Cómo y por qué los rayos canal
cambian su carácter cuando se cambia el gas en el interior de un tubo de descarga?
1.14 Di cuántos protones, neutrones y electrones hay en el:
a) nitrógeno–14; b) nitrógeno–15; c) tántalo–179; d) uranio–234; e) sodio–23 monopositivo; f)
oxígeno–16 dinegativo.
1.15 ¿Cuáles de los siguientes pares son isótopos?:
a) 2H+ y 3H; b) 3He y 4He; c) 12C y 14N+; d) 3H y 4He–.
1.16 ¿Por qué el número másico A y la masa relativa de un átomo no son iguales?
1.17 Di si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Un ión –3 pesa más que el átomo del que procede.
b) La masa de un mol de H2O es la masa de una molécula de agua.
c) En un mol de NaCl hay 6,02 1023 átomos.
d) La fórmula empírica del acetileno (C2H2) y del benceno (C6H6) es la misma.
ProblemasLas constantes y las masas atómicas relativas se pueden tomar de la cartulina de tablas suministrada.
moles, masa molar, constante de Avogadro
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1.1 Se tienen 196 g de ácido fosfórico (H3PO4). Calcula:
a) la cantidad de H3PO4 (en mol) que representan;
b) la cantidad de H, P y O (en mol);
c) el número de moléculas de H3PO4 y el de átomos de cada elemento.
1.2 a) ¿Cuántos moles hay en 31,43 g de Al2O3? ¿Cuántas moléculas? (NA = 6,022 1023 mol–1).
b) ¿Cuántos moles hay en 15,25 g de Fe?
1.3 Para 1,0 g de AgCl, calcula el número de moles de :
a)unidades AgCl; b) iones Ag+; c) iones Cl–.
1.4 Da en unidades de masa atómica (u) y en gramos (g), la masa atómica del flúor (mF), sabiendo que su
masa relativa (Mr) es 19,0 (NA = 6,022 1023 mol–1).
1.5 Calcula la masa molar de
a) 1,00 mol de peróxido de hidrógeno, H2O2;
b) 15,00 mol de ácido sulfúrico, H2SO4;
c) 0,375 mol de sulfato de sodio decahidratado; Na2SO4.10H2O.
principio de Avogadro
1.6 ¿Cuántos moles de Cl2 hay en 250,0 l del gas medidos en condiciones normales? (En condiciones
normales, Vm = 22, 4 l/mol)
1.7 a) ¿Cuál será el volumen en condiciones normales de 8,0 g de oxígeno? (En condiciones normales,
Vm = 22, 4 l/mol)
b) ¿Cuál será la masa de 5,0 litros de oxígeno en condiciones normales?
1.8 Calcula la masa molar del SO2, sabiendo que 2,00 litros del mismo pesan 5,72 g en condiciones normales
(en condiciones normales, Vm = 22, 4 l/mol).
composición elemental y fórmulas químicas
1.9 Calcula la composición elemental de cada uno de los siguientes compuestos:
a) KBr; b) C10H22; c) HNO3.
1.10 Calcula:
a) el porcentaje de bromo en el KBr; b) la cantidad en peso de esta sal que contiene 250,0 g de bromo.
1.11 Una moneda de plata que pesa 5,82 g se disuelve en HNO3. Cuando se agrega NaCl toda la plata preci-
pita como AgCl. Este precipitado pesa 7,20 g. Calcula, en porcentaje, la masa de plata en la moneda.
1.12 Para cierto compuesto se encuentra la siguiente composición: 87,5% de nitrógeno y 12,5% de hidrógeno.
a) ¿Cuál es su fórmula empírica?.
b) Si su masa relativa es 32, ¿cuál es su fórmula molecular?.
1.13 El análisis de un compuesto dio el siguiente resultado (% en peso): 56,50% de potasio, 8,69% de carbono
y 34,81% de oxígeno. Calcula su fórmula empírica.
1.14 El análisis de un compuesto dio como resultado 18,0% de carbono, 2,3% de hidrógeno y 80,0% de cloro.
Su masa relativa es 130 ± 5. Calcula la fórmula empírica y la molecular.
1.15 Calcula la fórmula de un mineral cuyo análisis refleja la siguiente composición centesimal: 51,4% de
SiO2; 29,0% de Al2O3; 12,5% de CaO; 7,0% de Na2O.
1.16 El perclorato de plomo de una disolución acuosa cristaliza en forma de hidrato, Pb(ClO4)2.xH2O. Si los
cristales contienen un 45% de plomo, ¿cuál es el valor de x en la fórmula?
1.17 Un compuesto contiene C, H y S. En la combustión de una muestra de 0,0116 g se producen 0,0226 g de
CO2. En otra reacción, 0,223 g de dicho compuesto dieron 0,576 g de BaSO4, que corresponden a su
contenido en azufre. Calcula su fórmula empírica.
1.18 Se disuelven 0,852 g de una aleación Al–Cu en ácido nítrico. El líquido se evapora a sequedad y la
18 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
mezcla de nitratos se calcina. Se obtienen 1,566 g de una mezcla de óxido de aluminio y óxido de
cobre(II). Calcula la composición de la aleación.
cálculos estequiométricos en reacciones químicas
1.19 ¿Qué cantidad de fósforo se podría obtener a partir de 5,000 kg de Ca3(PO4)2?
1.20 Calcula el porcentaje de pérdida de peso que sufre FeCl3⋅6H2O cuando se transforma en sal anhidra.
¿Cuántos gramos de la sal hidratada deberán calentarse para obtener 500 g de sal anhidra?
1.21 Se queman 100 g de carbono para dar CO2. Calcula:
a) la masa de oxígeno (O2) que se necesita;
b) el volumen de CO2, medido en condiciones normales (CN), que se produce (el volumen molar, Vm, en
condiciones normales es 22,4 l mol–1).
1.22 Según la ecuación 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g), ¿qué masa de O2, en gramos, se necesita
para que reaccione con exactamente 100 g de NH3?.
1.23 En la reacción 5KI + KIO3 + 6HNO3 6KNO3 + 3I2 + 3H2O, se producen 63,5 g de I2. Determina la
masa necesaria de KI, KIO3 y HNO3 y la producida de KNO3.
1.24 Se inyectan 1,00 102 l de H2S gaseoso, medido en condiciones normales, en una solución acuosa de
SbCl3. Calcula la masa de Sb2S3 precipitado.
1.25 Se quema H2S en O2 según la reacción 2H2S(g) + 3O2(g) 2H2O(g) + 2SO2(g). Determina:
a) el volumen de O2, en condiciones normales (CN), necesario para quemar 20,0 l de H2S;
b) el volumen de SO2 obtenido en condiciones normales.
1.26 El tricloruro de fosforo reacciona con agua para formar ácido fosforoso y cloruro de hidrógeno:
PCl3(l) + 3H2O(l) H3PO3(aq) + 3HCl(g)
¿Cuánto ácido fosforoso se formará cuando se mezclan 25 g de tricloruro de fósforo con 15 g de agua?
pureza de un reactivo, rendimiento de una reacción, reactivo limitante
1.27 Calcula las masas de NaNO2 y de las impurezas presentes en 45,2 g de un nitrito de sodio del 99,4% de
pureza.
1.28 a) Calcula la masa de cromo presente en 150 g de un mineral de cromo que contiene 67,0% de cromita,
FeCrO4, y 33,0% de impurezas en masa.
b) Si se recupera el 87,5% del cromo a partir de 125 g del mineral, ¿qué masa de cromo puro se obtiene?
1.29 Un compuesto de fórmula AH y masa molar 231 g/mol reacciona con otro de fórmula BOH y masa
molar 125 g/mol para dar un compuesto AB. En una preparación de AB, reaccionaron 2,45 g de AH y se
obtuvieron 2,91 g de AB. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
1.30 El mesitileno, C9H12, se obtiene con bajo rendimiento a partir de la acetona, C3H6O, en presencia de
ácido sulfúrico, 3 C3H6O C9H12 + 3H2O. Se obtienen 13,4 g de mesitileno a partir de 143 g de
acetona, según esta reacción. Calcula el rendimiento de la reacción para el mesitileno.
1.31 ¿Qué masa de NH3 se puede preparar a partir de 77,3 gramos de N2 y 14,2 gramos de H2?
1.32 ¿Qué cantidad máxima de Ca3(PO4)2 se puede preparar a partir de 7,4 g de Ca(OH)2 y 9,8 g de H3PO4?
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 6H2O
1.33 En el análisis de una muestra de grobertita se pesan 2,8166 g de mineral que se disuelven en HCl diluído.
El líquido se diluye hasta 0,250 l. Se toman 0,050 l de este líquido, se añade amoníaco en exceso y se
precipita con fosfato de sodio. El precipitado obtenido se filtra, lava, seca y calcina, en cuyo proceso el
fosfato de magnesio se transforma en difosfato de magnesio (Mg2P2O7), del que se obtienen 0,622 g.
Calcula, en porcentaje, la masa de magnesio del mineral.
1.34 Halla la composición en masa de la mezcla de vapor de gasolina y aire que debe formarse en el
carburador de un motor de explosión para que la combustión en dióxido de carbono y agua sea completa.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 19
Supón que la gasolina está formada exclusivamente por octano (C8H14).
isótopos, partículas elementales
1.35 El cobre contiene dos isótopos: 69,09% de cobre–63 (Mr = 62,9298) y 30,91% de cobre–65
(Mr = 64,9278) ¿Cuál es la masa relativa (Mr) promedio del cobre?
1.36 El carbono contiene dos isótopos: 98,89% de carbono–12 (su Mr es exactamente 12) y 1,11% de
carbono–13 (Mr = 13,003) ¿Cuál es la masa relativa (Mr) promedio del carbono?
1.37 Estima la masa total de electrones en tu cuerpo (me = 9,1094 10–28 g), suponiendo que eres
principalmente agua (NA = 6,022 1023 mol–1).
Soluciones a los seminarios1.1 Al ser una sustancia descomponible, se trata de un compuesto.1.2 Ver teoría.1.3 Ver teoría.1.4 No la cumple.1.5 No la cumple.1.6 Los átomos no son indivisibles. Átomos de distinta masa pueden componer el mismo elemento. Algunos compuestos no están
formados por un número fijo de átomos de cada elemento constituyente (ver 1.5).1.7 Principio de Avogadro.1.8 Ver teoría.
1.10 Ver teoría.1.11 Dos picos (1H y 2H).1.12 0,055%.1.13 Ver teoría.1.14 Protones, neutrones, electrones: a) 7, 7, 7; b) 7, 8, 7; c) 73, 106, 73; d) 92, 92, 142; e) 11, 12, 10; f) 8, 8, 10.1.15 a) y b).1.16 Se trata de dos conceptos diferentes. El número másico (Z) es, por definición, un número entero igual al número total de
nucleones, mientras que la masa relativa es un número decimal igual a la relación entre la masa de la partícula considerada yla doceava parte de la masa de un átomo de carbono–12. Sin embargo, existe una relación accidental, y es que, como la masarelativa del protón y del neutrón son cercanas a la unidad y la del electrón es muy pequeña, el valor de de la masa relativa deun átomo es cercano al valor de su número másico.
1.17 a) Verdadera; b) falsa; c) falsa, hay 6,02 1023 unidades NaCl, es decir 2×6,02 1023 átomos; d) verdadera.
Soluciones a los problemas1.1 a) n(H3PO4) = 2,00 mol; 1.19 999,3 kg.
b) n(H) = 6,00 mol, n(P) = 2,00 mol y n(O) = 8,00 mol. 1.20 40,0%, 833 g.1.2 a) n = 0,3083 mol, N = 1,856 1023 moléculas; 1.21 a) m(O2) = 267 g; b) m(CO2) = 367 g, v(CO2) = 187 l.
b) n = 0,2730 mol. 1.22 m(O2) = 235 g.1.3 a) 7,0 10–3 mol; b) 7,0 10–3 mol; c) 7,0 10–3 mol. 1.23 m(KI) = 69,2 g, m(KIO3) = 17,8 g, m(HNO3) = 31,5 g,1.4 mF = 19,0 u = 3,16 10–23 g. m(KNO3) = 50,5 g.1.5 a) M = 34,0 g mol–1; b) M = 98,08 g mol–1; 1.24 m(Sb2S3) = 505 g.
c) M = 322,2 g mol–1. 1.25 a) v(O2, CN) = 30,0 l; b) v(SO2, CN) = 20,0 l.1.6 n = 11,16 mol. 1.26 15 g de H3PO3.1.7 a) V = 5,6 l; b) m = 7,1 g. 1.27 44,9 g de NaNO2 y 0,3 g de impurezas.1.8 M = 64,1 g mol–1. 1.28 a) 30,4 g de Cr; b) 22,2 g de Cr.1.9 a) 32,9%(K) 67,1%(Br); b) 84,4%(C) 15,6%(H); 1.29 81,2%.
c) 1,6%(H) 22,2%(N) 76,2%(O). 1.30 13,6%.1.10 a) 67,15 %; b) 372,3 g. 1.31 80,0 g de NH3.1.11 93,1%. 1.32 10 g de Ca3(PO4)2.1.12 a) NH2; b) N2H4. 1.33 24,1%1.13 K2CO3. 1.34 23,0% de octano, 77,0% de oxígeno.1.14 C2H3Cl3. 1.35 Mr = 63,547.1.15 Al10Ca4Na4Si15O51. 1.36 Mr = 12,01.1.16 x = 3. 1.37 0,03% de la masa del cuerpo.1.17 C4H10S.1.18 23,2% de aluminio, 76,8% de cobre.
20 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
2 Química Nuclear2.1 La estabilidad de los núcleos atómicos2.2 Radiactividad. Series radiactivas. Velocidad de desintegración2.3 Efectos biológicos de la radiactividad2.4 Nucleosíntesis2.5 Fisión nuclear2.6 Fusión nuclear
2.7 Aplicaciones: trazadores radiactivos y datación_________________________________________________________________________________________
2.1 La estabilidad de los ncleos atmicosLos nucleones están enlazados en el núcleo por una fuerza atractiva extremadamente fuerte en distancias
cortas que vence la repulsión electrostática entre los protones. La proporción entre el número de neutro-
nes y el de protones y el tamaño de un núcleo influyen en su estabilidad, y, por tanto, en su reactividad.
La banda de estabilidad. Existe una relación entre la estabilidad de un núcleo y la proporción neutrón–
protón, como se observa en la gráfica de la figura 2.1, que recoge los 157 nucleidos estables (un nucleido
es cada una de las formas atómicas de los elementos, en contraste con “isótopo” que se refiere
únicamente a formas atómicas distintas de un elemento).
Figura 2.1. Gráfica del número de neutrones frente al número de protones en los 157 núcleos estables conocidos. Cuando se eleva el número atómico, los núcleos estables presentan una mayor relación neutrones/protones. El área donde se localizan los núcleos estables se denomina banda de estabilidad. La mayoría de los núcleos inestables se sitúan fuera de dicha banda. Todos los núcleos de Z >83 son inestables.
Banda de estabilidad
Número de protones
Núm
ero
de n
eutr
ones
120
100
80
60
40
20
0 20 40 60 80
Neutrones/Protones = 1
n/p = 1,5
n/p = 1,4
n/p = 1,2
83
Los núcleos situados fuera de la banda de estabilidad son inestables y se descomponen, emitiendo
radiactividad, hasta convertirse en núcleos con una relación neutrón–protón adecuada.
La energía de enlace. La estabilidad de un núcleo viene dada por su energía de enlace nuclear, que es la
energía desprendida cuando Z protones y A–Z neutrones se juntan para formar un núcleo. Esta energía se
calcula a partir de la diferencia másica entre los nucleones libres y el núcleo formado, aplicando la
ecuación de Einstein, E = mc2. La energía de enlace por nucleón permite comparar la estabilidad de
núcleos distintos (figura 2.2). Energéticamente es favorable la fusión de los núcleos muy ligeros para dar
núcleos más pesados y la fisión de los núcleos muy pesados para dar dar núcleos más ligeros.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 21
0
Ene
rgía
de
enla
ce p
or n
ucle
ón
(en
MeV
/nuc
león
)
Número de nucleones, A
10
5
0 25020015010050
Fe5626
Figura 2.2. Gráfica de la energía de enlace por nucleón frente al número de nucleones. Los núcleos muy ligeros y muy pesados son relativamente inestables. El núcleo más estable es el del hierro–56.
1 MeV = 1,60 10 J–13
2.2 Radiactividad. Series radiactivas. Velocidad de desintegracinTipos de radiactividad. Los núcleos fuera de la banda de estabilidad son radiactivos, es decir, se
descomponen (se desintegran) liberando diferentes tipos de partículas o de radiación electromagnética.
La radiactividad fue accidentalmente descubierta en 1896 por Becquerel, al trabajar con óxido de uranio.
Rutherford identificó tres tipos de radiactividad (α , β y γ) pero ahora se conocen muchos más (tabla 2.1)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 2.1. Tipos comunes de radiactividad
Ti2244 + e–1
0 → Sc2144
N717 → N7
16 + n01
Radiación electromag– nética de alta energía
Na1124 → Mg12
24 + e–10
Pb82204 → Hg80
200 + He24
22 21 +1Ti43 → Sc43 + β0
Tipo Identidad ∆Z ∆A Ejemplos
Beta
Símbolo
Electrón +1
–2
–1
–1
0
0
0
–4
0
0
–1
0
Alfa
Positrón
Captura K
Gamma
Neutrón
Núcleo de helio
Electrón de carga +
Captura de un electrón
Neutrón
–1 –1Protón Núcleo de hidrógeno–1
2 2 α , α4 , He2+4
β β β–1 –1, –, 0 , e0
γ, γ00
+1β+, β0 , e+10
n, n01
1+p, p11 , H1
1
Ra88226 → Rn86
222 + He24
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)_____________________________________________________________________________________________________
El resultado de la emisión de partículas es una transmutación nuclear. El nuevo núcleo formado puede
estar en un estado excitado. La reordenación del núcleo excitado a un nivel de más baja energía produce
la radiación γ que es una radiación electromagnética cuya frecuencia viene dada por E = hν (ver tema 3).Predicción del tipo de desintegración. Los núcleos situados por encima de la banda de estabilidad (ricos
en neutrones) emiten partículas β (ejemplo 3) o, con menos frecuencia, neutrones (5).
Los núcleos situados por debajo de la banda de estabilidad (ricos en protones), emiten partículas β+
(4) o captan electrones (6). Algunos núcleos, en especial los más pesados, experimentan emisión α (1).
Todos los nucleidos de Z > 83 están fuera de la banda de estabilidad y son radiactivos. La mayoría
se desintegran por emisión α (2) aunque algunos lo hacen por emisión β, β+ o captura K. Algunos isóto-
pos del uranio (Z = 92) y elementos de mayor número atómico se desintegran por fisión nuclear (ver 2.5).Series radiactivas. Cuando una desintegración produce un núcleo a su vez inestable, ésta prosigue dando
una serie radiactiva. Hay tres series radiactivas naturales, serie del uranio–238 (fig. 2.3), serie del
uranio–235 y serie del torio–232, en las que las emisiones α, alternadas a veces con emisiones β, acaban
en un isótopo estable del plomo (Z = 82).
Velocidad de desintegración. La velocidad de desintegración o actividad (v) de una muestra depende del
número de partículas (N): v = –dN/dt = kN. La constante de desintegración (k) es diferente para cada
radionucleido y es independiente de la temperatura, del estado físico de la muestra y del compuesto del
que forma parte.
22 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Número atómico, Z
Ra1622 a
Th10 a
Tl4,2 m
Tl1,3 m
Pbestable
Pb21 a
U10 a
Bi5 d
Po138 d
Pb27 m
Bi20 m
Po164 µs
Po3,0 m
At1,4 s
Rn3,8 d
Th24 d
Pa1,2 m
U10 a
4
9
5
238
234
230
226
222
218
214
210
206
81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92
Po At
Rn
Ra
Clave
Emisión α
Emisión β
Núm
ero
más
ico,
A
Figura 2.3. Serie radiactiva natural del uranio–238. La serie termina en el plomo–206. Se dan los tiempos de semidesintegración de cada núcleo (a = años, d = días, m = minutos, s = segundos).
Si No es el número de partículas iniciales, el número N de partículas sin desintegrar tras un tiempo t viene
dado ln(N/No) = –kt. El periodo de desintegración o vida media (t1/2) es el tiempo necesario para que la
cantidad de muestra se reduzca a la mitad, y viene dado por la ecuación t1/2 = 0,693/k.
2.3 Efectos biolgicos de la radiactividadLas partículas α son poco penetrantes pero muy dañinas por sus fuertes impactos. La radiación β es más
penetrante. La radiación γ es muy penetrante y dañina por su carácter ionizante.
La intensidad de una radiación depende de su actividad, número de desintegraciones por unidad de
tiempo. La unidad del SI es el el becquerel (Bq) que equivale a 1 desintegración por segundo. Otra
unidad habitual es el curie (Ci) que equivale a 3,7 1010 desintegraciones por segundo. El contador
Geiger (fig. 2.4) permite medir la actividad de una muestra radiactiva.molécula de gas trayectoria de
una radiación
ventana de mica–
+
+
e
MEDIDOR
Figura 2.4. Contador Geiger. El alambre central tiene carga positiva y la capa del tubo tiene carga negativa. Cuando la radiación penetra a través de la ventana, ioniza uno o más átomos gaseosos. Los electrones son atraídos al alambre central y los iones positivos hacia la capa. Esto da lugar a una pulsación de corriente eléctrica que se puede convertir en un beep audible por un altavoz o en cualquier otra forma que permita su medida. El contador sólo puede detectar la radiación β y γ . Las partículas α no pueden penetrar por la ventana.
Una dosis de radiación es la energía por unidad de masa depositada en una muestra que ha sido
expuesta a la radiación. Su unidad del SI es el gray (Gy) que equivale a 1 J kg–1. Otra unidad habitual es
el rad que equivale a 10–2 J kg–1.
El factor de efectividad biológica relativa (Q) mide el efecto dañino de un tipo de radiación en un
tipo de tejido. Se toma arbitrariamente Q 1 para las radiaciones β y γ, con lo que Q 20, para la α.
El equivalente dosis es el producto de la dosis por Q. La unidad del SI es el sievert (Sv) que
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 23
equivale a 1 J kg–1. Otra unidad es el rem que equivale a 10–2 J kg–1._____________________________________________________________________________________________________Tabla 2.2. Efecto biológico de la radiación Rem Efecto
0 a 25 No observable25 a 50 Descenso en los glóbulos blancos100 a 200 Náuseas, marcado descenso de los glóbulos blancos500 50% de posibilidades de morir en 30 días_____________________________________________________________________________________________________
2.4 NucleosntesisLa nucleosíntesis es el proceso de formación de un elemento por transmutación. Se puede inducir artifi-
cialmente mediante reacciones de bombardeo, la primera de las cuales la realizó Rutherford en 1915:
N714 + He2
4 → F918 → O8
17 + H11
Una reacción de bombardeo suele abreviarse N714 (α,p) O8
17 , en donde se escriben, de izquierda a derecha,
el núcleo del blanco, la partícula de bombardeo, la partícula desprendida y el núcleo final obtenido.
Aceleradores de partículas. Las reacciones de bombardeo han permitido la síntesis de los 4 elementos
“faltantes” entre los primeros 92 elementos: tecnecio, promecio, astato y francio. Sobretodo cuando se
bombardea con partículas de carga positiva, se precisa que éstas tengan una gran velocidad, para lo cual
se han construido grandes aceleradores de partículas (ciclotrones, sincrotrones o aceleradores lineales).
2.5 Fisin nuclearLa fisión nuclear se diferencia de la radiactividad en que el proceso de división del núcleo es en otros
dos de masa considerable. Algunas fisiones son espontáneas mientras que otras son inducidas mediante
bombardeo. La facilidad con la que se fisiona un núcleo aumenta con su tamaño:
• Todos los elementos de Z 80 tienen algún isótopo fisionable siempre que se bombardee a alta energía.
• Los núcleos de Z = 89 a 98 se fisionan espontáneamente con vidas medias de 104 a 107 años.
• Los núcleos de Z 98 se fisionan espontáneamente con vidas medias de milisegundos a días.
2.6 Fusin nuclearLas reacciones de fusión de núcleos ligeros son la fuente de energía del sol. La fusión de dos núcleos
debe vencer la fuerte repulsión electrostática entre sus cargas positivas, por lo que las energías de
activación de estas reacciones son extremadamente altas. La fusión de menor energía de activación se
inicia a temperaturas de 40 millones de K. Esto dificulta el objetivo de realizar de reacciones controladas
de fusión para obtener energía, lo que constituye un reto tecnológico y científico de primer orden.
2.7 Aplicaciones: trazadores radiactivos y datacinAdemás del uso militar de la fusión y de la fisión, y de la obtención de energía eléctrica a partir
reacciones de fusión, existen otras aplicaciones de la química nuclear entre las que destacaremos:
Trazadores radiactivos: son de gran uso en campos como la medicina o la química.
Datación: hay aplicaciones en geología (edad de las rocas) y en arqueología (datación del carbono–14).
BibliografaAtkins, págs. 801–836; Dickerson, págs. 892–924; Masterton, págs. 744–770; Russell, págs. 713–734;
Whitten, págs. 801–830
Bibliografa complementaria1 R. Herman, “Fusión. La búsqueda de la energía eterna”, McGraw–Hill, Madrid.
Seminarios2.1 ¿En qué se diferencian las reacciones nucleares de las reacciones químicas ordinarias?
2.2 Define: energía de enlace, energía de enlace por nucleón, radiactividad, transmutación nuclear, serie
24 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
radiactiva, periodo de desintegración, actividad, dosis, fusión y fisión.
2.3 ¿Por qué es el hierro tan abundante en el universo?
2.4 En una de las series naturales de desintegración radiactiva, el uranio–235 (23592U) se desintegra con
emisión de partículas α y β para formar finalmente plomo–207 (20782Pb). ¿Cuántas partículas α y β se
emiten por átomo de plomo–207 formado?
2.5 ¿Cuáles de las siguientes transmutaciones no suponen emisión de partículas β?
a) Cu2964 → Ni28
64 ; b) Sb51124 → Te52
124 ; c) Bi83212 → Po84
212 ; d) Th90234 → Pa91
234 ; e) In49114 → Sn50
114 .
2.6 Sugiere el tipo de desintegración que sufrirán los siguientes núcleos:
a) berilio–10; b) nitrógeno–12; c) cobre–68; d) cobre–60; e) bromo–87; f) bromo–74; g) cadmio–103;
h) xenon–140; i) plutonio–232; j) plutonio–246; k) americio–246.
2.7 ¿Por qué tardan el mismo tiempo en desintegrarse 10 g de una sustancia hasta 5 g, que 1 g hasta 0,5 g?
2.8 ¿Cuál de las reacciones nucleares inducidas que se proponen no da el producto mencionado?: a) B510 (α,n) N7
13 ; b) N714 (n,p) C6
14 ; c) Si1428 (α,n) P15
29 ; d) Cm96242 (α,2n) Bk97
243 .
2.9 Completa las siguientes ecuaciones nucleares y escríbelas en forma de “ecuación química”:
a) Ne1020 (α,?) O8
16 ; b) Ca2044 (?, H1
2 ) Ti2248 ; c) Al13
27 ( H12 ,?) Al13
28 .
2.10 Completa las siguientes reacciones nucleares y escríbelas en forma abreviada:
a) Co2759 + → Mn25
56 + He24 ; b) H1
2 + → He24 + n0
1 ; c) Sb51124 → Te52
124 + .
2.11 ¿En qué se diferencia la fisión de la radiactividad?
2.12 ¿Por qué no es posible aplicar el método del carbono–14 para determinar la edad geológica de un
mineral?
Problemas energía media de enlace nuclear
2.1 Calcula la energía de enlace por nucleón del 5525Mn. [m(n) = 1,00867 u, m(p) = 1,00728 u,
m(e) = 0,000549 u, m(55Mn) = 54,9381 u, 1 MeV = 1,60 10–13 J].
2.2 Conociendo las masas de las partículas neutrón, electrón y protón [m(e) = 0,000549 u, m(n) = 1,00867 u,
m(p) = 1,00728 u], la constante de Avogadro (NA = 6,022 1023 mol–1) y la velocidad de la luz
(c = 3,00 108 m s–1), calcula la energía media de enlace para los núcleos
a) 2412Mg (masa isotópica del magnesio–24 = 23,9850 u).
b) 4119K (masa isotópica del potasio–41 = 40,9618 u).
c) 19478Pt (masa isotópica del platino–194 = 193,9627 u).
2.3 Sabiendo que m(n) = 1,00867 u, m(p) = 1,00728 u, m(e) = 0,000549 u, calcula:
a) la masa isotópica del 5123V si su energía media de enlace es igual a 7,1408 10–11J.
b) la masa isotópica de 9440Zr sabiendo que su energía media de enlace por nucleón es 1,3885 10–12 J.
energía y masa en las reacciones nucleares
2.4 Calcula la energía liberada por átomo y la energía liberada por mol, en las siguientes reacciones
nucleares (m(n) = 1,00867 u, m(e) = 0,000549 u):
a) 62He → 63Li + β– m(6
2He) = 6,01888 u; m(63Li) = 6,01512 u
b) 82He → 73Li + β– + 10n m(8
2He) = 8,0375 u; m(73Li) = 7,01600 u
2.5 Calcula la masa isotópica del sodio–21 si en el proceso 21Na → 21Ne + β+ se desprenden 5,67 10–13
julios por partícula desintegrada [m(21Ne) = 20,99384 u, m(e) = 0,000549 u, c = 3,00 108 m s–1].
2.6 Calcula la energía para el proceso de desintegración de un núcleo de fósforo–32 en azufre–32, sabiendo
que las masas isotópicas respectivas son 31,9739 u y 31,9721 u. ¿Cuál es la energía desprendida por mol
de fósforo–32?
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 25
2.7 Un combustible que se ha propuesto para la fusión nuclear controlada es el deuteruro de litio, LiD
(siendo D = 2H). ¿Cuál de las siguientes reacciones contribuiría posiblemente a la producción de energía?
a) 6Li + 1n → 4He + 3H; b) 6Li + 2H → 24He; c) 22H → 3He + 1n
[m(1n) = 1,00867 u, m(2H) = 2,01410 u, m(3H) = 3,01605 u, m(3He) = 3,01603 u, m(4He) = 4,00260 u,
m(6Li) = 6,01513 u].
2.8 En uno de sus modos de descomposición, el uranio–238 (Z = 92, Mr = 238,0508) emite una partícula α(Mr = 4,00260) con una energía cinética de 4,13 MeV (1 MeV = 1,60 10–13 J), además de radiación γpara dar torio–234 (Z = 90, Mr = 234,0436). Calcula la longitud de onda de la radiación γ emitida
[h = 6,626 10–34 J s, c = 3,00 108 m s–1].
velocidad de desintegración, actividad radiactiva
2.9 Uno de los productos de fisión que se encuentra en el “polvo” radioactivo procedente de la explosión de
una bomba atómica es el estroncio–90. Una muestra pura de estroncio–90 proporciona una actividad de
1000 desintegraciones por minuto. Si la actividad de la muestra después de 1,00 años es 975,2
desintegraciones min–1, ¿cuál es su periodo de desintegración?
2.10 El tiempo de semidesintegración (t1/2) del torio–234 es 24,1 d. Calcula su constante de desintegración
(k).
2.11 El radón–222 tiene un período de desintegración de 3,82 d. Calcula el tiempo que tarda una muestra de
l0,0 g de radón–222 en reducirse a l,00 g.
2.12 El período de desintegración del 221Rn es 25,0 min. ¿Qué cantidad de 221Rn quedará sin desintegrar de
una muestra de 100 mg al cabo de 2h?
2.13 Calcula el tiempo necesario para que una muestra de 246Cm (t1/2 = 5,5 103 años) reduzca su actividad
radiactiva a la décima parte.
2.14 El 95,0% de una cierta cantidad de 106Rh se desintegra en 562 min. Determina su período de
desintegración.
2.15 De acuerdo a las regulaciones de la Comisión de Energía Atómica de los EEUU, la máxima dosis
permisible de estroncio–90 (t1/2 = 27,6 a) en el cuerpo de un adulto es de l,00 microcuries
(1 µC = 1 10–6 C) aproximadamente. ¿A qué masa de estroncio–90 corresponde esta dosis máxima?.
2.16 Un contador Geiger dado, hace un bip por cada 1000 partículas emitidas por una muestra. Calcula la
actividad de la muestra (en curies)
a) si hace 370 bips cada 10 segundos; b) si hace 1000 bips cada 100 segundos.
2.17 Una muestra de 1,0 kg absorbe 1,0 J de energía como resultado de una exposición a una radiación β.
Calcula la dosis en rad y el equivalente de dosis en rem (Q para la radiación β = 1).2.18 Estima la actividad de una fuente de 1,0 milicuries de radon–222 (t1/2 = 3,82 días) después de dos
semanas.
datación
2.19 Una muestra de carbón de madera procedente de un tronco de ciprés de la tumba de un rey egipcio tiene
una relación carbono–14/carbono–12 que es el 54,2% de la que presenta el carbono actual. ¿Cuál es la
fecha probable de la muerte del rey?. El periodo de desintegración del carbono–14 es 5670 años.
2.20 Una muestra de uranita contiene 0,124 g de plomo–206 por cada gramo de uranio–238. Si el periodo de
desintegración del uranio–238 es 4,51 109 años, ¿cuánto tiempo ha transcurrido desde la formación
geológica del mineral?.
2.21 En un mineral de uranio se determinó un contenido en 206Pb de 0,252 gramos por cada gramo de 238U
presente. Calcula la edad del mineral de uranio si el periodo de desintegración del 238U es 4,51 109 años.
2.22 La relación 14C/12C en un carbón es el 25,4% de la que existe en la actualidad en el CO2 atmosférico.
26 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Calcula la edad de dicho carbón. El periodo de desintegración del 14C es 5730 años.
Soluciones a los seminarios2.1 Las reacciones nucleares afectan al núcleo de los átomos. Las fuerzas intervinientes (nucleares) son mucho mayores que las
que intervienen en las reacciones químicas (electrostáticas) y, por tanto, las energías puestas en juego son muy superiores.2.2 Ver teoría.2.3 Porque está situado en la zona de mayor estabilidad nuclear (ver figura 2.2).2.4 Siete partículas αy cuatro partículas β.2.5 La a).2.6 Isótopo Mr* Inestable por Radiactividad prevista observada t1/2
Berilio–10 9,01 Exceso de n β– β– 2,5 106 añosNitrógeno–12 14,007 Defecto de n β+, Captura K β+ 0,011 sCobre–68 63,5 Exceso de n β– β–, γ 30 sCobre–60 63,5 Defecto de n β+, Captura K β+, Captura K, γ 23 minBromo–87 79,9 Exceso de n β– β–, n, γ 55 sBromo–74 79,9 Defecto de n β+, Captura K β+, Captura K, γ 36 minCadmio–103 112,41 Defecto de n β+, Captura K β+, Captura K 10 minXenon–140 131,29 Exceso de n β– β– 16 sPlutonio–232 244 Defecto de n β+, Captura K, α Captura K, α 36 minPlutonio–246 244 Exceso de n β–, α β– 10,9 dAmericio–246 243 Exceso de n β–, α β– 25,0 min
* Masa relativa del elemento tomada de la tabla periódica, donde aparece la masa atómica relativa promedio natural (es decir delos isótopos más estables) o la masa del isótopo más estable para los elementos radiactivos.
2.7 En ambos casos se tarda un tiempo igual al periodo de semidesintegración, que es constante.2.8 En c) y la d), la suma de números atómicos y másicos no da el mismo resultado a la izquierda que a la derecha.2.9 a) 2 partículas α; b) núcleo de litio; c) un protón.
2.10 a) neutrón; b) núcleo de tritio; c) electrón.2.11 Ver teoría.2.12 No se puede emplear para determinar la edad de un carbonato, por ejemplo, porque no procede de un organismo vivo (además,
el método sólo es aplicable a escalas de unos miles de años).
Soluciones a los problemas2.1 E = 7,727 10–11 J = 482,0 MeV; 2.9 t1/2 = 27,6 a.
Emedia de enlace/A = 8,8 MeV por nucleón. 2.10 k = 0,0288 d–1.2.2 a) 1,33 10–12 J por nucleón; b) 1,38 10–12 J por nucleón; 2.11 t = 12,7 d.
c) 1,27 10–12 J por nucleón. 2.12 3,59 mg.2.3 a) 50,945 u; b) 93,908 u. 2.13 1,83 104 años.2.4 a) E = 5,62 10–13 J = 3,50 MeV por átomo; 2.14 t1/2 = 130 min.
E = 3,38 1011 J = 9,39 104 kW h por mol; 2.15 m = 6,94 10–9 g.b) E = 1,92 10–12 J = 12,0 MeV por átomo; 2.16 a) 1,0 10–6 Ci; b) 2,7 10–7 Ci.E = 1,15 1012 J = 3,21 105 kW h por mol. 2.17 1,0 102 rad, 1,0 102 rem.
2.5 20,99873 u. 2.18 0,08 mCi.2.6 E = 2,74 10–13 J = 1,710 MeV por átomo; 2.19 3 000 años a.C.
E = 1,65 1011 J por mol. 2.20 8,73 108 años.2.7 Todas las reacciones son exotérmicas. a) E = 7,69 10–13 J; 2.21 1,68 109 años.
b) E = 3,59 10–12 J; c) E = 5,23 10–13 J. 2.22 11300 ± 100 años.2.8 λ = 7,45 10–12 m.
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_________________________________________________________________________________________
3 La estructura electrónica de los átomos3.1 La luz: frecuencia, cuantos y efecto fotoeléctrico3.2 El espectro del hidrógeno atómico. El modelo de Bohr y sus ampliaciones3.3 El modelo mecano-cuántico. La ecuación de Schrödinger3.4 El átomo de hidrógeno en el modelo mecano-cuántico. Forma de los orbitales atómicos3.5 Los átomos polielectrónicos3.6 Configuraciones electrónicas de los átomos polielectrónicos en su estado fundamental
3.7 El sistema periódico: bloques, períodos y grupos3.8 Periodicidad de algunas propiedades físicas
_________________________________________________________________________________________
3.1 La luz: frecuencia, cuantos y efecto fotoelctricoNaturaleza ondulatoria de la luz. La luz es una radiación electromagnética, es decir, una onda de cam-
pos eléctricos y magnéticos. La frecuencia (ν) es el número de ciclos por unidad de tiempo. Su unidad
del SI es el hertzio (Hz), que equivale a un ciclo/s. La longitud de onda (λ) es la distancia entre picos. La
relación entre frecuencia y longitud de onda es λ = c/ν, donde c es la velocidad de la luz. La frecuencia
de una luz determina su color. Sólo es visible una parte del espectro electromagnético (figura 3.1).
Figura 3.1. a) La luz blanca es una mezcla de radiaciones de todas las longitudes de onda de la luz visible. Si un rayo estrecho se pasa a través deun prisma, se separa en un espectro continuo de todas las longitudes de onda que componen la luz visible. El color de una luz depende de su frecuencia o longitud de onda.b) La luz visible es sólo una porción del espectro electromagnético.
5,00 10 6,00 10 7,00 10
Prisma
Rejilla colimadora
Película
10-2
10-6
10-7
10-5
10-8
10-3
10-4
10-9
10-10
10-11
Ondas de radio
MicroondasInfrarrojo
Vis
ibleUltra-
violetaRayos XRayos γ
λ (m)
3 1019 ν (1/s) 3 10
15 3 10
15
λ (m)ν (1/s)
RojoVioleta
7,50 1014
4,00 10
6,00 1014
5,00 1014
4,28 1014
a)
b)
Luz blanca
–7 –7 –7 –7
La luz como un haz de partículas. En 1900, Max Planck estudia la radiación emitida por un cuerpo
negro y observa que es como si ésta fuera emitida en porciones E = hν, donde h es la constante de Planck
(6,63 10–34 J s). En 1906, Einstein estudia el efecto fotoeléctrico (figura 3.2) y propone que la luz puede
ser considerada como un haz de partículas o como una onda, con una relación E = hν entre la energía
cinética de cada partícula y la frecuencia de la onda. Una partícula de luz es un fotón y su energía es un
cuanto de energía. Al chocar la luz con un electrón, ésta le transmite la energía de un fotón (hν).
3.2 El espectro del hidrgeno atmico. El modelo de Bohr y sus ampliacionesEl espectro del hidrógeno atómico. Cuando se pasa una corriente eléctrica a través de un gas en un tubo
a presión muy baja, se emite una luz cuyo espectro no es continuo sino a líneas (figura 3.3). Cada gas da
un espectro característico. Al estudiar el espectro del hidrógeno, se encontró una relación matemática en-
28 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Figura 3.2. a) Efecto fotoeléctrico. Cuando una radiación electromagnética de frecuencia suficiente choca contra la superficie de un metal (electrodo negativo) en el interior de un tubo con vacío, se desprenden electrones del metal y crean una corriente eléctrica. Esta corriente crece con la intensidad de la radiación.b) La gráfica relaciona la energía cinética de salida de los electrones con la frecuencia de la luz. Para cada metal, hay una frecuencia umbral por debajo de la cual la luz no es capaz de arrancar electrones de la placa metálica. A partir de dicha frecuencia umbral, la energía cinética aumenta linealmente con la frecuencia. La pendiente de la recta es la misma para todos los metales. Este fenómeno puede explicarse suponiendo que la luz está compuesta de fotones de energía hν . Cada fotón puede transmitir su energía a un sólo electrón durante la colisión. La frecuencia umbral es la frecuencia mínima que debe tener una luz para que la energía de sus fotones sea suficiente para arrancar un electrón del metal (por ello depende del metal).
e
ehν
1mv2
ν
Meta
l A
Meta
l BEc
ν 0A ν 0
B
E =c2
–
+
Placa metálica
Tubo a vacío
a)
b)
Figura 3.3. La luz que emite un tubo de descarga relleno de un gas está compuesta por frecuencias discretas y da un espectro de líneas.λ (m) 5,00 10 6,00 10 7,00 104,00 10–7 –7 –7 –7
tre las frecuencias de sus líneas (R es la constante de Rydberg y vale 3,29 1015 s–1):
ν =R 1
n12
–1
n22
Serie de Lyman n1 = 1 n2 = 2, 3, 4, 5,… Serie de Brackett n1 = 4 n2 = 5, 6, 7, 8,…Serie de Balmer n1 = 2 n2 = 3, 4, 5, 6,… Serie de Pfund n1 = 5 n2 = 6, 7, 8, 9,…Serie de Pashen n1 = 3 n2 = 4, 5, 6, 7,…
El modelo de Bohr. Bohr creía que los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares. En 1913,
sugiere que la energía eléctrica mueve los electrones a una órbita superior y que la emisión de luz se
produce al caer los electrones a una órbita de menor energía. Además propone que “un electrón siempre
absorbe o emite energía en cuantos completos de hν” (primer postulado). Como la luz emitida no
contiene todas las frecuencias, Bohr sugiere que no todas las órbitas son posibles para un electrón y, en
concreto, propone que “las únicas órbitas en que se puede mover un electrón son aquellas en las que su
momento angular es nh/2π, donde n es un número entero. Cuando un electrón se encuentra en estas
órbitas, no emite energía” (segundo postulado). El número n se llama número cuántico principal.
A partir de estos postulados, Bohr calculó el radio (figura 3.4) y la energía (figura 3.5) de las
órbitas de un electrón para el átomo de hidrógeno. Además, dedujo la ecuación de las líneas del espectro
del hidrógeno y el valor de la constante de Rydberg. Posteriormente se han propuesto otros números
cuánticos para explicar nuevas observaciones experimentales en los espectro atómicos (tabla 3.1).
n = 3
ao 4 ao
9 ao
n = 1 n = 2 Figura 3.4. Distancia relativa entre las tres primeras órbitas atómicas del hidrógeno, según el modelo de Bohr. Obsérvese que la diferencia de distancia entre órbitas sucesivas es cada vez mayor al aumentar n. La distancia entre la primera órbita y el núcleo (ao) es igual a 0,529 Å.
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 3.1. Números cuánticosSímbolo Nombre de y valores Nombre conjunto Sinónimos Describe n número cuántico principal nivel o capa K (n = 1), L (2), M (3), N (4), etc tamaño y energía orbitall = 0 a n–1 número cuántico azimutal subnivel o subcapa s (l = 0), p (1), d (2), f (3) forma del orbitalml = –l a +l número cuántico magnético orbital* orientación del orbitalms = ±1/2 número cuántico de espín*órbita en el lenguaje de Bohr, orbital en el de la mecánica cuántica._____________________________________________________________________________________________________
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Figura 3.5. a) Gráfica de la energía de los orbitales atómicos del hidrógeno en función de n. Obsérvese que la diferencia de energía entre estados de energía sucesivos es cada vez más pequeña al aumentar n.b) Algunas de las transiciones electrónicas que pueden ocurrir en un átomo excitado de hidrógeno. La serie de Lyman se debe a transiciones hasta n = 1 que, al ser las de mayor energía, dan las rayas de menor longitud de onda (región ultravioleta). Las líneade la serie de Balmer aparecen en el visible, debiéndose la de mayor longitud de onda (la roja) a una transición desde n = 3 a n = 2.
n = 6
-22
-16
-11
-5,4
-19
0,0
1 2 3 4 5 6 7n
Ene
rgía
(en
10
J
ulio
s/át
omo)
n = 1
n = 2
n = 3n = 4n = 5
Serie de Lyman
Serie de Balmer
Serie de Paschen
Infrarrojo
Ultra-violeta
λ (m)
5,00 10
6,00 10
7,00 10
4,00 10–7
–7
–7
–7
Rojo
Verde
AzulVioleta
a) b)
3.3 El modelo mecano-cuntico. La ecuacin de SchrdingerLa dualidad partícula–onda. En 1924, de Broglie propone que cualquier partícula (un electrón, por
ejemplo) puede considerarse como una onda con λ = h/mv (tabla 3.2). En 1927, Davisson y Germer
observan la difracción de un haz de electrones en una lámina metálica (la difracción es una propiedad
característica de las ondas)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 3.2. Longitudes de onda de partículasPartícula Masa (kg) Velocidad (m s–1) Longitud de onda (Å)Electrón libre gaseoso (300 K) 9,11 10–31 1,17 105 63Electrón libre gaseoso (200 10 3 K) 9,11 10–31 3,00 106 2,4Electrón del átomo de H (n = 1) 9,11 10–31 2,19 106 3,3Átomo de He gaseoso (300 K) 6,64 10–27 1370 0,73Pelota de Tenis 0,10 20 3,3 10–24_____________________________________________________________________________________________________
Principio de incertidumbre. Formulado en 1927 por Heisenberg, dice que no se puede conocer con total
precisión la posición y la velocidad de una partícula a la vez: ∆x⋅∆p h/4π, donde ∆x es la imprecisión
en la posición y ∆p la imprecisión en la cantidad de movimiento (mv). La mecánica cuántica no habla de
trayectoria o posición sino de probabilidad de encontrar el electrón en una región del espacio.
La ecuación de Schrödinger. En 1926, Schrödinger propone representar el comportamiento del electrón
mediante una ecuación de ondas. Cada electrón tiene asociada una función de onda (ψ). El valor de ψ2 en
un punto es la densidad de probabilidad en dicho punto. El producto ψ2dV da la probabilidad de en-
contrar electrón dentro del volumen infinitesimal dV. La probabilidad de encontrarlo en un volumen V es ψ2dV
V
3.4 El tomo de hidrgeno en el modelo mecano-cuntico. Forma de los orbitales atmicosCuando se aplica la ecuación de Schrödinger al caso del electrón en un átomo de hidrógeno, se observa
que los estados posibles para un electrón se describen mediante tres números cuánticos (n, l y ml). Hay un
cuarto número cuántico (ms) que sólo aparece al considerar efectos relativistas. Sus valores posibles
coinciden con los del modelo de Bohr (tabla 3.1).
30 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Las soluciones de la ecuación de Schrödinger, cuando se expresan en coordenadas polares (r, θ, ϕ),
se pueden descomponer en una parte radial (que sólo depende del radio) y otra angular (que sólo
depende de los ángulos), lo que simplifica su estudio: ψ2n,l,ml
(r, θ, ϕ ) = R2n,l(r)⋅A2
l,ml(θ, ϕ). La parte
radial no varía con ml mientras que la angular no varía con n. Las figuras 3.6 y 3.7 describen la
distribución espacial del electrón en los distintos estados de energía posibles para el átomo de hidrógeno.
Cada estado de energía, descrito por un trío de números cuánticos n, l y ml, recibe el nombre de orbital.
Penetración y difusión. Estos conceptos se explican en la figura 3.8.
Figura 3.8. a) El orbital 2s es más difuso que el 1s, su densidad electrónica está más extendida. La disfusión de los orbitales aumenta con su número cuántico principal.b) El orbital 2s tiene una mayor concentración electrónica en zonas muy cercanas al núcleo que el 2p, por lo que se dice que el orbital 2s es más penetrante que el 2p. El orden de penetrabilidad delos orbitales es s>p>d>f. Los orbitales más penetrantes se ven más afectados por el aumento en la carga nuclear.
4„r2R2
n,l(r) 2s1s
a)
205 10 15 25r(Å)
4 r2R2
n,l(r) 2p 2sb)
3.5 Los tomos polielectrnicosPrincipio de Aufbau. La ecuación de Schrödinger es irresoluble de forma exacta para átomos polielec-
trónicos. Una aproximación que se suele hacer es suponer que cada electrón se mueve como si estuviera
solo en el átomo bajo el influjo de una carga nuclear llamada carga nuclear efectiva (Z*), cuyo valor es
igual a la carga nuclear real (Z) menos el apantallamiento que sobre dicha carga ejerce el resto de elec-
trones. El resultado de esa imagen simple es que un átomo polielectrónico se puede considerar formado
por orbitales hidrogenoides, pero de menos energía por la mayor carga nuclear. El estado fundamental de
un átomo se obtiene llenando estos orbitales por orden creciente de energía (principio de Aufbau).
Principio de exclusión de Pauli. “Dos electrones de un átomo no pueden tener los mismos valores para
los cuatro números cuánticos”
Orden de llenado de orbitales. Como consecuencia de la distinta penetrabilidad de los distintos tipos de
orbitales, al aumentar el número atómico, a veces se altera el orden relativo de sus energías (figura 3.9) y,
por tanto, el de su llenado. Sin embargo, como regla general, los orbitales se llenan por orden creciente
de n + l y, a igual n + l, por valores crecientes de n.
Regla de Hund. “Para una configuración dada, el estado más estable es aquél con el máximo número de
Figura 3.9. Niveles de energía de los átomos polielectrónicos en la tabla periódica. Se muestra una ampliación de una vista ampliada del orden alrededor de Z =20. En el átomo de hidrógeno, la energía de los orbitales depende sólo de n. Al aumentar el número atómico, los orbitales más penetrantes (s>p>d>f) sienten más fuertemente el aumento de la carga nuclear, por lo que su energía decae más rapidamente. Como consecuencia, se producen alteraciones en el orden de energía de los orbitales. Así, en la zona expandida, el orbital 4s tiene en K y Ca menos energía que el 3d.
Número atómico, Z20 50 75 100
1
2
3
4
5
5p5s
4f4d4p4s3d3p3s2p2s1s
3d
4s 4pK
Ca
Sc
Ti
V
Ene
rgía
rel
ativ
a de
los
orbi
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s
n
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 31
205
1015
25r(
Å)
ao
2s
3s
1s
4r2
R2 n,
l(r)
Rn,
l(r)
Rn,
l(r)
220
510
1525
r(Å
)
Fig
ura
3.6.
R
epre
sent
ació
n de
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cion
es d
e la
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ació
n de
Sch
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(or
bita
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s).
a) L
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son
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Grá
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nció
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1 no
dos
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a) b) c) e)d)
32 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
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3.7.
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Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 33
electrones desapareados”.
3.6 Configuraciones electrnicas de los tomos polielectrnicos en su estado fundamentalLas reglas anteriores permiten deducir las configuraciones electrónicas fundamentales de los átomos poli-
electrónicos, con algunas excepciones entre los metales de transición, detalladas a continuación:
• Los estados con subniveles completos o completos a mitad (o totalmente vacíos) tienen una especial
estabilidad, lo que justifica algunas excepciones en el llenado de orbitales:
Cr [Ar]3d54s1 Cu [Ar]3d104s1 Mo [Kr]4d55s1 Pd [Kr]4d10
Ag [Kr]4d105s1 Au [Xe]4f145d106s1
• En los casos anteriores y siguientes, influye también la pequeña diferencia de energía entre los niveles
(n–1)d y ns:
Nb [Kr]4d45s1 Ru [Kr]4d75s1 Rh [Kr]4d85s1 Pt [Xe]4f145d96s1
• En los lantánidos y actínidos, se observan excepciones similares para los orbitales (n–2)f y (n–1)d.
La [Xe]5d16s2 Ce [Xe]4f15d16s2 Gd [Xe]4f75d16s2
Ac [Rn]6d17s2 Th [Rn]6d27s2 Pa [Rn]5f26d17s2 U [Rn]5f36d17s2
Np [Rn]5f46d17s2 Cm [Rn]5f76d17s2
• Al formar cationes, los electrones se sacan primero de los orbitales np, luego ns y finalmente (n–1)d.
Mn [Ar]3d54s2 Mn2+ [Ar]3d5 Ga [Ar]3d104s24p1 Ga3+ [Ar]3d10_____________________________________________________________________________________________________Tabla 3.3. Configuraciones electrónicas de los átomos en el estado fundamentalZ Sím. Configuración Z Sím. Configuración Z Sím. Configuración1 H 1s1 35 Br [Ar]3d104s24p5 69 Tm [Xe]4f136s2
2 He 1s2 36 Kr [Ar]3d104s24p6 70 Yb [Xe]4f146s2
3 Li [He]2s1 37 Rb [Kr]5s1 71 Lu [Xe]4f145d16s2
4 Be [He]2s2 38 Sr [Kr]5s2 72 Hf [Xe]4f145d26s2
5 B [He]2s22p1 39 Y [Kr]4d15s2 73 Ta [Xe]4f145d36s2
6 C [He]2s22p2 40 Zr [Kr]4d25s2 74 W [Xe]4f145d46s2
7 N [He]2s22p3 41 Nb [Kr]4d45s1 75 Re [Xe]4f145d56s2
8 O [He]2s22p4 42 Mo [Kr]4d55s1 76 Os [Xe]4f145d66s2
9 F [He]2s22p5 43 Tc [Kr]4d55s2 77 Ir [Xe]4f145d76s2
10 Ne [He]2s22p6 44 Ru [Kr]4d75s1 78 Pt [Xe]4f145d96s1
11 Na [Ne]3s1 45 Rh [Kr]4d85s1 79 Au [Xe]4f145d106s1
12 Mg [Ne]3s2 46 Pd [Kr]4d10 80 Hg [Xe]4f145d106s2
13 Al [Ne]3s23p1 47 Ag [Kr]4d105s1 81 Tl [Xe]4f145d106s26p1
14 Si [Ne]3s23p2 48 Cd [Kr]4d105s2 82 Pb [Xe]4f145d106s26p2
15 P [Ne]3s23p3 49 In [Kr]4d105s25p1 83 Bi [Xe]4f145d106s26p3
16 S [Ne]3s23p4 50 Sn [Kr]4d105s25p2 84 Po [Xe]4f145d106s26p4
17 Cl [Ne]3s23p5 51 Sb [Kr]4d105s25p3 85 At [Xe]4f145d106s26p5
18 Ar [Ne]3s23p6 52 Te [Kr]4d105s25p4 86 Rn [Xe]4f145d106s26p6
19 K [Ar]4s1 53 I [Kr]4d105s25p5 87 Fr [Rn]7s1
20 Ca [Ar]4s2 54 Xe [Kr]4d105s25p6 88 Ra [Rn]7s2
21 Sc [Ar]3d14s2 55 Cs [Xe]6s1 89 Ac [Rn]6d17s2
22 Ti [Ar]3d24s2 56 Ba [Xe]6s2 90 Th [Rn]6d27s2
23 V [Ar]3d34s2 57 La [Xe]5d16s2 91 Pa [Rn]5f26d17s2
24 Cr [Ar]3d54s1 58 Ce [Xe]4f15d16s2 92 U [Rn]5f36d17s2
25 Mn [Ar]3d54s2 59 Pr [Xe]4f36s2 93 Np [Rn]5f46d17s2
26 Fe [Ar]3d64s2 60 Nd [Xe]4f46s2 94 Pu [Rn]5f67s2
27 Co [Ar]3d74s2 61 Pm [Xe]4f56s2 95 Am [Rn]5f77s2
28 Ni [Ar]3d84s2 62 Sm [Xe]4f66s2 96 Cm [Rn]5f76d17s2
29 Cu [Ar]3d104s1 63 Eu [Xe]4f76s2 97 Bk [Rn]5f97s2
30 Zn [Ar]3d104s2 64 Gd [Xe]4f75d16s2 98 Cf [Rn]5f107s2
31 Ga [Ar]3d104s24p1 65 Tb [Xe]4f96s2 99 Es [Rn]5f117s2
32 Ge [Ar]3d104s24p2 66 Dy [Xe]4f106s2 100 Fm [Rn]5f127s2
33 As [Ar]3d104s24p3 67 Ho [Xe]4f116s2 101 Md [Rn]5f137s2
34 Se [Ar]3d104s24p4 68 Er [Xe]4f126s2 102 No [Rn]5f147s2_____________________________________________________________________________________________________
34 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
3.7 El sistema peridico: bloques, perodos y gruposEn 1871, Mendeleev (1834–1907) propone su tabla en base a las repeticiones periódicas que observó en
las propiedades químicas de los elementos al aumentar su masa atómica (ahora sabemos que es al
aumentar su número atómico). En su forma actual (ver cartulina de tablas), la tabla periódica está
compuesta por 7 periodos horizontales, 18 grupos verticales y otro grupo constituido por 2 series de
elementos (lantánidos y actínidos). Los grupos se numeran del 1 al 18. Los grupos 1–2 forman el bloque
s, los grupos 3–12, el bloque d, los grupos 13–17, el bloque p, y los lantánidos y actínidos el bloque f.
3.8 Periodicidad de algunas propiedades fsicasRadio atómico. La figura 3.10 muestra que:
• el radio aumenta al descender por un grupo, pues aumenta el número de capas llenas.
• el radio disminuye a lo largo del período, pues aumenta la carga nuclear efectiva (Z*) que soportan los
electrones externos. Este aumento se debe a que la carga nuclear (Z) aumenta una unidad al pasar de un
elemento al siguiente pero el apantallamiento lo hace mucho más débilmente ya que los electrones de una
misma capa se apantallan muy mal entre sí.
• el comportamiento anterior se invierte en los metales de transición a partir del quinto elemento, ya que
los electrones internos (n–1)d apantallan bien a los más externos ns.
• la contracción de los lantánidos es la responsable de que los metales de transición externa de la segunda
serie tengan tamaño similar a los de la tercera serie.
Figura 3.10. Gráfica de radios atómicos para los primeros 86 elementos.
0 10 20 30 60 70 80 90
Número atómico, Z
Rad
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Å
1
2
3 1º Periodo2º
Periodo3º
Periodo4º
Periodo5º
Periodo6º
Periodo
Li
Na
KRb
Cs
At
IBr
Cl
F
H
Elementos de transición
Elementos de transición
Elementos de transición
Lantánidos
40 50
En la figura 3.11 se comparan los radios de algunos átomos con los de sus iones.
1Å
Li Be O F
Na Mg S Cl
Li+ Be
2+
Na+ Mg
2+
O2– F
–
Cl–
S2–
Figura 3.11. Los radios iónicos y atómicos de algunos elementos. Obsérvese que los cationes son menoresque sus correspondientes átomos, pero los aniones son más grandes.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 35
Energía de ionización. Es la energía mínima necesaria para sacar un electrón de un átomo gaseoso en su
configuración fundamental. La primera energía de ionización es la energía necesaria para sacar el primer
electrón (A(g) → A+(g) + e–), la segunda energía de ionización, el segundo (A+(g) → A2+(g) + e–), etc.
• El comportamiento periódico de las energías de ionización es inverso al del radio atómico (figuras 3.12
y 3.13): disminuye al bajar en un grupo y aumenta a lo largo de un periodo. Existen ciertas
irregularidades que pueden ser justificadas por la estabilidad de los subniveles llenos o llenos a mitad.
Be 900 kJ mol–1 B 799 kJ mol–1 N 1400 kJ mol–1 O 1310 kJ mol–1
• Las segundas energías de ionización son siempre mayores que las primeras. Arrancar un electrón de un
átomo o ión con configuración externa de gas noble (ns2np6) cuesta muchísima energía.
He 2372 kJ mol–1 (primera)Li 519 kJ mol–1 (primera) 7300 kJ mol–1 (segunda)Be 900 kJ mol–1 (primera) 1760 kJ mol–1 (segunda) 14800 kJ mol–1 (tercera)B 799 kJ mol–1 (primera) 2420 kJ mol–1 (segunda) 3660 kJ mol–1 (tercera) 25000 kJ mol–1 (cuarta)
Figura 3.12. Gr fica de las primeras entalde ionizaci n plos primeros 8elementos.
1… Periodo3000
H
0 10 20 30 60 70 80 90N mero at mico, Z
Prim
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1000
2000
2º Periodo
3º Periodo
4º Periodo
5º Periodo
6º Periodo
Li Na K Rb Cs
RnXe
KrAr
Ne
Elementos de transición
Elementos de transición
Elementos de transición
Lantánidos
40 50
He
N
O
Be
B
Figura 3.13. Variación de la primera energía de ionización (en kilojulios por mol) en los grupos principales y de transición externa de la tabla periódica.
Ac666
Ag731Au890
Ni757Pd804Pt870
Ti658Zr661
Y617
Ta761
C1090Si786Ge762
Pb716
Sn707
F1680
1 7
Cl1260Br
1140I
1010At920
N1400P
1060As966Sb833Bi703
1 1 8
O1310
H1310
V650
Hf681
Nb664
Cr652Mo685W770
Be900Mg736Ca590Sr548Ba502Ra509
Mn717Tc702Re760
Li519Na494K
418Rb402Cs376Fr
B799Al577
1 6
S1000Se941
Po812
Te870
1 3 1 4
Hg1007
Cd868
Cu745
2
3 4 5 6 7 8 9 1 0 1 1Fe759Ru711Os840
Co758Rh720Ir
880
Zn906
He2370
1 2
1 5
Ne2080Ar
1520Kr
1350
Rn1040
Xe1170
Ga577
< 400
400 a 700
700 a 1000
1000 a 1500
1500 a 2000
>2000
La538
Sc631
In556Tl590
Afinidad electrónica. La afinidad electrónica (EA) de un átomo es la energía que se desprende en el pro-
ceso A(g) + e– → A–(g). Un átomo tiene una alta afinidad electrónica cuando el proceso anterior es muy
exotérmico. Con la excepción de los gases nobles, los elementos con altas energías de ionización tienen
altas afinidades electrónicas. Sin embargo, el comportamiento periódico de las afinidades electrónicas es
más complejo que el de las energías de ionización (figura 3.14). Las segundas afinidades son siempre
endotérmicas. Así para el oxígeno, EA1 = – ∆HEA1 = +142 kJ mol–1, EA2 = –∆HEA2 = –844 kJ mol–1.
36 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Figura 3.14. Variación de la primera electroafinidad (en kilojulios por mol) en los gruposprincipales de la tabla periódica.
C122Si
134Ge119
Pb35
Sn107
P72As78Sb103Bi91
N0
1 18
O141
Be–241Mg
–230Ca
–156Sr
–167Ba–52Ra
H72Li60Na53K48
Rb47Cs45Fr
Ga29
Tl19
B27Al42
In29
16
S200Se195
Po183
Te190
13 142He–2115 17
I295At270
Ne–29Ar–34Kr–39
Rn–41
Xe–40
< 100
–100 a 0
0 a +100
+100 a +200
+200 a +300
> +300 F328Cl349Br325
BibliografaAtkins, págs. 231–275; Dickerson, págs. 250–348; Masterton, págs. 181–238; Russell, págs. 129–182;
Whitten, págs. 99–143.
Bibliografa complementaria1 T. Hey, P. Walters, “El universo cuántico”, Alianza Editorial, Madrid, 1989, 211 págs.
2 R. P. Feynman, “¿Está Vd. de broma, sr. Feynman?”, Alianza Editorial, Madrid, 1987, 403 págs.
3 R. P. Feynman, “¿Qué te importa lo que piensen los demás?”, Alianza Editorial, Madrid, 1990, 290 págs.
Seminarios3.1 Si se desplazan a la misma velocidad, ¿quien tiene mayor longitud de onda, un electrón o un protón?.
el átomo de hidrógeno
3.2 ¿Cómo puede un electrón pasar a un estado excitado?.
3.3 ¿Cuáles son los cuatro números cuánticos de un electrón en el átomo de hidrógeno? ¿Cuáles son los
valores permitidos para cada uno de ellos?
3.4 ¿Cuál es la principal diferencia entre una órbita de Bohr y un orbital en mecánica cuántica?.
3.5 Da el valor del momento cuántico azimutal y di cuántos orbitales tiene cada una de las siguientes
subcapas:
a) 3s, b) 4p, c) 5p, d) 3d, e) 2s, f) 5s, g) 4f.
3.6 ¿Cuántos orbitales hay en cada una de las siguientes capas o subcapas?
a) capa n = 1, b) capa n = 2, c) capa n = 3, d) subcapa 3d, e) subcapa 4 p.
3.7 ¿Cuáles de los siguientes orbitales no pueden existir?
a) 2d, b) 5p, c) 3f, d) 10s, e) 1p, f) 4f, g) 4g, h) 4d.
3.8 Di cuántos nodos radiales (esféricos) y angulares tiene cada uno de los siguientes orbitales:
a) 4s, b) 3d, c) 2p, d) 5p.
3.9 Di qué es lo que entiendes por orbital.
3.10 ¿Cuál es densidad de probabilidad para un orbital pz en un punto de coordenadas radiales r = 1 Å,
θ = 90°, φ= 45°?
3.11 ¿En qué dirección o direcciones es máxima la probabilidad de encontrar un electrón para un orbital:
a) s, b) px, c) dxy, d) dx2–y2?
átomos polielectrónicos
3.12 ¿Están siempre en el mismo orden los niveles de energía de los distintos orbitales, independientemente
del átomo que se considere?
3.13 ¿Qué dice la regla de Hund? ¿Se puede sugerir alguna sencilla explicación física para el hecho de que los
tres electrones 2p de un átomo de nitrógeno prefieran tener valores diferentes de sus números cuánticos
magnéticos?
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 37
3.14 Escribe el símbolo y el nombre del elemento de número atómico más bajo que tenga:
a) un electrón p; b) un subnivel p completo; c) un electrón f; d) cinco electrones d.
3.15 Escribe la configuración electrónica en el estado fundamental de los siguientes átomos:
a) Li, b) C, c) Kr, d) Si, e) Co, f) Br, g) Sr, h) As, i) V, j) Cr, k) Nb, l) Fe, m) Au, n) Tl.
3.16 Escribe la configuración electrónica en el estado fundamental de los siguientes iones:
a) S2–, b) Rb+, c) N3–, d) Mg2+, e) Ti4+, f) Cl–, g) Ga3+, h) Fe2+, i) Fe3+, j) Tl+, k) Au3+.
3.17 Di cuál de los siguientes átomos o iones debe ser paramagnético en su estado fundamental:
a) Li, b) Mg, c) S, d) Zn, e) Ba, f) Re, g) Cu2+, h) Fe3+.
3.18 ¿Cuáles de los siguientes átomos no tienen distribuciones esféricas totales de la nube de carga
electrónica?:
a) Na, b) O, c) Ca, d) Xe, e) Cr, f) Mn.
propiedades periódicas
3.19 Define los siguientes términos: período, grupo, elemento representativo, elemento de transición,
lantánido, metal alcalino, energía de ionización, afinidad electrónica.
3.20 ¿Qué ion crees que tendrá menor radio, Fe2+ o Fe3+?
3.21 Ordena los siguientes iones en orden decreciente de radio: Se2–, S2–, Te2–, O2–.
3.22 Las siguientes partículas son isoelectrónicas, es decir, tienen la misma configuración electrónica.
Ordénalas según su radio decreciente: Ne, F–, Na+, O2–, Mg2+.
3.23 La primera energía de ionización de un átomo es aquella que hay que suministrarle para arrancar el
primer electrón, la segunda es la que hay que suministrarle para arrancar el segundo electrón, etc. ¿Por
qué es mayor la segunda energía de ionización que la primera?
3.24 En cada uno de los siguientes pares de átomos, indicar cuál tiene la (primera) energía de ionización más
alta, y cuál la afinidad más alta:
a) S y P, b) Al y Mg, c) Ar y K, d) K y Rb.
3.25 Di cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas:
a) El ion Na+ es menor que el ion K+.
b) El ion Na+ es menor que el átomo de Na.
c) El ion F– es menor que el átomo de F.
d) Los iones de los metales alcalinos son más pequeños que los iones de los metales alcalino-térreos del
mismo período.
e) La energía de ionización crece al bajar en el grupo.
f) Una razón por la que el helio no es reactivo es por su alta energía de ionización.
g) La primera energía de ionización del cesio es mayor que la del bario.
h) La primera energía de ionización del He+ es la misma que la segunda del átomo de Helio.
i) La afinidad electrónica de un catión es mayor que la del átomo correspondiente.
Problemas3.1 Si el dibujo representa dos ondas electromagnéticas A y B situadas en la región del infrarrojo, calcula:
a) Su longitud de onda y su frecuencia (c = 2,998 108 m s–1).
b) El tiempo en que ambas recorrerán la distancia marcada.
Onda A Onda B
6,0 10-3 cm
6,0 10-3 cm
38 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
3.2 El efecto fotoeléctrico (figura 3.2) se utiliza en algunos dispositivos de alarma contra robo. El rayo de luz
incide sobre el cátodo (–) y arranca electrones de su superficie. Estos electrones son atraídos hacia el
ánodo (+), y el circuito eléctrico se cierra por medio de una batería. Si el rayo de luz se encuentra
bloqueado por el brazo de un ladrón, el circuito eléctrico se rompe y salta el sistema de alarma. ¿Cuál es
la máxima longitud de onda que se podría utilizar en un sistema de alarma si el cátodo de la célula es de
wolframio y los electrones son arrancados del mismo con una energía cinética de 8,0 10–19 J cuando la
longitud de onda de la luz incidente es de exactamente 1,25 103 Å? (h = 6,626 10–34 J s, 1 Å = 10–10 m,
c = 2,998 108 m s–1).
3.3 Calcula la longitud de onda, en nanómetros, de la línea de la serie de Balmer que resulta de la transición
de n = 3 a n = 2 [R vale 3,29 1015 s–1]. ¿En qué región del espectro electromagnético (figura 3.1)
aparecerá?
3.4 La energía de ionización para el hidrógeno es la que debe absorber para separar el electrón, cuando éste
está en el estado fundamental, H(g) → H+(g) + e–. Calcula, a partir de la ecuación de Balmer, la energía
de ionización del hidrógeno atómico gaseoso (h = 6,626 10–34 J s, c = 2,998 108 m s–1, R = 3,29 1015
s–1, NA = 6,022 1023 mol–1).
ecuación de de Broglie
3.5 Calcula la longitud de onda de
a) un electrón que se desplaza a 3,0 107 m s–1 [h = 6,626 10–34 J s, m(e) = 9,11 10–31 kg].
b) una pelota de 140 g que se mueve a 160 km/h.
3.6 Calcula la longitud de onda de:
a) un electrón cuya energía es l0 keV [h = 6,626 10–34 J s, m(e) = 9,11 10–31 kg, 1 eV = 1,602 10–19 J].
b) una partícula de masa 125 g cuya velocidad es de 45 m/s.
3.7 Calcula la frecuencia de la luz necesaria para ionizar átomos de litio si la primera energía de ionización
del litio es 520 kJ mol–1 (h = 6,626 10–34 J s, NA = 6,022 1023 mol–1).
3.8 Se puede usar luz de 590 nm (1 nm = 10–9 m) de longitud de onda para excitar el electrón 3s del sodio a
un orbital 3p. Dado que la energía de ionización del sodio en su estado fundamental es 494 kJ mol–1,
¿cuál será la energía de ionización del átomo en su estado excitado [Ne]3p1 (h = 6,626 10–34 J s,
c = 2,998 108 m s–1, NA = 6,022 1023 mol–1).
3.9 La máxima longitud de onda de luz que puede expulsar un electrón de un ion Li– y conseguir la
formación de un átomo de litio neutro es 2000 nm. Calcula la entalpía de afinidad electrónica del litio
(h = 6,626 10–34 J s, c = 2,998 108 m s–1, NA = 6,022 1023 mol–1).
Soluciones a los seminarios3.1 Un electrón ya que su masa es menor.3.2 Con una radiación electromagnética de frecuencia adecuada (E = hν ).3.3 Ver tabla 3.1.3.4 En el modelo de Bohr, una órbita tiene una trayectoria y una energía definidas. En el modelo cuántico, el orbital tiene una
energía, pero no una trayectoria, definidas.3.5 Número de orbitales de una subcapa = 2l + 1: a), e) y f)l = 0, 1 orbital; b) y c) l = 1, 3 orbitales; ; d) l = 2, 5 orbitales; e) l = 3,
7 orbitales.3.6 a) 1 orbital; b) 4 orbitales; c) 9 orbitales; d) 16 orbitales.3.7 No pueden existir a), c), e) y g).3.8 Nodos radiales = n–l–1, nodos angulares = l, nodos totales = n–1. a) 3 y 0; b) 0 y 2; c) 0 y 1; d) 3 y 1.3.9 Un orbital, en sentido puro, es cada uno de los estados de energía electrónicos de un átomo o ión monoelectrónico, como el
átomo de hidrógeno. En un átomo polielectrónico, cada electrón no tiene en realidad un estado de energía independiente. Sinembargo, una aproximación que se realiza es suponer que sí son independientes (aproximación orbital), y, por extensión, acada estado de energía de un electrón en un átomo polielectrónico, se le llama orbital.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 39
3.10 Nula.3.11 a) En todas las direcciones la probabilidad es la misma; b) en el eje x; c) en las bisectrices de los ejes x e y; d) en los ejes x e y.3.12 No. Ver figura 3.9.3.13 Al colocar los tres electrones en tres orbitales distintos cuya mayor densidad se sitúa en distintas regiones del espacio, se
minimizan las repulsiones interelectrónicas.3.14 a) B; b) Ne; c) Ce (no el La, ya que su configuración electrónica es anómala, ver 3.6).3.15 a) [He]2s1; b) [He]2s22p2; c) [Ar]3d104s24p6; d) [Ne]3s23p2; e) [Ar]3d74s2; f) [Ar]3d104s24p5; g) [Kr]5s2; h)
[Ar]3d104s24p3; i) [Ar]3d34s2; j) [Ar]3d54s1; k) [Kr]4d45s1; l) [Ar]3d64s2; m) [Xe]4f145d106s1; n) [Xe]4f145d106s26p1.3.16 a) [Ne]3s23p6 = [Ar]; b) [Kr]; c) [He]2s22p6 = [Ne]; d) [Ne]; e) [Ar]; f) [Ne]3s23p6 = [Ar]; g) [Ar]3d10; h) [Ar]3d6; i)
[Ar]3d5; j) [Xe]4f145d106s2; k) [Xe]4f145d8.3.17 En negrita, los orbitales en los que hay electrones desapareados: a) [He]2s1, paramagnético (1 electrón desapareado); b)
[Ne]3s2, diamagnético; c) [Ne]3s23p4, paramagnético (2 electrones desapareados); d) [Ar]3d104s2, diamagnético; e) [Xe]6s2,diamagnético; f) [Xe]4f145d56s2, paramagnético (5 electrones desapareados); g) [Ar]3d9, paramagnético (1 electróndesapareado); h) [Ar]3d5, paramagnético (5 electrones desapareados).
3.18 Sí tienen distribución esférica: a) [Ne]3s1; c) [Ar]4s2; d) [Kr]4d105s25p6; e) [Ar]3d54s1; f) [Ar]3d54s2.No tienen distribución esférica: b) [He]2s22p4.
3.19 Ver teoría.3.20 Fe3+, porque tiene menos electrones y además los electrones que quedan son más atraídos por la carga nuclear al haber menos
repulsiones (apantallamiento) entre ellos.3.21 r(Te2–) > r(Se2–) > r(S2–) > r(O2–).3.22 Al tener los mismos electrones, el tamaño dependerá de lo fuertemente que sean atraídos por el núcleo, es decir, de la carga
nuclear: r(O2–) > r(F–) > r(Ne) > r(Na+) > r(Mg2+).3.23 Porque al arrancar un electrón, los electrones que quedan son más atraídos por la carga nuclear al haber menos repulsiones
(apantallamiento) entre ellos.3.24 Ver 3.8.3.25 Ciertas: a), b), f), h), i). Falsas: c), d), e), g).
Soluciones a los problemas3.1 a) Onda A: λ = 1,0 10–3 cm, ν = 3,0 1013 s–1, 3.5 a) λ = 2,4 10–11 m; b) λ = 1,06 10–34 m.
onda B: λ = 2,0 10–3 cm, ν = 1,5 1013 s–1; 3.6 a) λ =1,23 10–11 m; b) λ = 1,18 10–34 m.b) t = 2,0 10–13 s. 3.7 ν = 1,30 1015 s–1.
3.2 λ = 2,51 103 Å. 3.8 4,84 10–19 J por átomo, 291 kJ por mol.3.3 a) λ = 656,3 nm. Aparecerá en el visible. 3.9 –9,94 10–20 J por átomo, –59,9 kJ por mol.3.4 E = 1320 kJ para 1 mol de hidrógeno.
40 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
4 El enlace químico4.1 La formación de pares iónicos4.2 La formación de sólidos iónicos: entalpía de red4.3 Influencia de la entalpía de red en algunas propiedades de los compuestos iónicos4.4 El enlace covalente: el enlace del par de electrones4.5 Parámetros de los enlaces covalentes4.6 El carácter iónico de los enlaces covalentes y el carácter covalente de los enlaces iónicos
_________________________________________________________________________________________
Las fuerzas de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos, se llaman enlaces
químicos. Cuando dos átomos se enlazan, los electrones se redistribuyen para que aumente su atracción
por ambos núcleos, haciendo disminuir la energía total del conjunto por debajo de la de los dos átomos
por separado. Los dos modelos extremos de redistribución de los electrones son el iónico y el covalente.
La mayor parte de enlaces no se ajustan perfectamente a cada modelo por separado y se describen mejor
considerando una mezcla de carácter iónico y de carácter covalente.
4.1 La formacin de pares inicosEl enlace iónico es la atracción debida a las cargas opuestas de cationes y aniones. Los compuestos
iónicos son los formados por enlaces iónicos. Ningún enlace es puramente iónico.
La formación de un par de iones es más sencilla cuando átomos de bajas energías de ionización
reaccionan con átomos de altas afinidades electrónicas. La energía necesaria para ionizar los átomos es
compensada por la energía liberada por las atracciones electrostáticas entre catión y anión (figura 4.1).
E = 14πε0
z+ez–ed
z+/z–= Carga del catión/anión
e = unidad elemental de carga = 1,602 10–19 C
d = distancia entre catión y anión
ε0 = 8,854 10–12 C2 m–1
① Formación de iones gaseosos a partir de los átomos gaseosos➁ Formación de los pares iónicos a partir de los iones
∆HI = entalpía de ionización∆HEA = entalpía de electroafinidad
➁
①
–374 kJ/mol
Figura 4.1. Balance energético para la formación de un mol de pares
iónicos de K+Cl–(g). La suma de las entalpías por el camino largo(blanco) es igual a la suma de las entalpías por el camino directo(negro). La energía ➁ ha sido estimada mediante la ecuación derivadade la ley de Coulomb:
∆HI(K)+ ∆HEA(Cl) =418 + (–349) = 69 kJ/mol
–443 kJ/mol
K+Cl–(g)
K+(g) + Cl–(g)
K(g) + Cl( g)
Carga iónica. La carga que adquiere un elemento en un compuesto iónico aumenta hasta que el
incremento que se produce en la atracción entre los iones no compense la energía que se precisa para
arrancar o tomar el electrón. Normalmente, los elementos de los grupos principales aumentan su carga
iónica hasta alcanzar una configuración de gas noble (o de pseudogas noble en el caso de algunos metales
de transición). Sobrepasar esta configuración cuesta mucha energía, y ésta no es compensada por el
aumento en la atracción entre los iones. Esta regla no es de aplicación general, sobre todo en el caso de
los metales de transición que pueden perder un número variable de electrones d.
4.2 La formacin de slidos inicos: entalpa de redLos iones se agrupan en redes tridimensionales con un elevado número de cationes y de aniones
fuertemente unidos entre sí, y en las que cada catión intenta rodearse del máximo número de aniones y
cada anión del máximo número de cationes. Los tipos de redes iónicas se estudian en el tema 7.
Entalpía de red. La estabilidad de un sólido iónico viene fundamentalmente dada por la fuerte atracción
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 41
entre iones de carga opuesta. La entalpía de red (∆HU) mide la estabilidad de una red iónica. Se define
como la entalpía correspondiente al proceso de ruptura de la red en los iones gaseosos, p. ej., KCl(s) →K+(g) + Cl–(g).
La entalpía de formación (∆Hf) de una sustancia es la entalpía del proceso de formación de dicha
sustancia a partir de los elementos en su forma estable en condiciones normales (25 °C y 1 atm). El
proceso de formación del cloruro de potasio es K(s) + 1/2 Cl2(g) → KCl(s).
Ciclo de Born–Haber. El proceso de formación de un sólido iónico como el cloruro de potasio se puede
descomponer formalmente en tres procesos, en el llamado ciclo de Born–Haber:
Figura 4.2. El ciclo de Born–Haber para la formación de KClsólido a partir de potasio y cloro. La suma de las entalpías porel camino largo (blanco) es igual a la suma de las entalpías porel camino directo (negro).K(g) + Cl( g)
K+(g) + Cl –(g)
KCl(s)
– ∆HU =–717 kJ/mol
∆HI(K)+ ∆HEA(Cl) =418 + (–349) = 69 kJ/mol
K(s) + 1/2 Cl2(g)
∆Hf = –437 kJ/mol
∆HS(K)+ 1/2 ∆HD(Cl 2) =
89 +122 = 211 kJ/mol
∆HS = entalpía de sublimación∆HD = entalpía de disociación∆HI = entalpía de ionización∆HEA = entalpía de electroafinidad∆HU = entalpía de red∆Hf = entalpía de formación
① Formación de átomos gaseosos a partir de los elementos➁ Formación de los iones gaseosos a partir de los átomos gaseosos➂ Formación de la red iónica a partir de los iones gaseosos
①
➁
➂
El ciclo de Born–Haber permite calcular la entalpía de red o cualquier otra de las entalpías intervinientes,
a partir del resto (tabla 4.1). En el ejemplo anterior:
∆Hf(KCl(s)) = ∆HS(K) + 1/2 ∆HD(Cl2(g)) + ∆HEA(Cl) + ∆HI(K) – ∆HU(KCl)_____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.1. Entalpías de red a 25°C en kilojulios por molHaluros del grupo 1 y 11 del grupo 2 Óxidos SulfurosLiF 1046 LiCl 861 LiBr 818 LiI 759 BeCl2 3017 Li2O 2799 BeO 4443NaF 929 NaCl 787 NaBr 751 NaI 700 MgCl2 2524 Na2O 2481 MgO 3850 MgS 3406KF 826 KCl 717 KBr 689 KI 645 CaCl2 2255 K2O 2238 CaO 3461 CaS 3119AgF 971 AgCl 916 AgBr 903 AgI 887 SrCl2 2153 SrO 3283 SrS 2974_____________________________________________________________________________________________________
Ecuación de Born–Landé. La ecuación de Born–Landé, deducida teóricamente, permite estimar la
entalpía de red de los compuestos iónicos:
∆HU (estimada) = –1
4πε0
NAMz+ez–e
d01–
1n
z+/z–= Carga del catión/anión
ε0 = 8,854 10–12 C2 m–1
NA = constante de Avogadro
M = constante deMadelung
d0 = distancia de equilibrio entre catión y anión
e = unidad elemental de carga = 1,602 10–19 C
La constante de Madelung (M) es un índice corrector, calculado geométricamente, que tiene en cuenta
que en una red, cada ion tiene cerca más de un ion. Su valor depende del tipo de red (tabla 4.2)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.2. Valores de la constante de Madelung para algunos tipos de red iónicaTipo de red Blenda de cinc (ZnS) Cloruro de sodio Cloruro de cesio Fluorita (CaF2) Rutilo (TiO2)MMMM 1,63806 1,74756 1,76267 2,51939 2,408_____________________________________________________________________________________________________
El factor de Landé (n) refleja las repulsiones entre las esferas electrónicas de los iones, y puede ser
estimado a partir de su configuración electrónica externa (tabla 4.3). Para una red que contiene iones de
diferente configuración, se toma la media de los valores de sus iones. Así, para NaCl n = (7 + 9)/2 = 8. _____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.3. Valores del factor de Landé para algunos ionesConfiguración He Ne Ar, Cu+ Kr, Ag+ Xe, Au+
n 5 7 9 10 12Ejemplos Li+ F–, O2–, Na+ K+, Cl–, Ca2+ Br–, Rb+ I–, Cs+, Ba2+_____________________________________________________________________________________________________
Los valores de entalpía de red estimados mediante la ecuación de Born–Landé para sólidos muy iónicos,
42 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
concuerdan bastante bien (tabla 4.4) con los valores experimentales del ciclo de Born–Haber (ver 4.6)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.4. Comparación de las entalpías de red experimentales y teóricas de haluros alcalinosCompuesto LiF NaF KF LiI NaI KIEntalpía de red experimental en kJ/mol 1046 929 826 759 700 645Entalpía de red teórica en kJ/mol 1032 901 790 709 672 622_____________________________________________________________________________________________________
4.3 Influencia de la entalpa de red en algunas propiedades de los compuestos inicosPuntos de fusión. Si se comparan los puntos de fusión de varios sólidos iónicos, se espera que éstos
aumenten en el mismo sentido que la entalpía de red. De acuerdo con la ecuación de Born-Landé, en
compuestos puramente iónicos la entalpía de red debe aumentar al aumentar la carga de los iones y al
disminuir su tamaño. Por tanto sus puntos de fusión deberían modificarse en el mismo sentido (tabla 4.5)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.5. Variación del radio del haluro y el punto de fusión para los haluros de sodioSustancia NaF NaCl NaBr NaIRadio del anión (Å) 1,36 1,81 1,95 2,16Punto de fusión (°C) 990 801 755 651_____________________________________________________________________________________________________
Sin embargo, la apreciable participación de enlace covalente en muchos compuestos iónicos hace que
este comportamiento no se pueda generalizar, tal como se discute en el apartado 4.6.
Solubilidad. Muchos compuestos iónicos son solubles en disolventes polares como el agua. La entalpía
de disolución (∆Hd) es la entalpía del proceso de disolución de un sólido iónico. Para el cloruro de litio
es la entalpía del proceso LiCl(s) → Li+(aq) + Cl–(aq), donde Li+(aq) y Cl–(aq) son los iones hidratados.
Se llama hidratación (para el agua) o solvatación (en general) al proceso por el cual un ion se rodea de
moléculas de disolvente, de forma que se produce una atracción mutua. Se llama entalpía de hidratación
(∆HH) de un ion a la entalpía de este proceso, que para el catión litio es Li+(g) → Li+(aq).
El proceso de disolución en agua de un sólido iónico se puede descomponer en dos etapas (figura
4.3). Para el LiCl, la entalpía de disolución se relaciona con las de hidratación y de red mediante la
ecuación ∆Hd(LiCl) = ∆HH(Li+) + ∆HH(Cl–) + ∆HU(LiCl).
➁①
① Ruptura de la red iónica para producir los iones gaseosos➁ Hidratación de los iones gaseosos
∆HH = entalpía de hidratación∆HU = entalpía de red∆Hd = entalpía de disolución
∆HH(Li+) + ∆HH(Cl –) =
(–558) + (–340) =
–898 kJ/mol
∆Hd = –37 kJ/mol
LiCl( s)
∆HU =861 kJ/mol
Li+(aq) + Cl –(aq)
Li+(g) + Cl –(g) Figura 4.3. El ciclo de termoquímico para la disolución delLiCl sólido. Los compuestos iónicos se disuelven debido a quesus iones se hidratan.
El aumento de la carga y la disminución del radio iónico favorecen la hidratación de los iones
(tabla 4.6), pero dificultan la ruptura de la red. Este efecto contradictorio hace difícil predecir la variación
de la entalpía de disolución y de la solubilidad de las sales iónicas (tabla 4.7)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.6. Entalpías de hidratación en kilojulios por mol de algunos ionesIon Li+ Na+ K+ Cl– Br– I– Li+ Be2+ Al3+
Entalpía de hidratación –558 –444 –361 –340 –309 –296 –558 –1435 –2537__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Tabla 4.7. Variación de la solubilidad de algunos haluros alcalinosCompuesto LiF LiCl LiBr NaCl KCl RbClEntalpía de hidratación en kJ/mol –1041 –898 –867 –783 –701 –675Entalpía de red en kJ/mol 1046 861 818 787 717 692Entalpía de disolución en kJ/mol 5 –37 –49 4 16 17Solubilidad (mol/l) 0,06 14 10 5,4 4,2 6,0_____________________________________________________________________________________________________
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 43
4.4 El enlace covalente: el enlace del par de electronesCompartición de electrones. El modelo iónico no puede explicar la formación de muchos enlaces. La
mayoría de compuestos existentes no están formados por partículas iónicas sino por partículas neutras
llamadas moléculas. La compartición de electrones es un modelo alternativo a la formación de iones.
Teoría de Lewis. En 1916, Lewis propone que la formación de un enlace covalente se produce por
compartición de dos electrones. El descubrimiento posterior del principio de Pauli justificará que los
electrones a compartir sean dos. Dos átomos pueden formar un enlace simple, compartiendo un sólo par
de electrones, o enlaces múltiples (doble, triple, etc.), compartiendo dos o más pares. El número de pares
electrónicos compartidos en un enlace se llama orden de enlace.
Regla del octeto. Es una regla empírica que se cumple en muchos casos, pero no es universal. “Cuando
los átomos reaccionan, tienden a conseguir una esfera externa de ocho electrones.” Existen dos tipos de
excepciones a la regla del octeto. El primero es el de los compuestos de octeto expandido, como el PCl5en el que el fósforo está rodeado de 10 electrones. Todos los elementos a partir de período 3 pueden
expandir su octeto debido a que además del orbital ns y de los tres orbitales np, tienen cinco orbitales nd
que pueden participar en enlaces. El segundo tipo de excepción es la de los compuestos con octeto
incompleto, como el BF3 donde el boro sólo está rodeado de 6 electrones. El tercer tipo de excepción a la
regla del octeto es el de aquellas moléculas que, como el NO, tienen un número impar de electrones.
Estructuras de Lewis. Las estructuras de Lewis son representaciones de los electrones de valencia de la
molécula en las que los electrones se indican mediante puntos. Los pares de enlace se suelen dibujar
mediante guiones. Para escribir una estructura de Lewis, sigue estas instrucciones:
1 Escribe el esqueleto de la estructura, uniendo los elementos por enlaces simples. Por supuesto, es
necesario conocer con anterioridad la forma en la que están unidos los átomos.
2 Cuenta el número total de electrones de valencia, considerando la carga iónica.
3 Resta los pares electrónicos de los enlaces simples, ya distribuidos en el punto 1.
4 Distribuye el resto de electrones hasta completar el octeto, si fuera posible. Si el átomo central es del
tercer periodo o superior, puede alojar más de cuatro pares electrónicos.
5 En el caso de octetos incompletos, pon enlaces múltiples, si fuera posible. El número de enlaces
múltiples necesarios para que se cumpla la regla del octeto es igual a (número de átomos×8 (ó ×2) –
número de electrones)/2 – número de enlaces simples. Sólo es razonable poner dobles enlaces cuando
al menos uno de los dos átomos es cabecera de grupo (fundamentalmente C, N y O), o es azufre.
Resonancia. A veces es posible escribir varias estructuras de Lewis razonables para la misma molécula.
El caso más evidente es cuando tenemos dos estructuras idénticas en energía:
N OO N OO....
..
–.... ..
.. .... –.... ..
Los experimentos muestran que la estructura real es una media de las dos estructuras de Lewis (así, por
ejemplo, los dos enlaces N–O son idénticos). A esta media se le llama resonancia y a la estructura
resultante de la media se le llama híbrido de resonancia. Las estructuras de resonancia sólo se diferen-
cian en la asignación de la posición de los pares electrónicos, nunca en las posiciones de los átomos.
El híbrido de resonancia tiene una energía menor que cada una de las formas resonantes. Esta
diferencia de energía recibe el nombre de energía de resonancia.
Carga formal. La carga formal de un átomo en una molécula se asigna asumiendo que cada átomo ve
compensada su carga nuclear por uno de los electrones de cada uno de sus pares de enlace (de acuerdo
con una igual compartición) y por los dos electrones de cada uno de sus pares solitarios (que sólo le
pertenecen a él). Empíricamente, se observa que las estructuras más estables son normalmente las que:
44 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
• poseen cargas formales más pequeñas, y
• poseen las cargas negativas preferentemente sobre los átomos más electronegativos.
Este criterio, junto a la regla del octeto, permite estimar cuál o cuáles son las estructuras de Lewis más
razonables para un compuesto, y justifica por qué moléculas como BF3 no forman enlaces dobles para
completar su octeto, u otras como el SO2 forman posiblemente octetos expandidos (ver debajo).
Resonancia entre formas de diferente energía. En el caso de resonancia descrito anteriormente, las dos
estructuras propuestas son de idéntica energía y ambas participan por igual en la descripción del híbrido.
A veces, interesa describir una molécula como un híbrido de resonancia de estructuras diferentes:
S S OO OO S OO.... ......
......
..
.... ..
....
..
.. ..
La primera estructura cumple con el criterio de las cargas formales, mientras que la segunda y tercera
cumplen la regla del octeto. La estructura real será una mezcla de las señaladas y se parecerá más a la
estructura de menor energía (que a priori no sabemos cuál es). Eso se expresa diciendo que la estructura
de más baja energía tiene más peso en la descripción del híbrido de resonancia.
El enlace covalente coordinado. Un enlace covalente coordinado o dativo es aquel en el que el par de
electrones lo aporta uno de los dos átomos. El comportamiento químico de un enlace coordinado es
significativamente diferente al de un enlace covalente normal.
4.5 Parmetros de los enlaces covalentesSe llaman parámetros de enlace a aquellas propiedades características de los enlaces que dependen de los
átomos específicos que se enlazan pero que varían poco de compuesto a compuesto.
Longitud de enlace. La longitud de un enlace covalente puede ser estimada aproximadamente mediante
la suma de los radios covalentes: rc(C) = 0,77 Å, rc(H) = 0,37 Å ⇒ d(C-H) 1,14 Å. Este valor de dis-
tancia C–H es prácticamente independiente del compuesto considerado. Sin embargo, la longitud de un
enlace disminuye al aumentar el orden de enlace, lo que se utiliza como criterio para estimar la
multiplicidad del enlace._____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.8. Longitudes medias de enlaces simples y múltiples en ångströms (1 Å = 10–10 m)H–H 0,74 F–F 1,28 Cl–Cl 2,00 Br–Br 2,28 I–I 2,66H–F 0,92 H–Cl 1,27 H–Br 1,42 H–I 1,61 O–H 0,94 N–H 0,98 C–H 1,10O–O 1,32 N–N 1,40 C–C 1,54 N–O 1,36 C–O 1,43 C–N 1,47
C=C 1,34 N=O 1,15 C=O 1,22 C=N 1,27C≡C 1,21 N≡O 1,08 C≡O 1,13 C≡N 1,15
_____________________________________________________________________________________________________
Entalpía de enlace. La entalpía de enlace (∆HE) es la puesta en juego en el proceso de ruptura de enlaces
en el estado gaseoso. Así, la entalpía de enlace para el hidrógeno es la correspondiente al proceso
H2(g) → 2H(g). La entalpía de un enlace aumenta al aumentar la multiplicidad del enlace (tabla 4.9)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.9. Entalpías medias de enlace en kilojulios por molH–H 436 F–F 158 Cl–Cl 242 Br–Br 193 I–I 151H–F 565 H–Cl 431 H–Br 366 H–I 299 O–H 463 N–H 388 C–H 412O–O 157 N–N 163 C–C 348 N–O 200 C–O 360 C–N 305O=O 496 N=N 409 C=C 612 N=O 600 C=O 743 C=N 615
N≡N 944 C≡C 837 C≡O 1070 C≡N 891_____________________________________________________________________________________________________
4.6 El carcter inico de los enlaces covalentes y el carcter covalente de los enlaces inicosLa mayor parte de los enlaces no son ni puramente iónicos ni puramente covalentes. El análisis del
carácter iónico de un enlace covalente nos lleva al concepto de electronegatividad, mientras que el
análisis del carácter covalente de un enlace iónico nos lleva al concepto de polarización.
Electronegatividad. Los enlaces de moléculas homodiatómicas como H2 son covalentes puros. En una
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 45
molécula heterodiatómica como el HF, el par de enlace está más localizado sobre el flúor, produciendo
una carga parcial positiva sobre el hidrógeno, y una negativa sobre el flúor. Un enlace de este tipo se
llama polar, ya que presenta un momento dipolar eléctrico. La distribución de cargas dependerá de la
capacidad de cada átomo de atraer los electrones del enlace covalente. A esta capacidad se le llama
electronegatividad.
Existen varias escalas de electronegatividad. La escala de Pauling se basa en analizar el carácter
iónico de un enlace covalente en términos de resonancia:+–.. H
..
....FF
....
.. H
. .
. .: F—H ↔ : F:– H+. .
. .
H—Fcov. pura
H(g) + F( g)
565 kJ/mol
258 kJ/mol
307 kJ/mol
①
➁
➂
HF(g) Molécula real
Figura 4.4. Entalpía de resonancia iónica.① Formación de un enlace covalente puro HF a partir de los átomos gaseosos.
Esta entalpía no puede obtenerse experimentalmente y se estima suponiendoque es la media geométrica de las entalpías de enlace de sus átomos:
∆HE(F–H, estimada) = ∆HE(H–H)×∆HE(F–F) = 153×436 = 258 kJ/mol
➁ Formación de un enlace "real" a partir de los átomos gaseosos. Esta es laentalpía de enlace obtenida experimentalmente.
➂ La diferencia entre ambas energías se debe a la participación de la estructuraiónica en el enlace real, por lo que se llama entalpía de resonancia iónica.
La entalpía de resonancia iónica (figura 4.4) es una medida de la participación iónica en el enlace y, por
tanto, de la diferencia de electronegatividad entre los átomos. Pauling definió su escala de forma que la
diferencia de electronegatividad se obtiene mediante la ecuación χF – χH = 1
10∆H (resonancia iónica, en kJ/mol) = 1
10307 = 1,9
Arbitrariamente se fija χH= 2,1, por lo que χF= 4,0 (figura 4.5).
1 18
P2,1
O3,5
F4,0
H2,1
V1,5
Ti1,4
Hf1,3
Nb1,5
Cr1,6
Mo1,6W1,5
Be1,5Mg1,2Ca1,0Sr1,0Ba1,0Ra1,0
Sc1,3Y1,2La1,1
Zr1,3
Mn1,6Tc1,7Re1,7
Li1,0Na1,0K0,9Rb0,9Cs0,8Fr0,8
B2,0Al1,5
In1,6
16
S2,5Se2,4
Po1,9
Te2,1
13 14C2,5Si1,8Ge1,9
Pb1,7
Sn1,8
Hg1,7
Cd1,6
Cu1,8
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11
Ta1,4
Fe1,7Ru1,8Os1,9
Co1,7Rh1,8Ir1,9
Ni1,8Pd1,8Pt1,8
Zn1,6
He
12
15 17
Cl3,0Br2,8I
2,5At2,1
Ne
Ar
Kr
Rn
Xe
N3,0
As2,1Sb1,9Bi1,8
Ga1,7
Tl1,6
Ag1,6Au1,9
< 1,01,0–1,4
1,5–1,9
2,0–2,4
2,5–2,9
3,0–4,0
Ac1,1
F i g u r a 4 . 5 . Va l o r e s d ee l e c t r o n e g a t i v i d a d d e l o selementos, salvo gases nobles, en laescala de Pauling, ordenados segúnl a t a b l a p e r i ó d i c a . L aelectronegatividad aumenta al irhacia la derecha en un periodo yhacia arriba en un grupo.
Los enlaces con una diferencia de electronegatividad menor de 1 se pueden considerar covalentes,
mientras que los enlaces con una diferencia mayor de 2 se pueden considerar iónicos.
Polarización. Los cationes pueden distorsionar la distribución de carga de un anión, atrayéndola hacia sí.
Si la distorsión es muy grande, obtenemos un enlace covalente. Los átomos o aniones que se distorsionan
fácilmente decimos que son altamente polarizables. Los cationes que causan grandes distorsiones se dice
que tienen alto poder polarizante.
• Los aniones grandes y de alta carga serán muy polarizables.
• Los cationes pequeños y de alta carga serán muy polarizantes.
• Los cationes de metales de transición son más polarizantes que los de los grupos principales.
Algunas consecuencias de la polarización. La presencia de carácter covalente apreciable explica las
anomalías que se observan en algunas de las siguientes series de puntos de fusión (dados en °C) con
respecto a lo que esperaríamos para compuestos iónicos puros.
46 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
BeCl2 405 NaBr 755 LiF 870 LiBr 547CaCl2 772 MgBr2 700 LiCl 613 NaBr 755HgCl2 276 AlBr3 975 LiBr 547 KBr 730
LiI 446
Por la misma razón, los dihaluros de la tabla 4.10 presentan valores de entalpía de red muy diferentes de
los calculados mediante la ecuación de Born–Landé, pues no se ajustan adecuadamente al modelo iónico._____________________________________________________________________________________________________Tabla 4.10. Entalpías de red calculadas y experimentales para algunos dihalurosCompuesto MgBr2 MgI2 MnBr2 MnI2Entalpía de red experimental en kJ/mol 2395 2315 2441 2382Entalpía de red teórica en kJ/mol 2140 1985 2177 2010_____________________________________________________________________________________________________
BibliografaAtkins, págs. 277–317; Dickerson, págs. 318–322, 349–367, 506–507; Masterton, págs. 242–269;
Russell, págs. 183–212; Whitten, págs. 145–175, 447–449.
Seminarios iones
4.1 Da la fórmula de:
a) los cationes formados por K, Ca y Sc.
b) los aniones formados por S y Cl.
c) los compuestos iónicos que contienen un catión de a) y un anión de b).
4.2 Escribe la fórmula de los haluros (aniones de los halógenos) con catión del grupo 1 en los que anión y
catión sean isoelectrónicos (mismo número de electrones).
4.3 Indica cuáles de las siguientes fórmulas no representa un compuesto iónico estable y por qué:
a) BaCl2,b) KF, c) SrS, d) Ca2O3, e) NaBr2, f) Li2S, g) AlF4.
entalpía de red
4.4 Explica el orden de entalpía de red de los siguientes compuestos:
a) ∆HU(MgO) = 3850 kJ mol–1 y ∆HU(BaO) = 3114 kJ mol–1.
b) ∆HU(MgO) = 3850 kJ mol–1 y ∆HU(MgS) = 3406 kJ mol–1.
4.5 Ordena los siguientes compuestos por su entalpía de red:
a) KCl, b) LiCl, c) KBr, d) NaCl, e) KI.
4.6 Ordena los haluros de plata por su entalpía de red.
4.7 Explica la variación de los puntos de fusión en los siguientes compuestos iónicos:
a) NaF (1 261 K) y MgO (3 073 K), b) NaF (1 261 K), NaCl (1 074 K), NaBr (1 028 K) y NaI (924 K).
4.8 Observa los siguientes datos experimentales:Compuesto: Punto de fusión Solubilidad en aguaKCl 776 °C 34,7 g/100 ml (a 20°C)KBr 730 °C 53,5 g/100 ml (a 20°C)KI 686 °C 127,5 g/100 ml (a 20°C)
Relaciona el orden de puntos de fusión y de solubilidad encontrado con el previsto para la entalpía de red
por la ecuación de Born–Landé. De acuerdo a lo que sabes, ¿te hubiera sorprendido encontrar un orden
de solubilidad contrario?
4.9 Define: carga iónica, entalpía de red, entalpía de formación, entalpía de disociación, entalpía de
hidratación, entalpía de disolución. estructuras de Lewis, regla del octeto, carga formal, resonancia
4.10 El nitrógeno forma el trifluoruro NF3, mientras que NF5 no existe. Del fósforo se conocen ambos, PF3 y
PF5.
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a) Escribe las estructuras de Lewis del NF3, PF3 y PF5.
b) Da explicaciones al hecho de que el PF5 sea estable pero no el NF5.
c) A la luz de dichas explicaciones, ¿cuáles de las siguientes moléculas es de esperar que no existan?:
OF2, OF4, OF6, SF2, SF4, SF6. Escribe, en cada caso, la estructura de Lewis acompañada de los
comentarios oportunos.
4.11 ¿Cuáles de los siguientes elementos podrían tener octetos expandidos?
a) C, b) P, c) O, d) F, e) Cl, f) B, g) Se, h) Sn.
4.12 Define: octeto expandido, octeto incompleto, carga formal, par de enlace, par solitario.
4.13 ¿Qué significa el concepto de resonancia?
4.14 Una de las estructuras de Lewis posibles para el ácido hidrazoico es H N N N
a) Dibuja otras dos estructuras de resonancia para esta molécula.
b) ¿Es N N HN
otra forma de resonancia para el ácido hidrazoico?
4.15 Selecciona de cada par de estructuras de Lewis, la que posiblemente haga una contribución dominante a
un híbrido de resonancia.
F :O: F
O :C: O O :C: O
O :S: O O :S: O
O :N: N O :N: N
: O :
P O
: O :
: O
: O :
P O
: O :
O
F :O: F
..
..........
..
........ .. ..
.. .. ..
.. ....
e)
d)
c)
b)
a)
o.... ..
......
..
..
3–3–
..
..
....
o
o
o
o....
..
......
4.16 a) Dibuja las tres estructuras resonantes posibles para el ion cianato, NCO–. En base a las cargas
formales, decide cuál es la estructura que tiene una distribución de carga más razonable.
b) El anión fulminato, CNO–, se diferencia del anterior en que el nitrógeno está en el centro y en que es
muy inestable (el fulminato de mercurio se utiliza como detonante). Da una explicación , en base a las
cargas formales, para esta inestabilidad.
4.17 Escribe estructuras de Lewis para las siguientes moléculas. En el caso que proceda, muestra las
estructuras resonantes.
a) BrF, b) S2, c) Cl2, d) P2, e) BeCl2, f) CS2, g) SO3, h) ICl3, i) BF3, j) CBr4, k) SiH4, l) ) NCl3,
m) SeF6, n) PF3, o) SF2, p) XeO3, q) SO2, r) SF6, s) ClO2, t) IF5, u) OF2, v) H2Te, w) N2F2, x) POBr3.
4.18 Escribe estructuras de Lewis para los siguientes oxoácidos. En el caso que proceda, muestra las
estructuras resonantes.
a) HClO3, b) H2SO4, c) H3PO4.
4.19 Escribe estructuras de Lewis para los siguientes iones. En el caso que proceda, muestra las estructuras
resonantes.
a) CN–, b) BF4–, c) CH3
–, d) PH4+, e) ClO–, f) SO4
2–, g) PO43–, h) HSO3
–, i) CO32–, j) O2
–.
4.20 Escribe las estructuras de Lewis para las siguientes sustancias orgánicas:
a) CHClF2 (un clorofluorocarbono), b) HCOOH (ácido fórmico), c) H3C—CN (acetonitrilo),
d) H3C—OH (metanol), e) H2CCHCl (cloruro de vinilo).
4.21 Escribe estructuras de Lewis para los siguientes sales.
a) NaClO, b) Ba(NO3)2, c) Ca(NO2)2.
orden de enlace, energía de enlace, longitud de enlace
4.22 Define: orden de enlace, entalpía de enlace.
4.23 Escribe la estructura de Lewis del S2. ¿Es de esperar que la energía de enlace del S2 sea mayor o menor
48 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
que la del Cl2?.
4.24 ¿En qué molécula es el enlace N–N más corto y en cuál más fuerte?
a) H2NNH2, b) N2, c) NNO.
4.25 Considera los enlaces carbono–oxígeno en el formaldehido (H2CO) y en el monóxido de carbono (CO).
¿En qué molécula es el enlace carbono–oxígeno más corto? ¿En cuál es más fuerte?
4.26 Considera los enlaces nitrógeno–oxígeno en NO2+ y en NO3
–. ¿En qué ion es el enlace
nitrógeno–oxígeno más corto?
4.27 Compara las longitudes de los enlaces carbono–oxígeno en el anión formiato, HCO2–, y en el anión
carbonato, CO32–. ¿En qué ion es el enlace carbono–oxígeno más corto?
4.28 Cuando en disolución se disocia el ácido acético, se produce el ion acetato. Los dos enlaces
carbono–oxígeno de este ion tienen la misma longitud. Escribe las estructuras resonantes del ion acetato
que expliquen este hecho.
4.29 En la molécula ONNO2 hay dos distancias de enlace nitrógeno–oxígeno claramente diferentes, una más
corta (1,14 Å) y la otra más larga (1,22 Å). ¿Podrías decir a qué enlace o enlaces N–O corresponde la
distancia más corta?
electronegatividad y polarización
4.30 ¿Para cuáles de las siguientes moléculas será más grande la diferencia entre la energía de enlace
experimental y la energía de enlace estimada haciendo la media geométrica de las energías de enlace de
sus átomos constituyentes?: IBr, BrF, HBr, Cl2, NO.
4.31 Ordena los siguientes enlaces de menor a mayor polaridad, señalando en cada caso el átomo que está
cargado más negativamente: P–O, P–P, P–C, P–N.
4.32 La molécula de debajo es la acroleína, el material de partida para algunos plásticos.
O :C
H
CCH
H H..
¿Cuál es el enlace más polar en la molécula?
4.33 Ordena los siguientes cationes en orden creciente de poder polarizante: K+, Mg2+, Al3+, Cs+.
4.34 Ordena los siguientes aniones en orden creciente de polarizabilidad: F–, P3–, N3–, O2–.
4.35 Elige el compuesto de cada pareja que tenga mayor carácter iónico:
a) CaO o MgO, b) CaO o CaS, c) MgO o MgS, d) CaS o MgS.
4.36 Clasifica los siguientes compuestos como principalmente iónicos o significativamente covalentes:
a) AgF, b) AgI, c) AlCl3, d) AlF3, e) BeCl2, f) CaCl2, g) FeCl3, h) Fe2O3.
4.37 Señala el estado de oxidación y la carga formal de los átomos del HCl. ¿Con qué modelo de enlace,
iónico o covalente, se corresponde cada uno? ¿Y la carga parcial?
Problemas entalpía de red, ciclo de Born–Haber
4.1 a) Calcula la entalpía de red del bromuro de potasio [∆HU(KBr)] sabiendo que su entalpía de formación
[∆Hf(KBr(s))] vale –392 kJ mol–1, la entalpía de sublimación del potasio [∆HS(K)] es 90 kJ mol–1, la
entalpía de disociación del bromo gaseoso [∆HD(Br2(g))] es 193 kJ mol–1 y la de evaporación
[∆Hvap(Br(l))] es 31 kJ mol–1. La entalpía de ionización del potasio [∆HI(K(g))] es 418 kJ mol–1 y la
afinidad electrónica del bromo [EA(Br)] es 323 kJ mol–1. El bromo es líquido en condiciones normales.
b) Compara el valor obtenido en el apartado a) para la entalpía de red del bromuro de potasio con el
estimado mediante la fórmula de Born–Landé. El bromuro potásico cristaliza en una red similar a la del
cloruro de sodio [el valor de la constante de Madelung (A) para dicho tipo de red es 1,74756], el radio
iónico del bromuro es 1,95 Å (1 Å = 10–10 m), el del potasio 1,33 Å, y el factor de Landé (n) para el par
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bromuro–potasio vale 9,5. El número de Avogadro (NA) es 6,022 1023 mol–1 y la carga elemental (e)
1,602 10–19 C. La permitividad del vacío (εo) es igual a 8,854 10–12 C2 m–1 J–1.
4.2 Calcula la afinidad electrónica del yodo (el yodo es sólido en condiciones normales), a partir de los
siguientes datos (en kJ mol–1): ∆Hf(KI(s)) = –327; ∆HS(K(s)) = 90; ∆HS(I2(s)) = 62; ∆HD(I2(g)) = 151;
∆HI(K(g)) = 418; ∆HU(KI(s)) = 645.
4.3 Calcula la afinidad electrónica (EA) del cloro, a partir de los siguientes datos (en kJ mol–1):
∆Hf(CaCl2(s)) = –794; ∆HI1+I2(Ca(g) = 1734; ∆HD(Cl2(g)) = 242; ∆HS(Ca) = 171; ∆HU(CaCl2) = 2239.
4.4 Calcula la entalpía de red (∆HU) de red del Na2O, a partir de los siguientes datos (en kJ mol–1):
∆Hf(Na2O(s)) = –416; ∆HD(O2(g)) = 496; EA(O(g)) = –690; ∆HS(Na) = 100; ∆HI(Na(g) = 494.
4.5 Calcula la entalpía de ionización (∆HI) para la plata, a partir de los siguientes datos (en kJ mol–1):
∆Hf(AgCl(s)) = –127; ∆HS(Ag) = 284; EA(Cl(g)) = 349; ∆HU(AgCl(s)) = 916; ∆HD(Cl2(g)) = 242.
4.6 a) Estima, mediante la fórmula de Born–Landé, la entalpía de red para la sustancia ficticia NaCl2. Supón
una red tipo rutilo [el valor de la constante de Madelung (A) para dicho tipo de red es 2,408] y una
distancia Na–Cl de 2,53 Å (1 Å = 10–10 m). El factor de Landé (n) para el par cloruro–sodio vale 8,0. El
número de Avogadro (NA) es 6,022 1023 mol–1 y la carga elemental (e) 1,602 10–19 C. La permitividad
del vacío (εo) es igual a 8,854 10–12 C2 m–1 J–1.
b) Considera la reacción hipotética Na(s) + Cl2(g) → NaCl2(g), donde el producto obtenido contienen
iones Na2+ y Cl–. Estima la entalpía de formación para el dicloruro de sodio y di si es o no estable
[∆HS(Na(s)) = 100 kJ mol–1, ∆HD(Cl2(g)) = 242 kJ mol–1, ∆HI1(Na(g)) = 494 kJ mol–1,
∆HI2(Na(g)) = 4560 kJ mol–1, EA(Cl) = 349 kJ mol–1].
4.7 Si los radios iónicos de Sr2+ y Se2– son 1,14 y 1,86 Å respectivamente (1Å = 10–10 m), el SrSe cristaliza
en una red de tipo cloruro de sodio, y el estroncio y el selenio son sólidos en condiciones normales:
a) Estima el valor de la entalpía de red por el método de Born–Landé [A(NaCl) = 1,7476; n = 10;
NA = 6,022 1023 mol–1, e =1,602 10–19 C, εo = 8,854 10–12 C2 m–1 J–1].
b) Calcula el valor de la entalpía de red por el ciclo de Born–Haber [∆Hf(SrSe(s)) = –602 kJ mol–1;
ΕΑ(Se(g)) = –425 kJ mol–1; ∆HI1+I2(Sr(g)) = 1617 kJ mol–1; ∆HS(Sr(s)) = 207 kJ mol–1;
∆HS(Se(s)) = 164 kJ mol–1].
4.8 El NiF2 cristaliza en una estructura de tipo fluorita (A = 2,5194).
a) Estima el valor de la entalpía de red por el método de Born–Landé [d = 2,0 Å, n = 8,0;
NA = 6,022 1023 mol–1, e =1,602 10–19 C, εo = 8,854 10–12 C2 m–1 J–1].
b) Calcula el valor de la entalpía de red por el ciclo de Born–Haber [∆Hf(NiF2(s)) = –785 kJ mol–1;
ΕΑ(F(g)) = 328 kJ mol–1; ∆HI1+I2(Ni(g)) = 2480 kJ mol–1; ∆HS(Ni(s)) = 355 kJ mol–1;
∆HD(F2(g)) =158 kJ mol–1].
entalpía de red, entalpía de hidratación y entalpía de disolución
4.9 Calcula la entalpía de disolución del fluoruro de potasio, sabiendo que ∆HU(KF(s)) = 798 kJ mol–1,
∆HH(K+) = –322 kJ mol–1 (H = hidratación o solvatación con agua) y ∆HH(F–) = –506 kJ mol–1.
entalpías de enlace
4.10 Estima la cantidad de calor que hay que suministrar, a 298 K, para disociar en estado gaseoso las
moléculas a) H2O, b) NH3, c) CH4. en átomos, conociendo las siguientes entalpías de enlace, a dicha
temperatura:
∆HE(O–H) = 463 kJ mol–1, ∆HE(N–H) = 388 kJ mol–1, ∆HE(C–H) = 412 kJ mol–1.
4.11 Estima la entalpía de la reacción Cl2(g) + 3F2(g) → 2ClF3(g), a partir de las entalpías de enlace:
∆HE(Cl–Cl) = 242 kJ mol–1, ∆HE(F–F) = 158 kJ mol–1, ∆HE(Cl–F) = 485 kJ mol–1.
4.12 Estima las entalpías de formación de cada molécula en fase gaseosa, a partir de las entalpías de enlace:
50 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
a) HCl, b) NH2OH.
∆HE(H–H) = 436 kJ mol–1, ∆HE(Cl–Cl) = 242 kJ mol–1, ∆HE(O–O) = 496 kJ mol–1,
∆HE(N≡N) = 944 kJ mol–1, ∆HE(H–Cl) = 431 kJ mol–1, ∆HE(N–H) = 388 kJ mol–1, ∆HE(O–H) = 463 kJ
mol–1, ∆HE(N–O) = 200 kJ mol–1.
4.13 Estima las entalpías de combustión de cada uno de los siguientes compuestos gaseosos:
a) acetileno, b) octano, c) metanol.
∆HE(O–O) = 496 kJ mol–1, ∆HE(C–H) = 412 kJ mol–1, ∆HE(C–C) = 348 kJ mol–1, ∆HE(C≡C) = 837 kJ
mol–1, ∆HE(C–O) = 360 kJ mol–1, ∆HE(C=O) = 743 kJ mol–1, ∆HE(O–H) = 463 kJ mol–1.
escala de Pauling de electronegatividad
4.14 Calcula la diferencia de electronegatividad entre el cloro y el hidrógeno en la escala de Pauling, a partir
de la entalpía de enlace del HCl(g) (431 kJ mol–1), del Cl2(g) (242 kJ mol–1) y del H2(g) (436 kJ mol–1).
Soluciones a los seminarios4.1 a) K+, Ca2+, Sc3+; b) S2–, Cl–; c) KCl, CaS, etc.4.2 NaF, KCl, RbBr, CsI.4.3 Ca2O3, NaBr2 y AlF4 porque tienen cationes Na2+, Ca3+ y Al4+. Para obtener estos cationes se precisa arrancar un electrón
de una estructura electrónica de gas noble.4.4 Si consideramos un modelo 100% iónico, se debe cumplir la ecuación de Born-Landé que predice un aumento de la entalpía
de red al disminuir el radio de los iones, siempre que la carga iónica sea la misma. Por lo tanto, el orden a) es porque el radiodel Mg2+ es menor que el del Ba2+ y el b) porque el radio del O2– es menor que el del S2–.
4.5 LiCl > NaCl > KCl > KBr > KI, ver seminario 4.4.4.6 AgF > AgCl > AgBr > AgI, ver seminario 4.4.4.7 Si consideramos un modelo 100% iónico, el aumento de la entalpía de red debe producir un aumento del punto de fusión. La
entalpía de red aumenta al disminuir el radio y al aumentar la carga iónica (ver seminario 4.4). a) La carga de los ionesaumenta al pasar de NaF a MgO. b) El tamaño del anión aumenta al ir de NaF a NaI.
4.8 La entalpía de red aumenta al ir de KCl a KI. Se observa una disminución del punto de fusión y un aumento de la solubilidadal disminuir la entalpía de red. La variación del punto de fusión se corresponde con lo discutido en 4.7. El aumento del radiode los aniones al ir de KCl a KI disminuye la entalpía de red, lo que favorece la solubilidad, pero también hace menosexotérmica la hidratación de los iones, lo que la dificulta. Por ello, un aumento del radio puede tanto aumentar como disminuirla solubilidad.
4.9 Ver teoría.4.10 a) b) En ambos casos hay 10 electrones en torno al N ó P. El N pertenece al 2º
período, por lo que sólo puede alojar 8 electrones en su capa de valencia(orbitales 2s y 2p). Usar los orbitales 3s es energéticamente muydesfavorable. El P dispone de los orbitales 3s y 3p pero también de los 3d.
c) No es de esperar que existan OF4 y OF6 ya que el oxígeno es del 2º período.4.11 P, Cl, Se y Sn, ya que son del 3º periodo o superior.4.12 Ver teoría.4.13 Ver teoría.
4.14 a) H N N NH N N N H N N N2–
b) No. Sería otra molécula diferente. Las estructuras resonantes deben tener la misma distribución de los átomos y sólo puedendiferenciarse en la distribución de los pares electrónicos.
4.15
O :C: O
O :S: O
O :N: N
: O :
P O
: O :
: O
F :O: F
e) carga formal –1 sobre el átomo más electronegativo.
d) carga formal –1 sobre el átomo más electronegativo
c) cargas formales cero
a) por la regla del octeto
b) cargas formales cero..
3–
....
4.16 N C O N C O N C O
C N O C N O C N O
2–
La primera estructura tiene la distribución más razonable. Latercera es poco importante en la descripción de la molécula.
3–
La primera estructura tiene la distribución más razonable. La segunda y tercera son poco importantes en la descripción de la molécula.
2–
a)
b)
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 51
F N F
F
F P F
F
P
FF F
F F
4.17 S S Cl ClF Br P P Cl Be Cl S C S
F B
F
F
O S O
O
H Si
H
H
H
Cl N
Cl
Cl
F P
F
F F S F O Xe O
O
O S O
Cl I
Cl
Cl Br C
Br
Br
Br
Se
FF
FF F
F
S
FF
FF F
FO Cl O
F FNNH Te HF O FIF
FF F
FBr P
Br
O
Br
a) b) c) d) e) f) g)
h) i) j) k) l) m)
n) o) p) q) r) s)
t) u) v) w) x)
4.18 O Cl O
O
H O S O
O
H
O
H O P O
O
H
O
H
H
c)b)a)
4.19
C N F B
F
F
F
H C
H
H
H P
H
H
H
Cl O
O S O
O
O
O P O
O
O
O S O
O
H
O
O C O
O
O O
Hay otras 5 estructuras resonantes de la misma energía.
Hay otras 3 estructuras resonantes de la misma energía.
2–
Hay otra estructura resonante de la misma energía.
3–
Hay otras 2 estructuras resonantes de la misma energía.
2– Hay otra estructura resonante de la misma energía.
g)
f)c) d)b)
j)
a)
i)h)
g)
4.20
Cl C
F
F
H
H C O
O
H H C
H
C
H
N H C
H
O
H
H H C
H
C H
Cl
b)a) d)c) e)
4.21
Cl OO N O
OO N Oa) Na+ b) Ba 2+ 2 c) Ca2+ 2
Hay otras 2 estructuras resonantes de la misma energía.
Hay otra estructura resonante de la misma energía.
4.22 Ver teoría4.23 Ver estructuras de Lewis en seminario 4.17 b) y c). Es mayor la energía de enlace en S2 (enlace doble) que en Cl2 (enlace
sencillo).4.24 Más corto en N2 (triple enlace) y más largo en H2NNH2 (enlace sencillo).
H N N H
H HN N N N ON N OOE(NN) = 1 OE(NN) = 3 OE(NN) = 2—3
4.25 Más corto y más fuerte en el CO (mayor orden de enlace).
H C H
OC OOE(CO) = 2 OE(CO) = 3
4.26 En el NO2+.
O N O O N O
O
O N O
O
O N O
O
OE(NO) = 2 OE(NO) = 1 1/3
52 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
4.27 En el anión formiato.
O C O
O
O C O
O
O C O
O
H C O
O
H C O
O
OE(CO) = 1 1/2
2– 2– 2–
OE(CO) = 1 1/34.28
H C C
H
H
O
O H C C
H
H
O
O
4.29
O N N
O
O O N N
O
O O N N
O
OOE = 1,5; 1,22ÅOE = 2; 1,14 Å
4.30 En HBr ya que es la molécula en la que hay mayor diferencia de electronegatividad entre sus átomos (ver discusión sobre laescala de Pauling en teoría).
4.31 P–P < P–C < P–N < P – O (ver valores de electronegatividades).4.32 El C=O.4.33 El poder polarizante de un catión aumenta al aumentar su carga iónica, y, a igual carga, al disminuir su tamaño: Al3+ > Mg2+
> K+ > Cs+.4.34 La polarizabilidad de un anión aumenta al aumenta al aumentar su carga iónica, y, a igual carga, al aumentar su tamaño: P3– >
N3– > O2– > F–.4.35 a) CaO (Ca es menos electronegativo que Mg), b) CaO (O es más electronegativo que S), c) MgO, d) CaS.4.36 Principalmente iónicos (diferencia de electronegatividades mayor de 2): AgF, AlF3, CaCl2.
Significativamente covalentes (diferencia de electronegatividades menor de 2): AgI, AlCl3, BeCl2, FeCl3, Fe2O3.4.37 Estados de oxidación: I para H, -I para Cl. Serían sus cargas parciales si el enlace fuera 100% iónico.
Carga formal: 0 para H, 0 para Cl. Serían sus cargas parciales si el enlace fuera 100% covalente.Las cargas parciales son las cargas que tiene realmente cada átomo y estarán entre 0 y +1 para el hidrógeno, y entre 0 y –1para el cloro.
Soluciones a los problemas4.1 a) ∆HU = 689,5 kJ mol–1; b) ∆HU = 744 kJ mol–1. 4.9 ∆Hd = –30 kJ mol–1.4.2 EA = 296,5 kJ mol–1. 4.10 a) ∆H = 926 kJ mol–1; b) ∆H = 1164 kJ mol–1;4.3 EA = 351 kJ mol–1. c) ∆H = 1648 kJ mol–1.4.4 ∆HU = 2541 kJ mol–1. 4.11 ∆H = –2194 kJ mol–1.4.5 733 kJ mol–1. 4.12 a) ∆Hf = –92 kJ mol–1, b) ∆Hf = –65 kJ mol–1.4.6 a) ∆HU = 2314 kJ mol–1; 4.13 a) ∆H = –997 kJ mol–1, b) ∆H = –4170 kJ mol–1,
b) ∆Hf = 2384 kJ mol–1, no es estable. c) ∆H = –535 kJ mol–1.4.7 a) 2913 kJ mol–1; b) 3015 kJ mol–1. 4.14 χCl–χH = 1,0.4.8 a) 3061 kJ mol–1; b) 3122 kJ mol–1.
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_________________________________________________________________________________________
5 La forma de las moléculas5.1 La teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR)5.2 Las moléculas polares5.3 La descripción mecano-cuántica del enlace químico5.4 La teoría del enlace de valencia (TEV)5.5 La teoría de los orbitales moleculares (TOM)
_________________________________________________________________________________________
5.1 La teora de la repulsin de los pares electrnicos de la capa de valencia (VSEPR)A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional. La forma de una molécula explica una
parte esencial de sus propiedades. La teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de
valencia (VSEPR) hace una simple adición a las ideas de Lewis que permite preveer la forma de una
molécula dada: “Los pares electrónicos se repelen unos a otros, por lo que se situan lo más alejados
posible entre sí”.
Moléculas sin pares solitarios. La VSEPR predice las siguientes formas de moléculas:
Cl Be ClCl Be Cl
F B F
F F
BF F
H
CH
HH
H C H
H
H
Cl PCl
Cl Cl
ClCl
P
Cl
ClCl
Cl
F S F
F F
F F
F
S
F
FF
FF90°
120°
..
.. ......
..
....
..
..
..
..
..
..
..
.... ..
90°
....
..
..
..
..
..
..
..
....
..
..
..
..
109,5°
120°
....
..
....
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..BeCl2
BF3
CH4
PCl5
SF6
2
3
4
5
6
lineal
triangular plana
tetraédrica
bipirámide trigonal
octaédrica
Molécula Estructura de Lewis Pares electrónicos Geometría molecular
Moléculas con pares solitarios. Para los pares solitarios se sigue el mismo esquema que para los pares de
enlace. Ahora bien, la forma de una molécula viene dada por la disposición de los átomos alrededor del
átomo central, por lo que los pares solitarios son, desde ese punto de vista, transparentes. Por otra parte,
los pares solitarios provocan mayores repulsiones que los pares de enlace debido a su mayor extensión
espacial (los pares solitarios son atraídos sólo por un núcleo mientras que los de enlace son atraídos por
dos). La VSEPR supone que las repulsiones entre pares decrecen en el orden (PS,PS) > (PS,PE) >
(PE,PE). Por eso, el ángulo H–N–H es de 107° en NH3 y el H–O–H es de 105° en H2O, frente a los
109.5° de un tetraedro perfecto. Por lo mismo, los pares solitarios se sitúan en el plano ecuatorial en las
bipirámides trigonales. (PE = pares de enlace, PS = pares solitarios, P = pares electrónicos totales).
54 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
–
–
<109,5°
<109,5°
<120°
SnCl2
NH3
H2O
SF4
ClF3
I3–
BrF5
XeF4
2
3
2
triangular plana
tetraédrica
tetraédrica
bipirámidetrigonal
bipirámidetrigonal
bipirámidetrigonal
octaédrica
octaédrica
angular
pirámide trigonal
angular
forma de T
tetraedrodeformado
o balancín
lineal
pirámidecuadrada
plano-cuadrada
1 3
1 4
2 4
4 1 5
3 2 5
2 3 5
5 1 6
4 2 6
Mol . Est. de Lewis PE P S P Geom. electrónica Geom. Mol.
Cl Sn Cl
H N
SnCl Cl
H
H
H O
NH
HH
H
F S
O
HH
F
F
S
F
F F
F
F
F Cl F
F
F
Cl
F
F
I I I
I
I
I
F Br F
FF
BrF F
F Xe
FFFF
F
F FXe
FF
FF
Moléculas con enlaces múltiples. La VSEPR supone que un enlace múltiple ocupa la misma dirección y
aproximadamente el mismo sitio que uno simple. A la hora de contar los pares electrónicos, un enlace
múltiple se cuenta como uno sencillo.
HC
HC
H
H
O C OO C O
HC
HC
H
H120°
Geometría molecularPares electrónicosEstructura de LewisMolécula
triangular plana
lineal
3
2
C2H4
CO2
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5.2 Las molculas polaresUna de las propiedades que depende de la forma de una molécula es su polaridad. Una molécula polar es
una molécula con un momento dipolar eléctrico no nulo. Es importante diferenciar entre enlace polar y
molécula polar. En algunas moléculas, la suma de los momentos dipolares de los enlaces puede ser nula,
dando lugar a una molécula no polar.
SnCl Cl
F
BF F
Cl Be ClCl
P
Cl
ClCl
Cl
F
S
F
FF
FF
F
Cl
F
F
F
S
F
F
F
OHH
O C O
Algunas moléculas apolares
Algunas moléculas polares
NH
HH
H
H
CH H
H
C
H
C
H
H
F
BrFF
FF
XeFF
FF
Cl
CH H
H
5.3 La descripcin mecano-cuntica del enlace qumicoLa resolución exacta de la ecuación de Schrödinger es imposible para moléculas polielectrónicas, por lo
se precisa realizar algunas aproximaciones. Estas aproximaciones se basan en dos modelos alternativos.
La teoría del enlace de valencia construye la función de onda de la molécula vista como un
conjunto de pares electrónicos localizados en un átomo o entre dos átomos. Se trata de la versión
mecano-cuántica de las ideas de Lewis y comparte con ellas conceptos como la resonancia.
La teoría de los orbitales moleculares construye la función de onda de la molécula como un
conjunto de orbitales moleculares deslocalizados por toda la molécula.
En ambas teorías, el solapamiento de orbitales atómicos juega un papel fundamental. Cuando
participan orbitales direccionales, el solapamiento depende de la dirección de interacción:
B B BAA A
Máximo Solapamiento Solapamiento intermedio Solapamiento nulo
5.4 La teora del enlace de valencia (TEV)La teoría de enlace de valencia supone que un enlace entre dos átomos se forma por el solapamiento de
dos orbitales, uno de cada átomo, si el total de electrones que ocupan ambos orbitales es de dos.
Un enlace óptimo exige un máximo solapamiento entre los orbitales participantes, por lo que cada
átomo debe tener orbitales adecuados dirigidos hacia los otros átomos con los que se enlaza. A menudo
esto no es así, y en la formación de un enlace no participa un orbital atómico puro sino una mezcla
(hibridación) de orbitales atómicos adecuada para que los orbitales híbridos se encuentren orientados en
las direcciones de enlace. Por ejemplo, en una molécula lineal como BeCl2, los enlaces Be–Cl estarán
previsiblemente formados por orbitales híbridos sp (50% s, 50% p) del berilio:
equivale a &&AA
s p sp spA A
56 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
En la tabla 5.1, se da la hibridación necesaria para cada tipo de geometría. En los ejemplos, la hibridación
dada es la de los orbitales del átomo central._____________________________________________________________________________________________________Tabla 5.1. Hibridación de orbitales atómicos y geometría electrónicaGeometría electrónica Orbitales necesarios Orbitales híbridos EjemplosLineal s + p sp BeCl2, CO2Triangular plana s + p + p sp2 BF3, SnCl2, C2H4Tetraedro s + p + p + p sp3 (o sd3) CH4, NH3, H2OBipirámide trigonal s + p + p + p + d sp3d (o spd3) PCl5, SF4, ClF3, I3
–
Octaedro s + p + p + p + d + d sp3d2 SF6, BrF5, XeF4_____________________________________________________________________________________________________
La energía de un orbital híbrido es la media aritmética de la de los orbitales mezclados. Es importante
resaltar que la tabla anterior predice los orbitales híbridos que participarán en los enlaces a partir de la
geometría de molécula (estimada por la VSEPR u obtenida experimentalmente), y no viceversa.
Enlaces sencillos. Se forman por solapamiento frontal de orbitales, llamado solapamiento σ.
. .2sp3(N) 1s(H)
1s(H)
2sp3(C)
Enlaces σ
2sp3
2p2s
1s
N
N
H
NH3
2p(Be)
2p(B)
CH4
H
C
C
1s
2s 2p
2sp3
Enlaces σ
2p
2p
BeH2
2sp(Be)1s(H)
H
Be
Be
1s
2s 2p
2sp
BeH2
Enlaces σ Orbitales 2p vacíos
Orbital 2p vacíoEnlaces σBH3
2sp2
2p2s
1s
B
B
H1s(H)
2sp2(B)
BH3
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Enlaces dobles y triples. Sólo se puede formar un enlace entre dos átomos por solapamiento σ . En los
enlaces múltiples, un enlace se forma por solapamiento frontal σ y el resto por solapamiento lateral π.
2p
Enlaces πEnlaces σC2H4
2sp2
2p2s
1s
C
C
H
C2H4
1s(H)
2sp2(C)2p(C)
Moléculas con direcciones de enlace no equivalentes. En moléculas como el NH3 o el C2H4, todos los
híbridos no tienen por qué ser exactamente iguales, ya que juegan papeles diferentes (en el NH3, 3 sirven
enlazan N con H y otro aloja un par solitario; en el C2H4, dos enlazan C con H y otro C con C). En
dichos casos se pueden esperar separaciones de la hibridación prevista. Para el H2O o el H2S, podemos
pensar en dos modelos extremos (ver figura 5.1). Posiblemente el modelo con hibridación sea más real
para el H2O, ya que H–O–H = 104°, y el modelo sin hibridación lo sea para el H2S, ya que H–S–H = 92°.
Sólo mediante el cálculo mecano-cuántico correspondiente se podría confirmar esa previsión.
Modelo SIN hibridaciónModelo CON hibridación
X Xns npnsp3
1s(H)nsp3(X)
Carácter en orbitales de X del enlace X–H
Carácter en orbitales de X de los pares solitarios
25% s75% p
25% s75% p
0% s100% p
50% s50% p
Angulo H–X–H acorde con hibridación 109,5° 90°
X = O (n = 2), S (n = 3)
1s(H)
np(X) (Por claridad, no se han dibujado los orbitales s y p de los pares solitarios)
Figura 5.1. Dos modelos para el enlace X–H en el agua y en el sulfuro de hidrógeno.
Hibridación y electronegatividad. Aunque algunas escalas de electronegatividad no lo consideran, la
capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace covalente depende de factores como su
estado de oxidación y la hibridación de los orbitales atómicos que participan en el enlace.
Ene
rgía
Energía media de los orbitales s y p del átomo de carbono
2sp
2p 2p
2s
2p
2sp22sp3
Orden ascendente de electrone- gatividad del átomo de carbono
HC≡CHH2C=CH2
sp3 sp2 spHibridación del orbital del C unido al H
H3C–CH3Ejemplo
La electronegatividad de un átomo en es mayor cuanto mayor es el estado de oxidación y cuanto mayor
58 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
sea el carácter s del orbital híbrido que participa en el enlace.
5.5 La teoría de los orbitales moleculares
Muchas moléculas no son descritas correctamente mediante la teoría de Lewis. Un ejemplo es el
diborano (B2H6) que es un compuesto electro-deficiente: no hay suficientes electrones de valencia para
poder asignarle una estructura de Lewis. Otro ejemplo es el O2 que es paramagnético, mientras que la
teoría de Lewis prevee que sea diamagnético.
Orbitales enlazantes y antienlazantes. En la teoría de orbitales moleculares, los orbitales atómicos al
solapar forman orbitales moleculares. Dos orbitales atómicos solapan dando un orbital molecular
enlazante y otro antienlazante. En un orbital enlazante, los electrones que lo ocupan tienen una alta
probabilidad de situarse entre los átomos, por lo que su llenado estabiliza la molécula. En un orbital
antienlazante, los electrones que lo ocupan tienen una baja probabilidad de situarse entre los átomos, por
lo que su llenado desestabiliza la molécula. En un diagrama de interacción (fig. 5.2) se muestran los
niveles de energía de los orbitales atómicos y moleculares, así como los orbitales atómicos que
contribuyen a cada orbital molecular.
∆*
∆ +
ψ1s(A) ψ1s(B)
=
ψσs
A B BA
A BBAψσs∗
=
ψ1s(B)ψ1s(A)
–
1s
Ene
rgía
cre
cien
te
HA H–H HB
σs
σs∗
1sFigura 5.2. Diagrama de interacción para la molécula de hidrógeno.
Como ∆<∆*, las interacciones entre 2 orbitales son estabilizantes si son a 2 electrones y desestabilizantes
si son a 4 electrones. El orden de enlace es igual a
(número de electrones en orbitales enlazantes – número de electrones en orbitales antienlazantes)/2.
La interacción entre dos orbitales atómicos es mayor cuanto mayor sea su solapamiento y menor su
diferencia de energía.
Diagramas de interacción para moléculas homodiatómicas del segundo período. (Figura 5.3). El
diagrama de la figura 5.3 es cualitativamente correcto sólo cuando se puede despreciar la interacción
entre el orbital 2s de un átomo y el 2pz del otro. Si dicha interacción no es despreciable, los orbitales
±ψπx
ψπx∗
BA
A B
BA
ψ2px(B)ψ2px(A)
±
ψσz
ψσz∗BA
A BBA
ψ2pz(B)ψ2pz(A)
2s
XBX–XXA
2sψ2s(A) ψ2s(B)
A B
BA
A B
Ene
rgía
cre
cien
te
yx
z
ψσs∗
ψσs
σs∗
σs
±
2p2p
σz
πx πy
πx∗πy∗
σz∗
Figura 5.3. Diagrama de interacción cualitativo para moléculas homodiatómicas del segundo período en las que la interacción entre el orbital 2s de un átomo con el 2pz del otro es pequeña.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 59
moleculares procedentes de los orbitales atómicos 2s toman cierto carácter 2pz (sobre todo el σs*), lo que
disminuye su energía, mientras que los procedentes de los 2pz toman cierto carácter 2s (sobre todo el σz),
lo que incrementa su energía. El resultado puede ser un cambio en el diagrama cualitativo tal como se
muestra en el diagrama de la figura 5.4. Esta mezcla en la TOM entre 2s y 2pz es equivalente a la
hibridación sp en la TEV.
Diagramas de interacción para moléculas heterodiatómicas. (Ver el diagrama de la figura 5.5) El átomo
más electronegativo (el oxígeno en este caso) tiene los orbitales más bajos en energía. Los orbitales
moleculares enlazantes tienen más participación de los orbitales atómicos del oxígeno, pues están más
próximos en energía, que del nitrógeno (matemáticamente ψσz = aψpz(N) + bψpz(O), donde a<b) y los
antienlazantes del nitrógeno (ψσz* = bψpz(N) – aψpz(O), donde a<b. Por ello, los orbitales enlazantes
están más localizados sobre el oxígeno y los antienlazantes sobre el nitrógeno. Como hay más orbitales
enlazantes llenos que antienlazantes llenos, el resultado es que la densidad electrónica total está más
localizada sobre el oxígeno.
σz∗
πx∗πy∗
πx πy
σz
2p 2p
σs
σs∗
z
x y
Ene
rgía
cre
cien
te
2s
XA X–X XB
2s
2s
ON–ON
2s
Ene
rgía
cre
cien
te
yx
z
σs∗
σs
2p
2p
σz
πx πy
πx∗πy∗
σz∗
ON
N O
ψσz∗
ψσz
ON
N O
ψπx∗
ψπx
Figura 5.5. Diagrama de interacción para la molécula NO. Figura 5.4. Diagrama de interacción cualitativo para moléculas homodiatómicas del segundo período en las que la interacción entre el orbital 2s de un átomo con el 2pz del otro es grande.
Otros ejemplos de diagramas de interacción.
2s
yx
z
2p1s
Ene
rgía
cre
cien
te
C CH4 4 H HLi–HLi
Ene
rgía
cre
cien
te
1s
2p
z
x
2s
σ
σs∗σz∗
πxn πy
n
Figura 5.6. Diagrama de interacción para la molécula de metano.
Figura 5.7. Diagrama de interacción para el hidruro de litio.
y
60 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
BibliografaAtkins, págs. 319–349; Dickerson, págs. 371–386, 417–497; Masterton, págs. 270–300; Russell, págs.
213–246; Whitten, págs. 177–222.
Bibliografa complementaria1 H. Weyl, “Simetría”, McGraw–Hill, Madrid, 1990, 130 páginas.
Seminarios teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia
5.1 Predice la forma de cada una de las siguientes moléculas:
a) BeCl2, b) CS2, c) SO3, d) ICl3, e) BF3, f) CBr4, g) SiH4, h) NCl3, i) SeF6, j) PF3, k) SF2, l) XeO3
m) SO2, n) SF6, o) ClO2, p) IF5, q) OF2, r) H2Te, s) N2F2, t) POBr3.
5.2 Predice la forma de cada uno de los siguientes iones:
a) H3O+, b) ClO2–, c) NO2
–, d) SO32–, e) NH4
+, f) SO42–, g) PO4
3–.
5.3 Predice la forma alrededor del átomo escrito en cursiva:
a) CH3—CH3, b) CH2=CH2, c) CH≡CH, d) CH3—CH2—CH3, e) HC≡C—CH=CH2.
5.4 Estima el valor de los ángulos de enlace marcados con un arco y una letra minúscula:
aa
b b
c
a
b
d
ba
ca
b
a) b) c)
d) e)
H
C
H
C
H
H
H C C
O
O HH
H
H C C
O
HC
H
H
H
H
H C C
O
O OH
H
N
O
O
OC
H
H
C
H
C
H
5.5 Para cada ion o molécula, di un átomo A de los grupos principales para el que se correspondan la fórmula
y la estructura:
a) [AH3] triangular plana b) [AH3] piramidal c) [AH3]– piramidal d) [AH4]– tetraédrica
e) [AH4]2– tetraédrica f) [AH2] lineal g) [AH2] angular
5.6 Contrariamente a lo que predice la VSEPR, en el Li2O, la disposición de los dos litios con respecto al
oxígeno es lineal. Busca una explicación a este hecho, teniendo en cuenta el modelo de enlace en el que
se basa esta teoría.
polaridad de las moléculas
5.7 ¿Cuáles de las siguientes moléculas es de esperar que tengan momento dipolar?:
a) H2, b) O2, c) HI, d) HF.
5.8 Predice si serán o no polares las siguientes moléculas:
a) ICl, b) H2S, c) CH4, d) PCl3, e) HgCl2, f) CH3OH, g) HCHO (formaldehido).
5.9 Ordena los siguientes isómeros de mayor a menor momento dipolar, indicando cuáles no son polares:
Cl Cl Cl
Cl
ClCl
Cl
C
Cl
C
HH
H
C
Cl
C
ClH
H
C
Cl
C
HCl
a) b)
II III I II IIII hibridación
5.10 Para las siguientes moléculas y iones, escribe una estructura de Lewis razonable (o más de una, si crees
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que mediante la resonancia de ellas se mejora la descripción de la molécula), cuenta el número de
electrones del átomo central, propón una estructura (en base a la VSEPR), y estima la hibridación
previsible que tienen los orbitales atómicos del átomo central.
a) SF4, b) SF6, c) ICl4–, d) O3, e) CO3
2–.
5.11 Indica la geometría de la molécula, la hibridación más probable para los orbitales atómicos de valencia
del átomo central y la polaridad de cada una de las siguientes moléculas:
a) CS2, b) CBr4, c) H2Te, d) SiH4, e) OF2, f) SF2, g) BF3.
5.12 Señala la hibridación de cada átomo de carbono en las siguientes moléculas:
a) CH3CH2CH3, b) CH2=CH—CH3, c) CH3—C≡CH, d) CH2=C=C=CH2, e) HC≡C—C≡CH,
f) C6H6 (benceno), g) HCHO (formaldehido).
5.13 ¿Cuál es la geometría de los entornos de cada uno de los átomos del ácido acético (H3C–COOH)? ¿Cuál
es la hibridación de los orbitales atómicos de cada uno de los átomos? ¿Qué enlace carbono–oxígeno será
más largo?
5.14 Da la composición de cada uno de los enlaces de cada molécula en la forma, por ejemplo, (Csp, H1s):
a) C2H6, b) C2H2, c) HCN, d) CH3OH.
5.15 En el etileno (H2C=CH2) los cuatro hidrógenos están en el mismo plano. Explica si la VSEPR y la TEV
justifican dicha observación experimental.
solapamiento
5.16 ¿Cuáles de los siguientes orbitales atómicos situados sobre átomos diferentes en la geometría
representada solapan entre sí?
a) b) c) d) e) f)
5.17 Di cuando el solapamiento de los siguientes orbitales situados en átomos vecinos producirá un enlace σ y
cuando π. El eje z es el que une los dos átomos.
a) (1s, 1s), b) (2pz, 2pz), c) (2px, 2px), d) (2s, 2pz), e) (3dz2, 3dz2)
teoría de orbitales moleculares
5.18 ¿Cuáles de los siguientes orbitales moleculares son enlazantes y cuales antienlazantes?
A B A B A B A B CA B
a) b) c) d) e)
5.19 ¿Cuál de las siguientes combinaciones de los átomos A(a) y A(b) debe conducir al orbital molecular
representado en la figura? ¿Es un orbital enlazante o antienlazante? ¿Qué combinación debe conducir al
correspondiente orbital antienlazante?
A(a) A(b)
A(a) A(b)A(a) A(b)
A(a) A(b)
A(a) A(b)
A(a) A(b)
a)
b)
c)
d)
e) Orbital Molecular
5.20 ¿Cuál es el orden de enlace del catión Cl2+? ¿Sería su energía de enlace mayor o menor que la del Cl2?
62 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
¿Es paramagnético?
5.21 Escribe las configuraciones electrónicas moleculares para las especies O22–, O2
–, O2 y O2+.
a) Diferencia las que sean diamagnéticas de las que sean paramagnéticas.
b) Ordénalas de mayor a menor distancia de enlace.
c) Ordénalas de menor a mayor energía de enlace.
5.22 ¿Cuál de los siguientes procesos endotérmicos debe tener mayor entalpía?
a) O2–(g) → O–(g) + O(g); b) O2(g) → O(g) + O(g); c) O2
+(g) → O+(g) + O(g)
5.23 ¿Podrían existir las siguientes moléculas (aplica la teoría que consideres más adecuada)?
a) He22+, b) C2, c) Ne2, d) F2, e) F2
+.
5.24 ¿Cuál de las siguientes especies debe tener el enlace más largo?
a) CN+, b) CN, c) CN–.
5.25 ¿Cuáles de las siguientes moléculas son paramagnéticas? (aplica la teoría que consideres más adecuada):
a) CO, b) Cl2, c) NO, d) N2, e) O2.
5.26 La figura siguiente representa el diagrama de interacción para el fluoruro de hidrógeno. Contesta a las
siguientes preguntas empleando únicamente la información aportada por el diagrama.
a) ¿Por qué los orbitales del flúor están más bajos que los del hidrógeno? ¿Cuál de los dos átomos es más
electronegativo?
b) ¿Por qué son no enlazantes los orbitales moleculares procedentes de los orbitales atómicos 2px y 2pydel flúor?
c) ¿Por qué el orbital 2s del flúor no interacciona con el 1s del hidrógeno y, en cambio, si lo hace el 2pz?
d) Coloca los electrones adecuados en el diagrama.
e) ¿Cuál es el orden de enlace?
f) ¿Cómo es la forma aproximada del orbital enlazante? ¿De qué orbitales atómicos procede?
g) ¿Es el enlace H–F un enlace covalente puro?
h) ¿Quien tendrá la carga parcial negativa?
F
Ene
rgía
cre
cien
te
H H—F
Energías relativas de los orbitales atómicos y moleculares
del HF. La energía del electrón 1s del átomo de hidrógeno
es –1310 kJ mol-1 (la primera entalpía de ionización del
hidrógeno es +1310 kJ mol -1) y la de los orbitales 2 p del
flúor es –1682 kJ mol-1 (la primera entalpía de ionización
del flúor es +1682 kJ mol -1)
2s
πnx, πn
y
σz
σ∗ z
s
2px, 2py, 2pz
yx
z
Soluciones a los seminarios5.1 Ver las estructuras de Lewis de estas moléculas en el seminario 4.17. Se da la geometría molecular y, entre paréntesis, la
geometría electrónica cuando no coincide con la molecular: a) lineal; b) lineal; c) triangular plana; d) forma de T (bipirámidetrigonal); e) triangular plana, f) tetraédrica; g) tetraédrica; h) pirámide trigonal (tetraédrica); i) octaédrica; j) pirámide trigonal(tetraédrica); k) angular (tetraédrica); l) pirámide trigonal (tetraédrica); m) angular (triangular plana); n) octaédrica; o) angular(tetraédrica); p) pirámide cuadrada (octaédrica); q) angular (tetraédrica); r) angular (tetraédrica); s) angular (triangular plana);
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t) tetraédrica.5.2 Se da la geometría molecular y, entre paréntesis, la geometría electrónica cuando no coincide con la molecular: a) pirámide
trigonal (tetraédrica); b) angular (tetraédrica); c) angular (trigonal); d) piramidal (tetraédrica); e) tetraédrica; f) tetraédrica; g)tetraédrica.
5.3 a) tetraédrica; b) triangular plana; c) lineal; d) tetraédrica; e) lineal.5.4 a) a 120°, b 120°; b) a 120°, b 109,5°, c 109,5; c) a 109,5°, b 120°; d) a 120°, b 109,5°, c 120; d) a 120°,
b 109,5°, c 120, d 109,5°; e) a 120°, b 120°.5.5 a) elementos del grupo 13, b) grupo 15, c) grupo 14, d) grupo 13, e) grupo 12, f) grupo 12, g) grupo 16.5.6 El enlace es predominantemente iónico y los iones de carga igual tienden a alejarse mutuamente.5.7 HI y HF.5.8 Serán polares a), b), d), f) y g).5.9 a) I > II > III (III no es polar); b) II no es polar.
5.10
SFF
F
FS
FF
FF F
FSF
FF F
FS
F FF
F
F
I
ClCl Cl
ClCl
ICl Cl
Cl
Geometría molecular:plano–cuadrada
En torno al O central hay
2 Pares de enlace σ y 1
par solitario
Geometría electrónica:
Triangular plana
Hibridación: sp2
d)
En torno al S hay 6 Pares
de enlaceGeometría electrónica:
Octaédrica
Hibridación: d2sp3 Geometría molecularoctaédrica
b)
En torno al I hay 4 Pares de enlace y 2 Pares solitarios
Geometría electrónica:
Octaédrica
Hibridación: d2sp3
O C O
O
c)
Geometría molecularangular
C
O
O O
En torno al S hay 4 Pares
de enlace y 1 Par solitarioGeometría electrónica:
Bipirámide trigonal
Hibridación: dsp 3
a)
Hay otras 2 est. resonantes de la misma energía.
En torno al C hay 3 Pares
de enlace σ (y uno π)
Geometría electrónica:
Triangular plana
Hibridación: sp2
2–
O O O
O O O
Geometría molecular:tetraedro deformado
e)
Geometría molecular:triangular plana
OO O
5.11 (Entre paréntesis se indica la geometría electrónica cuando es distinta de la molecular). a) lineal, sp, no polar; b) tetraédrica,sp3, no polar; c) angular (tetraédrica), sp3, polar; d) tetraédrica, sp3, no polar; e) angular (tetraédrica), sp3, polar; f) angular(tetraédrica), sp3, polar; g) triangular plana, sp2, no polar.
5.12 a) sp3, sp3, sp3; b) sp2, sp2, sp3; c) sp3, sp, sp; d) sp2, sp, sp, sp2; e) sp, sp, sp; f) todos sp2; g) sp2.5.13 De izquierda a derecha: C: tetraédrica, sp3 ; C: triangular plana, sp2; O: angular, sp3. El enlace C–OH es más largo que C=O.5.14 a) (C2sp3, H1s) (C2sp3, C2sp3); b) (C2sp, H1s) (C2sp, C2sp) (C2p, C2p) (C2p, C2p); c) (C2sp, H1s) (C2sp, N2sp) (C2p,
N2p) (C2p, N2p); d) (C2sp3, H1s) (C2sp3, O2sp3) (O2sp3, H1s).5.15 Ver teoría.5.16 b, c y f.5.17 Sigma: a, b, d y e; Pi: c.5.18 Enlazantes: a y c; antienlazantes: b y d.5.19 El c.5.20 (Rellenar el apropiado diagrama de orbitales moleculares). O.E.(Cl2
+) = 1,5, O.E.(Cl2) = 1. La energía de enlace del Cl2+ será
mayor que la del Cl2. El Cl2+ es paramagnético mientras que el Cl2 es diamagnético.
5.21 a) O2+ KK(σ2s)
2(σ*2s)2(σ2pz)2(π2px,π2py)4(π*2px,π*2py)1 Paramagnética O.E. = 2,5
O2 KK(σ2s)2(σ*2s)
2(σ2pz)2(π2px,π2py)4(π*2px,π*2py)2 Paramagnética O.E. = 2O2
– KK(σ2s)2(σ*2s)
2(σ2pz)2(π2px,π2py)4(π*2px,π*2py)3 Paramagnética O.E. = 1,5O2
2– KK(σ2s)2(σ*2s)
2(σ2pz)2(π2px,π2py)4(π*2px,π*2py)4 Diamagnética O.E. = 1b) O2
2– > O2– > O2 > O2
+.c) O2
2– < O2– < O2 < O2
+.5.22 El c) ya que la mayor energía de enlace corresponde al O2
+ (ver 5.21).5.23 Aplicamos la teoría de orbitales moleculares (rellena el diagrama apropiado). a) O.E. = 1, si; b) O.E. = 2, si; c) O.E. = 0, no; d)
O.E. = 1, si; e) O.E. = 1,5, si.5.24 Aplicamos la teoría de orbitales moleculares (rellena el diagrama apropiado). a) O.E. = 2; b) O.E. = 2,5; c) O.E. = 3. El CN+
tiene el menor O.E. por lo que tendrá la mayor longitud de enlace.5.25 Aplicamos la teoría de orbitales moleculares (rellena el diagrama apropiado). a) diamagnética, b) diamagnética, c)
paramagnética, d) diamagnética, e) paramagnética.5.26
64 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
6 Los gases6.1 Las leyes de los gases6.2 La teoría cinético-molecular de los gases6.3 Otras predicciones de la teoría cinético-molecular6.4 Los gases reales: ecuación de Van der Waals
_________________________________________________________________________________________
6.1. Las leyes de los gasesSe han deducido experimentalmente tres leyes que cumplen aproximadamente todos los gases,
especialmente en condiciones de presión baja y temperatura alta.
Ley de Boyle. “A temperatura constante, el volumen de una mezcla gaseosa es inversamente proporcional
a la presión del gas”. Es decir, pV = k1, donde k1 es una constante (figura 6.1).
Ley de Charles. “A presión constante, el volumen de una muestra gaseosa es proporcional a la
temperatura del gas, expresada en la escala absoluta o Kelvin”. La formulación matemática inicial era
V = k2(t + 273,15) donde k2 es una constante y t la temperatura en grados centígrados. Kelvin(1824–1907) sugirió que –273,15 °C representa un mínimo absoluto de temperatura (figura 6.2). Esta
temperatura es el origen la escala de temperaturas llamada absoluta o kelvin y simbolizada con una T
mayúscula. En esta escala de temperatura, la ley de Charles se escribe V = k2T.
Ley de Gay-Lussac. “A volumen constante, la presión ejercida por una muestra gaseosa es proporcional a
la temperatura del gas en la escala absoluta”. Es decir, p = k3T, donde k3 es una constante.
Figura 6.2. Ley de Charles. Representación gráfica del volumen frente a la temperatura para tres muestras gaseosas diferentes a presión constante. Cuando se extrapolan, las tresrectas cortan al eje de las temperaturas a –273 °C.
Temperatura, en °C
Vol
umen
, en
ml
100
50
0
–273,15 °C
Muestra A
Muestra B
Muestra C
–300 –200 –100 0 100 200
Figura 6.1. Ley de Boyle. Representación gráfica del volumen de un gas frente a la presión, a temperatura constante.
Presión, en atm
Vol
umen
, en
ml
100
50
00 50 100
Principio de Avogadro (ver Tema 1). Un posible enunciado para este principio es que, a presión y
temperatura fijas, el volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presentes. Es decir,
n = k4V, donde k4 es una constante.
Ley de los gases ideales. Como el comportamiento de los gases reales sólo se aproxima al descrito por
las leyes anteriores, por conveniencia se define gas ideal como el que las cumple exactamente en todas
las condiciones. Las leyes anteriores pueden combinarse en una sola ley llamada ley de los gases ideales,
cuya expresión matemática es pV = nRT, donde R recibe el nombre de constante de los gases ideales y
vale 0,08205 litro atm K–1 mol–1.
El volumen molar (Vm) de un gas es el ocupado por un mol de dicho gas, Vm = V/n. Las
condiciones normales (CN) en gases son 273,15 K (0 °C) de temperatura y 1 atm de presión. En esas
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condiciones, el volumen molar se llama volumen molar normal y, para cualquier gas ideal, es de 22,414
litros (tabla 6.1)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 6.1. Densidades y volúmenes molares de algunos gasesGas H2 He Ne N2 O2 Ar CO2 NH3Densidad (d/litro) 0,090 0,178 0,900 1,250 1,429 1,784 1,977 0,771Masa molar (g/mol) 2,02 4,003 20,18 28,01 32,00 39,95 44,01 17,03Volumen molar normal (l/mol) 22,428 22,426 22,425 22,404 22,394 22,393 22,256 22,094_____________________________________________________________________________________________________
6.2 La teora cintico-molecular de los gasesLa teoría cinético-molecular de los gases fue desarrollada por L. Boltzmann (1844–1906) y J. C.Maxwell (1831–1879). Esta teoría explica satisfactoriamente el comportamiento de los gases ideales a
partir de las siguientes hipótesis:
1. Un gas está compuesto de un gran número de partículas pequeñas (moléculas) de tamaño despreciable
frente a las distancias entre ellas.
2. Las moléculas se mueven en movimiento rectilíneo, rápido, constante y casual. Las moléculas chocan
entre sí y con las paredes en choques elásticos (es decir, no hay fuerzas de atracción o repulsión entre
las moléculas, ni entre éstas y el recipiente, diferentes a las del choque).
3. Cada molécula tiene una energía cinética (velocidad) propia que no tiene que ser igual a la de las
restantes moléculas, pero la energía cinética promedio de todas las moléculas es proporcional a la
temperatura absoluta (figura 6.3). La temperatura es simplemente una consecuencia del movimiento
molecular.
Temperatura más baja
Temperatura más alta
Energía cinética de las moléculasFrac
ción
de
las
mol
écul
as c
on
una
ener
gía
ciné
tica
dada
Figura 6.3. Distribución de las energías cinéticas de las moléculas de un gas, según la teoría cinético-molecular. Las energías cinéticas promedio se indican mediante líneas de trazos. Conforme aumenta la temperatura, la energía cinética promedio de las moléculas aumenta. A cualquier temperatura, una porción de las moléculas puede tener velocidades muy altas.
Según este modelo, la presión es el resultado de las colisiones de las moléculas con las paredes del
recipiente, a las que transfieren cantidad de movimiento. Si consideramos el problema de N partículas,
cada una de las cuales tiene una masa m, que están moviéndose en un cubo de volumen V (figura 6.4), a
un velocidad media v, puede deducirse fácilmente que la presión que ejercen es p = Nmv2/3V, o, escrito
de otra forma, pV =nNA2Ec/3, donde Ec es la energía cinética media de cada partícula.
Figura 6.4. Modelo de una partícula gaseosa en una caja cúbica.
a = arista de la caja.
V = volumen del cubo = av (1) = velocidad de la partícula 1Ec (1) = energía cinética de la partícula 1v = velocidad media de las partículasEc = energía cinética media de la partículas
3vxvy
vz a
Esta expresión es idéntica a la de la ecuación de los gases ideales, si suponemos que la relación postulada
en el punto 3 entre la energía cinética media por partícula del gas y la temperatura absoluta es
Ec = 3RT/2NA. Si consideramos la energía cinética de 1 mol de partículas, Ec = 3RT/2.
66 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
6.3 Otras predicciones de la teora cintico-molecularLey de las mezclas gaseosas. La formuló Dalton a partir de observaciones experimentales. “La presión
total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componen-
tes individuales de la mezcla gaseosa, definiendo presión parcial como la que produciría cada gas si
estuviera sólo en el recipiente”. Si tenemos una cantidad n1 de un gas 1, n2 de un gas 2… mezclados en
un recipiente de volumen total V y a una temperatura T, por definición llamaremos presión parcial de 1 a
p1 = n1RT/V, presión parcial de 2 a p2 = n2RT/V… La ley de Dalton dice que la presión total p debe valer
p = p1 + p2 +…. Este comportamiento es explicado por la teoría cinético-molecular (por el postulado 2).
Capacidad calorífica molar de los gases. La capacidad calorífica molar de un gas es la cantidad de
energía que hay que suministrar para aumentar una unidad la temperatura de un mol de sustancia. En un
gas monoatómico, dicha energía se invierte únicamente en el movimiento de traslación de sus moléculas
y por tanto debe ser Cv = ∆Ec = 3R(T+1)/2 – 3RT/2 = 3R/2 = 12,472 J mol–1, lo que se confirma
experimentalmente (R expresado en J K–1 mol–1 vale 8,3144). En moléculas poliatómicas, el calor debe
de invertirse también en los movimientos de rotación y vibración, por lo que la deducción de su
capacidad calorífica molar es más compleja (tabla 6.2)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 6.2. Capacidades caloríficas molares de algunos gases, a volumen constanteGas He Ne Ar H2 N2 O2 HCl CO2 CH4Capacidad molar (J/mol K) 12,472 12,472 12,472 20,510 20,811 21,041 20,81 28,80 27,38_____________________________________________________________________________________________________
Ley de la difusión de los gases. Graham (1805–1869) observó en 1846 que las velocidades de difusión
de dos gases a la misma presión y temperatura están en razón inversa de la raíz cuadrada de sus masas
molares:v difusión1v difusión2
=M2M1
La teoría cinético-molecular permite comprender esta relación pues de ella se deduce que la velocidad
media de las partículas de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar.
v =2Ecm
=3RTM
6.4 Los gases reales: ecuacin de Van der WaalsLos gases reales se desvían del comportamiento ideal (figura 6.5) porque las moléculas reales tienen un
volumen no siempre despreciable y porque se atraen entre sí. Es imposible despreciar las atracciones
moleculares cuando las moléculas se mueven lentamente, es decir, a bajas temperaturas; cuando los gases
se comprimen, los volúmenes moleculares se hacen importantes. Por ello los gases se aproximan más al
comportamiento ideal a temperaturas altas y presiones bajas.
Se han propuesto varias ecuaciones de estado para los gases reales. Van der Waals modificó la ley
de los gases ideales en 1873, para tener en cuenta los dos factores anteriores. La ecuación de Van der
Waals es (p + n2a/V2)(V–nb) = nRT, donde a es una constante experimental relacionada con las
atracciones moleculares, y b está relacionada con el volumen molecular (tabla 6.3)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 6.3. Constantes de Van der WaalsGas Hg He H2 H2O O2 N2 CO2a (l2 atm mol–2) 8,09 0,0341 0,2444 5,464 1,360 1,390 3,592b (cm3 mol–1) 17,0 23,70 26,61 30,49 31,83 39,12 42,67_____________________________________________________________________________________________________
BibliografaAtkins, págs. 151–185; Dickerson, págs. 81–126; Masterton, págs. 148–180; Russell, págs. 71–104,
286–291; Whitten, págs. 259–295
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Figura 6.5. Desviación del comportamiento ideal de los gases reales. Para un mol de un gas ideal, la relación PV/RT debe ser igual a 1, independientemente de la presión (línea a trazos). (a) Comportamiento de un mol de diferentes gases a la misma temperatura. La desviación del comportameinto ideal se acentúa al aumentar la presión. (b) En cambio, al aumentar la temperatura, el comportamiento se acerca al de un gas ideal, como se observa en la gráfica para un mol de nitrógeno gas.
gas ideal
pVRT
1,3
1,1
1,0
0,9
p, en atmósferas
(en moles)
200 400 600
–100
°C
0 °C
100 °Cgas idealpV
RT1,0
p, en atmósferas
(en moles)
20 40 60
H 2
N 2
O 2
CH4
80 100
0 °C
Seminarios las leyes de los gases
6.1 Deduce, a partir de la ecuación de los gases ideales, una expresión que te permita calcular, para una
presión y temperatura dadas,
a) la masa de un gas contenido en un volumen dado, conociendo la masa molar M,
b) la densidad del gas, conociendo la masa molar M.
6.2 ¿Qué significa ‘condiciones normales’, y por qué es útil?
6.3 Di si es cierta o falsa la siguiente afirmación: “Si en un recipiente se introduce doble peso de un gas A
que de otro gas B, la presión parcial de A será doble que la de B”.
teoría cinético-molecular de los gases
6.4 ¿Por qué los gases obedecen leyes más sencillas que los líquidos o los sólidos?.
6.5 ¿Qué sucedería si las moléculas de un gas permanecieran estáticas: aumentaría, seguiría igual o
descendería la presión creada por el gas?.
6.6 ¿Por qué las moléculas de oxígeno se mueven más lentamente que las de nitrógeno a igual temperatura?.
6.7 Los isótopos 235U y 238U se separan utilizando la diferencia de velocidad de difusión de sus
hexafluoruros gaseosos, 235UF6 y 238UF6. ¿Cuál de los dos compuestos se recoge antes?.
gases reales
6.8 ¿Qué explicación molecular puede darse a la desviación de los gases reales del comportamiento de los
gases ideales? ¿En qué condiciones se aproximan más los gases reales a los ideales?.
6.9 ¿Cuál de los siguientes gases tendrá un comportamiento más ideal en las mismas condiciones? H2, F2,
HF. ¿Cuál se desviará más del comportamiento ideal?
6.10 ¿Qué factores aproximan la ecuación de Van der Waals a la de los gases ideales?
6.11 Se observó que la presión de una muestra de fluoruro de hidrógeno era inferior a lo esperado, y que
aumentaba más rápidamente de lo que predice la ley de los gases ideales. Propón una explicación.
6.12 Busca una justificación al hecho de que el valor del parámetro a de la ecuación de Van der Waals sea
mayor para H2O que para He.
Problemas las leyes de los gases
6.1 Cierta cantidad de gas está sometida a una presión de 0,855 atm en un volumen de 500 ml a 0 °C. ¿Qué
presión ejercerá la misma cantidad de gas en un volumen de 700 ml a 100 °C?
6.2 ¿Qué presión ejercerán, en mmHg, 14,6 mmol (milimoles) de un gas en un volumen de 750 ml a 20 °C?
68 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
(R = 0,0821 atm l K–1 mol–1).
6.3 Calcula el volumen de 2,50 moles de gas a 100 °C y 4,00 atm de presión (R = 0,0821 atm l K–1 mol–1).
6.4 Una muestra de gas ocupa un volumen de 175 ml a 150 mmHg y 23 °C.
a) Calcula su volumen en condiciones normales (las condiciones normales para gases son 1 atm y 273 K).
b) Calcula la cantidad de sustancia (en moles) (R = 0,0821 atm l K–1 mol–1).
6.5 Calcula la masa de 5,60 litros de oxígeno gas medidos a 100 °C y 0,500 atm (R = 0,0821 atm l K–1
mol–1).
6.6 ¿Cuántas moléculas de un gas ideal hay en 1,00 ml si la temperatura es –80 °C y la presión 1,00 Pa? El
Pa es el Pascal, unidad de presión en el sistema internacional; 1 Pa = 1 N m–2, 1 mmHg = 133,32 Pa,
1 atm = 101 325 Pa; esta unidad es demasiado pequeña por lo que tradicionalmente se utilizan las
atmósferas o los milímetros de mercurio. [R = 8,3144 J K–1 mol–1, NA = 6,022 1023 moléculas mol–1,
Mr(O) = 15,9994].
6.7 La masa de 500 ml de un gas, medidos a 27 °C y 650 mmHg de presión, es 0,838 g. ¿Cuál es la masa
relativa de dicho gas? (R = 0,0821 atm l K–1 mol–1).
6.8 ¿Cuál es la densidad del SO2(g) (M = 64,06 g mol–1) a 47 °C y 0,821 atm? [R = 0,0821 atm l K–1
mol–1].
6.9 ¿Cuál es la densidad del SO2(g) (M = 64,06 g mol–1) a 40 °C y 0,960 atm? [R = 0,0821 atm l K–1
mol–1].
mezclas de gases
6.10 Dos balones separados contienen dos gases ideales A y B. La densidad del gas A es doble de la del gas B
y la masa molar de A es la mitad que la de B. Si los dos gases se encuentran a la misma temperatura,
calcula la relación de la presión del gas A a la del gas B.
6.11 Una mezcla de 5,00 g de O2, 15,00 g de N2 y 12,00 g de CO2, está contenida en un volumen de 1,00 l a
27 °C [R = 0,0821 atm l K–1 mol–1, Mr(C) = 12,011, Mr(N) = 14,007, Mr(O) = 15,9994].
a) ¿Cuál es la presión total?; b) ¿cuál es la presión parcial de cada componente?
6.12 Un recipiente de 2,48 l de volumen, contiene un gas a 0,263 atm de presión y 300 K de temperatura. Si se
adicionan 0,048 moles de otro gas, ¿cuál será la presión alcanzada ? (R= 0,0821 atm l K–1 mol–1).
6.13 Calcula la densidad de una mezcla de gases a 20 °C que tiene una presión parcial de 81 mmHg de O2,
104 mmHg de CO y 250 mmHg de CO2 [R= 0,0821 atm l K–1 mol–1, Mr(C) = 12,011, Mr(O) = 15,9994].
6.14 Una mezcla gaseosa contiene, en peso, la mitad de argón y la mitad de helio, con una presión total de
1,11 atm. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas? [Mr(Ar) = 39,948, Mr(He) = 4,0026].
6.15 Una mezcla de 17,604 g de CO2 (M = 44,01 g mol–1), 4,813 g de CH4 (M = 16,04 g mol–1) y 5,602 g de
CO (M = 28,01 g mol–1), ejerce sobre las paredes del recipiente que la contiene una presión de 1,05 atm.
Calcula la presión parcial que ejerce cada uno de los componentes de la mezcla.
6.16 Se han mezclado 1,00 g de O2, 0,50 g de N2 y 0,80 g de CO2 en un recipiente a 25ºC, siendo la presión
total de 1,000 atm [R= 0,0821 atm l K–1 mol–1]. Calcula:
a) la presión parcial de cada gas; b) la fracción molar de cada gas; c) el volumen de la mezcla.
cálculos estequiométricos con gases
6.17 El LiH y CaH2 sólidos reaccionan con el agua, dando gas hidrógeno y el hidróxido correspondiente,
LiOH o Ca(OH)2. Si 0,850 g de una mezcla de LiH y CaH2 producen 1,200 l de H2, en condiciones
normales, ¿cuál es el porcentaje de LiH en la mezcla inicial? [expresa el resultado en porcentaje molar y
másico, Mr(Li) = 6,941, Mr(Ca) = 40,078, Mr(H) = 1,008].
6.18 El dióxido de carbono y el amoníaco reaccionan a 185 °C y 200 atm de presión para producir urea,
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 69
CO(NH2)2 M = 60,06 g mol–1, y agua. La urea se utiliza cada vez más como fertilizante. Bajo esas
condiciones, ¿qué volumen de amoníaco producirá 100 kg de urea? [R= 0,0821 atm l K–1 mol–1].
teoría cinético-molecular
6.19 a) Calcula la energía cinética para un mol de moléculas de un gas ideal que se encuentra a la temperatura
de 25 °C (R = 8,3144 J K–1 mol–1)
b) ¿Cómo es esta energía en comparación con la de los enlaces químicos, que típicamente es del orden de
350 kJ mol–1? ¿Qué sucedería si ambas energías fueran de magnitudes más semejantes?.
6.20 Calcula la velocidad media de las moléculas de
a) oxígeno (Mr = 32,0), a 25 °C y a 500 °C [R= 8,314 J mol–1 K–1, NA = 6,022 1023 moléculas mol–1]
b) hidrógeno (Mr = 2,0), a 25 °C y a 500 °C.
6.21 Un átomo de helio reta a una molécula de hexafluoruro de uranio, UF6, a una carrera. Para tratar de hacer
una competición justa, acuerdan correr cada uno a la temperatura de sus puntos de ebullición normales,
que son 4,18 K para el He y 56 °C para el UF6. ¿Por cuál apostarías como vencedor? [R = 8,3144 J K–1
mol–1, Mr(F) = 18,995, Mr(He) = 4,0026, Mr(U) = 238,03].
difusión de los gases
6.22 El NH3 y el HBr, ambos gaseosos, se difunden en sentidos opuestos, a lo largo de un tubo estrecho de
longitud l (ver figura). ¿En qué parte del tubo se encontrarán para formar NH4Br? [Mr(Br) = 79,904,
Mr(H) = 1,008, Mr(N) = 14,007].l
x
NH4Br HBrNH3
6.23 Un pistón se desplaza en un cilindro de gas en el que hay un agujero pequeño, a través del cual se
produce la difusión del gas en el vacío. Cuando hay oxígeno (Mr = 32,0) en el cilindro, el tiempo
empleado por el pistón en recorrer cierta distancia es 38,3 s. Con otro gas en iguales condiciones, el
pistón se desplaza la misma distancia en 82,0 s. ¿Cuál es la masa relativa del segundo gas?.
gases reales
6.24 Calcula para un mol de oxígeno en condiciones normales:
a) el volumen ocupado considerando comportamiento ideal (R = 0,0821 atm l K–1 mol–1).
b) la presión predicha por la ecuación de Van der Waals para el volumen de oxígeno calculado
anteriormente (a = 1,360 l2 atm mol–2, b = 31,83 10–3 l mol–1).
c) El porcentaje de diferencia entre las presiones del gas ideal y de Van der Waals.
Soluciones a los seminarios6.1 a) m = (p MV)/RT; b) d = (p M)/RT.6.2 Ver teoría.6.3 Falsa.6.4 Por que las interacciones entre sus partículas son muy débiles.6.5 Sería nula.6.6 A una temperatura dada, las moléculas de gases diferentes tienen la misma energía cinética media, por lo que se moverán más
rápido las que sean más ligeras.6.7 Se recoge antes el 235UF6, ya que al ser sus moléculas más ligeras se difunden más rápidamente (Ley de Graham).6.8 Porque no se puede despreciar totalmente ni el volumen ocupado por las moléculas ni las interacciones entre ellas. Los gases
reales se aproximarán más a los gases ideales a presiones bajas (volúmenes grandes) y temperaturas altas (mayor energíacinética de las moléculas).
6.9 Comportamiento más ideal: H2 (menor tamaño y menos fuerzas intermoleculares). Comportamiento menos ideal: HF.6.10 Presiones bajas (volúmenes altos) y temperaturas altas.6.11 Se aleja del comportamiento ideal.6.12 Fuerzas intermoleculares más débiles en el helio.
70 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Soluciones a los problemas6.1 p = 0,834 atm. 6.16 a) p(O2) = 0,465 atm, p(N2) = 0,265 atm,6.2 p = 356 mmHg. p(CO2) = 0,270 atm; b) X(O2) = 0,465, X(N2) =0,265,6.3 V = 19,1 l. X(CO2) = 0,270; c) V = 1,65 l.6.4 a) V = 31,9 ml; b) n = 1,42 10–3 moles. 6.17 18,6 % en masa, 37,1 % en moles.6.5 m = 2,93 g. 6.18 626 l.6.6 N = 3,75 1014 moléculas. 6.19 a) 3,72 kJ mol–1; b) aproximadamente el 1% de la energía6.7 Mr = 48,3. de enlace; se produciría la ruptura térmica de enlaces.6.8 d = 2,00 g l–1. 6.20 a) v(O2, 25 °C) = 482 m s–1, v(O2, 500 °C) = 776 m s–1;6.9 d = 2,40 g l–1. b) v(H2, 25 °C) = 1,92 103 m s–1,
6.10 pA = 4pB. v(H2, 500 °C) = 3,10 103 m s–1.6.11 a) p = 23,8 atm; b) p(O2) = 3,86 atm, 6.21 v(He) = 161 m s–1, v(UF6) = 153 m s–1.
p(N2) = 13,2 atm, p(CO2) = 6,73 atm. 6.22 A 0,69 l de la entrada de NH3 y 0,31 l de la de HBr.6.12 p = 0,740 atm. 6.23 Mr = 147.6.13 d = 0,904 g l–1. 6.24 a) 22,41 l; b) 0,9990 atm;6.14 p(Ar) = 0,10 atm, p(He) = 1,01 atm. c) 0,1 % de diferencia entre ambas presiones.6.15 p(CO2) = 0,47 atm, p(CH4) = 0,35 atm, p(CO) = 0,23 atm.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 71
_________________________________________________________________________________________
7 Los sólidos y los líquidos7.1 Comparación entre las propiedades de sólidos, líquidos y gases7.2 Fuerzas entre moléculas y iones7.3 Estructuras de los cristales7.4 Sólidos iónicos7.5 Sólidos metálicos7.6 Sólidos covalentes y sólidos moleculares
7.7 Comparación entre las propiedades de los distintos tipos de sólidos7.8 Propiedades de los líquidos
_________________________________________________________________________________________
7.1 Comparacin entre las propiedades de slidos, lquidos y gases_____________________________________________________________________________________________________
Fuerzas Orden Distancias PropiedadesGas Despreciables frente Continuo Largas, Volúmenes variables, fluidos,
a la agitación térmica movimiento al azar desiguales bajas densidades,se difunden con rapidez
Líquido Intermedias Semiorden Cortas, Volúmenes fijos, fluidos,desiguales altas densidades,
se difunden a través de otros líquidos
Sólido Grandes frente Elevado orden Cortas, Volúmenes fijos, no fluidos,a la agitación térmica iguales altas densidades, se difunden muy
lentamente a través de otros sólidos_____________________________________________________________________________________________________
7.2 Fuerzas entre molculas y ionesLas moléculas pueden atraerse entre sí mediante fuerzas relativamente débiles que se conocen con el
nombre genérico de fuerzas de Van der Waals. A continuación se citan los tipos más importantes. Se
incluye también la fuerza ion–dipolo, que es una fuerza de atracción entre un ion y una molécula.
Fuerzas dipolo–dipolo. Las fuerzas dipolo–dipolo son atracciones entre los dipolos eléctricos de
moléculas polares.
Fuerzas dipolo–dipolo inducido. Las fuerzas dipolo–dipolo inducido se dan entre una molécula polar y
otra no polar. La molécula polar induce un dipolo en la no polar.
Fuerzas de dispersión o de London. Son atracciones que se dan entre cualquier tipo de moléculas debido
a los dipolos instantáneos que se forman producidos por las fluctuaciones en la densidad electrónica que
rodea a los átomos. Las fuerzas de London dependen de la forma de la molécula. Para moléculas de
forma semejante, crecen con la masa molecular y con la polarizabilidad ya que esos dos factores facilitan
la fluctuación de los electrones (tabla 7.1)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 7.1. Puntos de fusión y ebullición de gases no polares.Sustancia He Ne Ar Kr Xe F2 Cl2 Br2 I2Pto. fusión (°C) –270 –249 –189 –157 –112 –220 –101 –7 114Pto. ebullición (°C) –269 –246 –186 –153 –108 –188 –34 59 184_____________________________________________________________________________________________________
Fuerzas ion–dipolo. En una fuerza ion–dipolo, un catión atrae la carga parcial negativa de un dipolo
eléctrico o un anión atrae la carga parcial positiva del dipolo. Esta fuerza es la responsable de la
hidratación de los iones en agua. La hidratación del catión persiste muchas veces en el sólido (p.ej.
Na2CO3⋅10 H2O). Un catión se hidrata más fuertemente cuanto menor sea su tamaño y mayor su carga.
El enlace de hidrógeno. Es una interacción primordialmente de tipo dipolo–dipolo especialmente fuerte,
que se da entre un átomo de hidrógeno con carga parcial positiva y un átomo electronegativo pequeño
(normalmente N, O ó F). La presencia de enlace de hidrogeno en el H2O, NH3 y HF, justifica las anorma-
72 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
lidades encontradas en sus puntos de fusión (figura 7.1). Es también el responsable de la alta capacidad
calorífica molar del agua líquida, así como de sus elevados calores de vaporización y de fusión.
-180
-120
-60
0
60
120
1 2 3 4 5 6
H2O
HF
NH3
Periodo
Grupo 17
Grupo 16
Grupo 15
Grupo 14
CH4
SiH4
GeH4
SnH4
H2S
H2Se H2Te
HCl
HBr
HI
SbH3
Tem
pera
tura
(°C
)
PH3
AsH3
Figura 7.1. Temperaturas de ebullición
de algunos compuestos simples de
hidrógeno. Las líneas conectan moléculas
que contienen átomos del mismo periodo.
Obsérvese el efecto del enlace de hidrógeno
en los puntos de ebullición del agua,
fluoruro de hidrógeno y amoníaco.
Energía de las interacciones interiónicas e intermoleculares. La tabla 7.2 ordena los tipos de
interacciones por su fortaleza. La energía de las interacciones dipolo–dipolo y de London disminuye muy
rápidamente con la distancia. En la tabla 7.3 se desglosa la contribución aproximada de cada tipo de
fuerza a la energía total de interacción intermolecular para algunas sustancias. La contribución de las
fuerzas de London puede ser mayor que la de las fuerzas dipolo–dipolo incluso en moléculas polares._____________________________________________________________________________________________________Tabla 7.2. Energía de las interacciones interiónicas e intermolecularesTipo de interacción Principales factores responsables Energía Típica* Dependencia de la
de la energía de interacción en kJ/mol energía con la distanciaIon–ion Carga de los iones 250 1/dEnlace de hidrógeno (tipo especial de interacción dipolo–dipolo) 20Ion–dipolo Carga del ion; momento dipolar 15 1/d2
Dipolo–dipolo Momentos dipolares 2 a 0,3 1/d3 a 1/d6
Dispersión o London Polarizabilidades 2 1/d6
Dipolo–dipolo inducido Momento dipolar; polarizabilidad 0,05* A una distancia de 5,00 Å__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Tabla 7.3. Contribuciones aproximadas a la energía total de interacción entre moléculas en kJ/mol.
Momento dipolar Energía permanente Energía Energía Entalpía molar deMolécula permanente (D) dipolo–dipolo de London total vaporización (kJ/mol)Ar 0 0 8,5 8,5 6,7CO 0,1 0 8,7 8,7 8,0HCl 1,03 3,3 17,8 21 16,2NH3 1,5 13* 16,3 29 27,4H2O 1,8 36* 10,9 47 40,7* Enlace de hidrógeno_____________________________________________________________________________________________________
7.3 Estructuras de los cristalesSólidos cristalinos y sólidos amorfos. La mayor parte de sólidos se componen de ordenamientos de par-
tículas que vibran en torno a posiciones fijas en sus estructuras. Estos sólidos se denominan sólidos cris-
talinos. Algunos sólidos, denominados amorfos, no tienen estructuras ordenadas y bien definidas. Los
vidrios se consideran sólidos amorfos o líquidos superenfriados, ya que fluyen aunque con suma lentitud.
Los sólidos cristalinos se fragmentan a lo largo de los planos de la red cristalina, por lo que los
fragmentos mantienen similares ángulos interfaciales y características estructurales. Los sólidos amorfos
se rompen de forma irregular dando bordes disparejos y ángulos irregulares. Los sólidos cristalinos
tienen puntos de fusión bien definidos, mientras que los amorfos pueden fundir a temperaturas diferentes
en las diversas porciones de la muestra, al irse venciendo las diferentes fuerzas intermoleculares.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 73
Sistemas cristalinos. La unidad de volumen más pequeña de un cristal que reproduce por repetición la
red cristalina, se llama celdilla unidad. Se puede demostrar que para que una celdilla unidad por
repetición pueda reproducir la red cristalina, debe pertenecer a uno de los 7 sistemas cristalinos de la
tabla 7.4._____________________________________________________________________________________________________Tabla 7.4. Dimensiones de las celdillas unidad para los siete sistemas cristalinosSistema Longitudes Ángulos EjemploCúbico a = b = c α = β = γ = 90° NaCl (sal de roca)Tetragonal a = b c α = β = γ = 90° TiO2 (rutilo)Ortorrómbico a b c α = β = γ = 90° MgSO4⋅7H2O (epsomita)Monoclínico a b c α = γ= 90°; β 90° CaSO4⋅2H2O (yeso)Triclínico a b c α β γ 90° K2Cr2O7Hexagonal a = b c α = β = 90°; γ 120° SiO2 (sílice)Romboédrico a = b = c α = β = γ 90° CaCO3 (calcita)_____________________________________________________________________________________________________
Puntos equivalentes a los vértices también pueden aparecer en otras posiciones de la celdillas unidad,
produciendo 14 tipos de redes cristalinas (figura 7.2).
Figura 7.2. Los catorce tipos de redes cristalinas
Cúbica simpleCúbica centrada
en el cuerpoCúbica centrada
en las caras
Tetragonal simpleTetragonal centrada
en el cuerpo
Romboédrica HexagonalOrtorrómbica
simpleOrtorrómbica
centrada en las basesOrtorrómbica centrada
en el cuerpoOrtorrómbica
centrada en las caras
Monoclínica simple
Monoclínica centrada en las bases
Triclínica
Isomorfismo y polimorfismo. Dos sustancias que cristalizan en el mismo tipo de red cristalina se dice
que son isomorfas. Una sustancia presenta polimorfismo cuando puede cristalizar en más de un tipo de
ordenamiento.
7.4 Slidos inicosLos sólidos iónicos están formados por disposiciones infinitas de iones positivos y negativos, que se
mantienen unidos por fuerzas electrostáticas (enlace iónico). Cada ion tiende a rodearse del máximo
número de iones del signo contrario (máxima compactación), dando estructuras en las que el número de
cationes y aniones debe ser el adecuado para mantener la neutralidad eléctrica. En la tabla 7.5 se da la
relación de radios (calculada geométricamente) en la que cada estructura alcanza la máxima
compactación. El número de coordinación de un ion en un sólido iónico es el número de iones de carga
opuesta que tiene más próximos.
74 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
ab
cα β
γ
celdilla unidad
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 7.5. Tipos de estructura y relación r+/r– óptima para cada una de ellasTipo de estructura Número de Coordinación r+/r– óptimo FiguraBlenda de cinc (ZnS) 4:4 0,22–0,41 7.3.(c)Wurtzita (ZnS) 4:4 0,22–0,41 7.3.(d)Cloruro de sodio (NaCl) 6:6 0,41–0,73 7.3.(a)Cloruro de cesio (CsCl) 8:8 0,73–1,00 7.3.(b)Rutilo (TiO2) 6:3 0,41–0,73 7.3.(f)Fluorita (CaF2) 8:4 0,73–1,00 7.3.(e)_____________________________________________________________________________________________________
Cl Cs
(b)
Cl Na
(a)
ZnS
(c)
Figura 7.3. Algunos tipos de estructura comunes en sólidos iónicos.(a) Cloruro de sodio.(b) Cloruro de cesio.(c) Blenda de cinc.(d) Wurtzita.(e) Fluorita.(f) Rutilo.
(d) (f)
O Ti
(e)
F Ca
Conductividad iónica. En la conductividad iónica, la carga es transportada por iones. Como los iones no
pueden viajar fácilmente a través del sólido, la conductividad iónica sólo se da en sales fundidas o en
disolución. Las disoluciones que presentan conductividad iónica se llaman electrolíticas, y los
compuestos que las producen, electrólitos.
Para los conductores iónicos se cumple la ley de Ohm: I = ∆V/R, donde I es la intensidad de la
corriente, ∆V es la diferencia de potencial y R es la resistencia. Además, como para otros conductores, se
cumple que la resistencia es proporcional a la longitud l del conductor e inversamente proporcional a su
sección S, llamándose resistencia específica ρ a la constante de proporcionalidad, R = ρ l/S. A menudo se
prefiere hablar de conductividad específica κ, que es la inversa de la resistencia específica, κ = 1/ρ.
Tanto la resistencia específica como la conductividad específica dependen del material. En el caso
de una disolución iónica, dependen del soluto y disolvente, así como de la concentración. La
conductividad molar Λ se define como la conductividad específica por unidad de concentración molar,
Λ = κ/c. La conductividad molar está relacionada con la conductividad de 1 mol de sustancia, por lo que
debería ser constante. Sin embargo, esto no es así, tal como puede observarse en la figura 7.5. La conduc-
tividad molar tiende a un valor máximo cuando la concentración tiende a cero. El valor extrapolado de la
conductividad molar a dilución infinita se llama conductividad molar a dilución infinita o límite Λo.
En un electrólito débil (que no está totalmente disociado), como el ácido acético, el descenso de la
conductividad molar con la concentración se debe a la disminución del porcentaje de partículas iónicas
disociadas, que son las que conducen la electricidad: Λ = αΛo, donde α es el grado de disociación ó
tanto por uno de disociación.
En un electrólitos fuerte (que está totalmente disociado), como el cloruro de potasio, el descenso de
la conductividad molar con la concentración se debe a la pérdida de movilidad que sufren los iones al
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 75
aumentar la concentración: Λ = γΛo, donde γ es un factor ( 1) que representa la pérdida de actividad o
movilidad por atracción entre iones de carga contraria.
0 0,05 0,10 0,15 0,20
0,0150
0,0100
0,0050
0
Λο
Λο
Cloruro de potasio
Acetato de sodio
Ácido acéticoCon
duct
ivid
ad m
olar
en m
mol
o
hm2
–12
(concentración molar en moles por litro)(1/2)
Figura 7.4. Gráfica de la conductividad molar
frente a la molaridad (raíz cuadrada) para cloruro d
potasio, acetato de sodio (electrolitos fuertes) y
ácido acético (electrolito débil). Obsérvese que la
conductividad molar desciende al aumentar la
concentración, aunque más acentuadamente para
un electrolito débil. El valor de la conductividad
molar a dilución infinita Λο se obtiene
extrapolando las gráficas hasta concentración cero
7.5 Slidos metlicosEstructura. En un sólido metálico tenemos átomos metálicos unidos por enlace metálico. Una estructura
encontrada a menudo en los metales es el llamado “empaquetamiento compacto” que es aquél en el que
los átomos ocupan el volumen total más pequeño, dejando el mínimo espacio vacío. Hay dos maneras
principales de apilar de forma compacta esferas de igual tamaño.
Empaquetamiento hexagonal compacto. Los átomos se disponen en capas. La segunda capa (B) se
dispone sobre los huecos de la primera capa (A). La tercera capa se coloca sobre los huecos de la segunda
de forma que coincida sobre la primera. Ejemplos son el magnesio y el cinc.
A
BA
Celdilla unidadA
B
Empaquetamiento cúbico compacto. La tercera capa (C) se dispone sobre los huecos de la segunda que
coinciden con huecos de la primera. La cuarta capa coincide con la primera. La estructura resultante está
formada por cubos centrados en la cara. Ejemplos son el aluminio, cobre, plata y oro.
A
BC
A
B
Celdilla unidad
En ambas estructuras, el número de coordinación (número de átomos vecinos más próximos que tiene
cada átomo en el metal) es de 12. Una tercera estructura que presentan algunos metales como hierro,
sodio o potasio y que no es compacta, es el empaquetamiento cúbico centrado en el cuerpo. El número
de coordinación es 8.
Celdilla unidad
76 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Propiedades. Un modelo simple para un metal es el del “mar de electrones”: los electrones de valencia
forman un mar de cargas negativas que mantiene firmemente unidos a los átomos. El “mar de electrones”
puede desplazarse por lo que los metales son conductores. Además, los metales son maleables (se pueden
trabajar bien en hojas) y dúctiles (se pueden convertir en alambres delgados) (figura 7.5).
Figura 7.5. (a) El desplazamiento del cristal metálico según un plano no produce grandes fuerzas de repulsión. (b) El desplazamiento de un cristal iónico según un plano produce intensas fuerzas de repulsión y distorsión del cristal.
(a)
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + ++
+ ++ +
(b)
—
—
—
—
—
— —
———
+
++
+
+
++
++
+
——
——— ++
+ ++
—
—
—
— —
++
++
+
Conductividad eléctrica y teoría de bandas. La conductividad eléctrica en sólidos es casi siempre debida
al movimiento electrones. Respecto a la conducción de electrones, una sustancia puede ser aislante,
conductor metálico, semiconductor y superconductor. La conductividad eléctrica de los metales se
explica adecuadamente en términos de orbitales moleculares. En un sólido los orbitales moleculares
forman bandas. Una banda semillena posibilita la conducción. Los electrones pueden saltar fácilmente a
un orbital vacío y moverse libremente por el sólido.
A AA A
2 Orbitales Atómicos dan 2 Orbitales Moleculares
N A (A)
N Orbitales Atómicos dan N Orbitales Moleculares. Si N es grande, los O.M. están muy próximos
formando una banda
N
Banda de O.M.
Orbital más antienlazante
Orbital más enlazante
Na(átomo)
Na(metal)
Banda semillena:conducción metálica
Banda llena:aislante
Agujero
7.6 Slidos covalentes y slidos molecularesSólidos covalentes. Son sólidos formados por redes de átomos unidos por enlace covalente. Estas redes
pueden ser tridimensionales, bidimensionales (láminas) ó monodimensionales (cadenas), aunque sólo las
primeras componen sólidos puramente covalentes. Los sólidos covalentes tridimensionales tienen
elevados puntos de fusión y ebullición por las fuerzas extremadamente fuertes que los unen. En los bi– y
monodimensionales, las láminas ó cadenas se atraen por fuerzas débiles de Van der Waals (figura 7.6).
Figura 7.6. El carbono cristalino. (a) Estructura del diamante. En el diamante el número de coordinación del carbono es 4. Cada átomo está rodeado tetraédricamente por cuatro átomos equidis- tantes. La longitud de los enlaces C–C es 1,54 Å.(b) Estructura del grafito. Es la estructura más estable del carbono. Dentro de cada capa los enlaces C–C son fuertes y la longitud de enlace es 1,42 Å. Los enlaces entre los carbonos de capas distintas son débiles y la distancia es de 3,40 Å.(a) (b)
1,54 Å
1,42Å
3,40 Å
Sólidos moleculares. Son sólidos formados por moléculas covalentes discretas (p.ej. H2O, I2, etc) o por
átomos (p. ej., los gases nobles en estado sólido) unidos mediante fuerzas de Van de Waals.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 77
7.7 Comparacin entre las propiedades de los distintos tipos de slidos_____________________________________________________________________________________________________Tipo de sólido Iónico Metálico Covalente 3D Molecular
Unidad estructural Ion Atomo Atomo Molécula
Enlace entre unidades Enlace iónico Enlace metálico Enlace covalente Fuerzas de Van der Waals
Dureza Duro Amplia gama Duro Blando
Punto de fusión Alto Amplia gama Alto Bajo(600 a 3000 °C) (–39 a 3400 °C) (1200 a 4000 °C) (–272 a 400 °C)
Conductividad Aislante Conductor Aislante o semicond. Aislante
Generalmente se Compuestos de los Metales de la No metales del centro No metales de lapresenta en metales y no metales mitad izquierda derecha
Ejemplos KI, Na2CO3, LiH Na, Zn, bronce Diamante, Si, SiO2 O2, C6H6, H2O_____________________________________________________________________________________________________
7.8 Propiedades de los lquidosViscosidad. La fluidez de un líquido es tanto mayor cuanto menor es su viscosidad. La viscosidad
aumenta con las fuerzas intermoleculares.
Tensión superficial. Las moléculas en la superficie del líquido están menos atraídas por las fuerzas
intermoleculares, por lo que prefieren situarse en el interior (figura 7.7). La tensión superficial mide la
energía necesaria para ampliar la superficie de un líquido.Figura 7.7. Diferencia entre las fuerzas que actúan sobre una molécula dentro del líquido y las que actúan sobre una molécula en lasuperficie. Hay una fuerza resultante hacia el interior de la disolución sobre las moléculas de la superficie. Esta fuerza es la responsable de que las gotas de agua sean esféricas, ya que una esfera tiene un área menor que cualquier otra forma del mismo volumen.
Acción capilar. Las fuerzas que mantienen unido al líquido se denominan fuerzas de cohesión. Las
fuerzas de atracción entre un líquido y otra superficie se denominan fuerzas de adhesión. Las diferencias
de magnitud entre ambas fuerzas son las responsables del menisco producido por un líquido en un
recipiente y de la acción capilar (figura 7.8).
Figura 7.8. a) Como el agua y el vidrio son polares, las fuerzas de adhesión entre ambos son elevadas y mayores que las de cohesión del líquido. Por ello, el agua asciende por los lados de un tubo de vidrio, aumentando así la superficie de contacto. El menisco es cóncavo.b) En cambio, en el mercurio las fuerzas de cohesión son mayores que las de adhesión, por lo que se forma un menisco convexo.c) La acción capilar puede observarse en un tubo de pequeño diámetro.Cuando las fuerzas de adhesión son mayores que las de cohesión, el líquido continúa ascendiendo por los lados del tubo hasta que se alcanza el equilibrio entre las fuerzas de adhesión y el peso del líquido.
(a)
agua
(b)
Hg
(c)
h
BibliografaAtkins, págs. 351–391; Dickerson, págs. 498–537 y 642; Masterton, págs. 311–331; Russell, págs.
247–267; Whitten, págs. 296–339.
Seminarios fuerzas intermoleculares
7.1 Lista los tipos de fuerzas intermoleculares que puede haber entre los pares de moléculas o átomos dados:
a) Cl2, b) Ar, c) HCl, d) HF, e) N2, f) H2O, g) CH4, h) CH2=CH2, i) I2.
7.2 ¿Qué molécula es más polar, BF3 ó PF3? ¿Qué molécula contiene los enlaces más polares? ¿Quien tendrá
el punto de fusión más elevado (piensa en quien tendrá mayores interacciones de Van der Waals)?
7.3 ¿Cuáles de las siguientes sustancias formarán probablemente enlaces de hidrógeno?
78 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
a) HF, b) NH3, c) CH4, d) CH3OH (metanol), e) CH3COOH (ácido acético), f) H3PO4, g) CH3–O–CH3.
7.4 Di qué fuerzas intermoleculares hay que superar para
a) fundir el hielo, b) fundir I2 sólido, c) convertir NH3 líquido en NH3 vapor, d) eliminar el agua de
hidratación de MnCl2⋅4H2O
7.5 ¿Qué sustancia de cada par tendrá probablemente el punto de fusión más elevado?
a) HF y HCl, b)
C C
H
Cl Cl
H
y C C
H
Cl H
Cl, c) CH4 y SiH4, d) HCl y HBr.7.6 Explica por qué el punto de ebullición del H2S es más bajo que el del agua.
7.7 Las masas molares del bromo, Br2, y el cloruro de yodo son casi iguales, 159,8 g/mol y 162,4 g/mol,
respectivamente. Explica el hecho de que la temperatura de ebullición normal del Br2 sea 59 °C inferior a
la del ICl, que es de 97 °C.
sólidos iónicos
7.8 Sabiendo que los radios iónicos de Sr2+y Se 2– son 1,14 y 1,86 Å, respectivamente, predice el tipo de red
en que cristalizará el SrSe.
7.9 ¿A qué se debe que los compuestos iónicos tengan elevados puntos de fusión?
sólidos covalentes
7.10 Compara las estructuras del diamante y del grafito (ver figura 7.5):
a) ¿Qué tipo de modelo (iónico, metálico, covalente ó molecular) describe mejor el enlace dentro de una
capa de la estructura del grafito?.
b) ¿Qué tipo de modelo describe mejor el enlace entre capas en la estructura del grafito?
c) Explica por qué el grafito, al contrario que el diamante, es muy blando, mientras que, como el
diamante, tiene un punto de fusión muy alto.
7.11 Da una explicación estructural al hecho de que el cuarzo es duro, el asbesto fibroso y filamentoso, y la
mica tiene un aspecto laminar.
clases de sólidos
7.12 Clasifica como metálico, molecular, iónico o de red covalente a cada uno de los siguientes sólidos:
a) es no conductor como sólido, pero conduce como líquido.
b) se disuelve en agua para dar una disolución no conductora.
c) funde por debajo de 100 °C en un líquido no conductor.
d) conduce la electricidad en estado sólido.
7.13 Para las siguientes sustancias en estado sólido, di la unidad estructural a partir de la cual se construye el
sólido, el tipo de enlace dentro de la unidad y entre unidades, así como el tipo de sólido:
a) P4, b) C(diamante), c) KBr, d) TiCl4, e) I2, f) K, g) IBr, h) N2, i) H2O, j) Cu, k) CaCO3.
7.14 Distingue, entre las siguientes sustancias, las que serán conductoras de las que serán aislantes en estado
sólido:
a) Na, b) NaCl, c) TiCl4, d) Fe, e) CsCl2.
7.15 Clasifica cada una de las siguientes sustancias como sólido molecular, iónico, covalente o metálico:a) b) c) d) e) f) g)
Sustancia CeCl3 Ti TiCl4 NO2F B MoF6 Se8Punto de fusión (° C) 848 1675 –25 –175 2300 17,5 (406 torr) 217Punto de ebullición (°C) 1727 3260 136 –45,9 2550 35 684Conductor eléctrico en sólido no sí no no no no maloConductor eléctrico en líquido sí sí no no no no malo
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 79
líquidos
7.16 ¿Por qué los líquidos difunden más lentamente que los gases?
7.17 Sugiere una razón para la elevada tensión superficial del mercurio.
Problemas conductividad iónica
7.1 Una disolución de ácido clorhídrico tiene una concentración de 0,100 mol l–1. Se introduce una célula
formada por dos electrodos de platino y se establece una diferencia de potencial de 5,00 voltios entre
ambos electrodos, con lo que se observa la circulación de una corriente eléctrica de 7,82 10–2 amperios
de intensidad. La constante de la célula (l/S) vale 250 m–1. Calcula:
a) la conductividad específica de la disolución, b) su conductividad molar.
7.2 Una disolución de 5,00 10–2 mol l–1 de un ácido HX tiene una resistencia específica (ρ) de 56,4 ohm m a
25ºC. ¿Cuál es la conductividad molar (ΛM) de este ácido?
7.3 Un ácido monoprótico está disociado en un 5,00% en una disolución de 2,00 10–2 mol l–1. Su
conductividad molar a dilución infinita (Λo) es 3,90 10–2 ohm–1 m2 mol–1. Calcula:
a) La conductividad molar (ΛM); b) La conductividad específica (κ).; c) La resistencia específica (ρ).
7.4 La conductividad específica de una disolución de 5,0 10–3 mol l–1 de ácido acético es
1,14 10–2 ohm–1 m–1. Si la conductividad molar límite (Λo) del ácido acético es 3,91 10–2 ohm–1 m2,
calcula el grado de disociación (α) del ácido acético de concentración 5,0 10–3 mol l–1.
7.5 Una disolución contiene 6,00 g de sulfato de magnesio (M = 120,37 g mol–1) por litro de disolución y
tiene una resistencia específica de 1,49 ohm m. Determina el grado de disociación aparente del sulfato de
magnesio en una disolución de dicha concentración. La conductividad molar límite (Λo) del sulfato de
magnesio 2,65 10–2 ohm–1 m2 mol–1.
7.6 La conductividad molar del nitrato de potasio (M = 101,10 g mol–1) a dilución infinita es
1,45 10–2 ohm–1 m2 mol–1. Calcula el grado de disociación aparente del KNO3 en una disolución de
500,0 ml que contiene 5,055 g de sal. La resistencia específica de la disolución es 83,0 10–2 ohm m.
7.7 A 25 °C, la conductividad específica de una disolución saturada de cloruro de plata es
3,41 10–4 ohm–1 m–1. La del agua pura utilizada es 1,60 10–4 ohm–1 m–1. Calcula la solubilidad (en g/l)
del cloruro de plata a dicha temperatura si la conductividad molar es 1,38 10–2 ohm–1 m2 mol–1.
sólidos metálicos
7.8 El aluminio cristaliza en una estructura de empaquetamiento compacto cúbico. Su radio metálico es 1,25
Å (1 Å = 10–10 m) y su masa molar es 26, 98 g mol–1.
a) ¿Cuál es la longitud de una cara de la celdilla unidad?
b) ¿Cuántas celdillas unidad hay en 1 cm3 de aluminio?
c) ¿Cuál es la densidad del aluminio (NA = 6,022 1023 mol–1)?
7.9 El oro cristaliza en una estructura de empaquetamiento compacto cúbico. Su densidad es 19,3 g/cm3 y su
masa molar es 196,97 g mol–1. Calcula su radio metálico (NA = 6,022 1023 mol–1).
Soluciones a los seminarios7.1 Cl2 Ar HCl HF N2 H2O CH4 H2C=CH2 I2
Dipolo–Dipolo si si siFuerzas de London si si si si si si si si siEnlace de Hidrógeno si si
7.2 La molécula de BF3 (triangular plana) es no polar. La molécula de PF3 (pirámide triangular) es polar.El BF3 tiene los enlaces más polares ya que la diferencia de electronegatividad entre sus átomos es mayor.El PF3 tiene mayor punto de fusión, ya que sus moléculas interaccionan mediante interacciones dipolo–dipolo además defuerzas de London.
7.3 a), b), d), e), f). (tienen F, O, o N e hidrógenos con carga parcial positiva).
80 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
7.4 a) b) c) d)Dipolo–Dipolo si si si (ión–dipolo)Fuerzas de London si si si siEnlace de Hidrógeno si si
7.5 a) HF (enlace de hidrógeno); b) el primer isómero (es polar); c) SiH4 (fuerzas de London mayores); d) HBr (fuerzas deLondon mayores, pues su tamaño es mayor).
7.6 Porque no hay enlace de hidrógeno entre sus moléculas.7.7 Las moléculas de ICl son polares mientras que las de Br2 son apolares.7.8 1,14/1,86 = 0,61. Cloruro de sodio (ver tabla 7.3).7.9 Ver teoría
7.10 a) Covalente; b) molecular; c) Es blando porque una capa desliza con facilidad sobre la otra (están unidas por fuerzas de Vander Waals). Tiene alto punto de fusión porque para que se puedan mover con facilidad partículas pequeñas, es necesario vencerlos enlaces covalentes.
7.11 El cuarzo es un sólido covalente tridimensional, el asbesto es monodimensional y la mica bidimensional.7.12 a) iónico; b) molecular; c) molecular; d) metálico.7.13 Unidad, enlace dentro de unidad, enlace entre unidades, tipo de sólido: a) P4, covalente, Van der Waals, sólido molecular; b)
C, ninguno, covalente, sólido covalente tridimensional; c) K+ y Br–, ninguno, iónico, sólido iónico; d) TiCl4, covalente, Vander Waals, sólido molecular; e) I2, covalente, Van der Waals, sólido molecular; f) K, ninguno, metálico, sólido metálico; g)IBr, covalente, Van der Waals, sólido molecular; h) N2, covalente, Van der Waals, sólido molecular; ; i) H2O, covalente, Vander Waals, sólido molecular; j) Cu, ninguno, metálico, sólido metálico; k) Ca2+ y CO3
–, ninguno en Ca2+ y covalente enCO3
–, iónico, sólido iónico.7.14 Serán conductoras a) y d). El resto serán aislantes.7.15 a) iónico; b) metálico; c) molecular; d) molecular; e) covalente; f) molecular; g) molecular.7.16 Porque sus partículas se trasladan más lentamente debido a las mayores fuerzas que las retienen.7.17 Las fuerzas entre átomos (enlace metálico) son relativamente elevadas.
Soluciones a los problemas7.1 a) κ = 3,91 ohm–1 m–1; 7.5 0,509 (50,9 %).
b) ΛM = 3,91 10–2 ohm–1 m2 mol–1. 7.6 αaparente = 0,831.7.2 ΛM = 3,55 10–4 ohm–1 m2 mol–1. 7.7 s = 1,87 10–3 g l–1.7.3 a) ΛM = 1,95 10–3 ohm–1 m2 mol–1; 7.8 a) 3,54 Å, b) 2,26 1022 celdillas unidad/cm3,
b) κ = 3,9 10–2 ohm–1 m–1; c) ρ = 25,6 ohm m. c) 4,05 g/cm3.7.4 α = 0,058 (5,8 %). 7.9 1,44 Å.
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_________________________________________________________________________________________
8 Equilibrios entre sólido, líquido y gas8.1 Equilibrio líquido–gas8.2 El punto crítico8.3 Equilibrio sólido–gas8.4 Equilibrio sólido–líquido–gas, diagrama de fases
_________________________________________________________________________________________
8.1 Equilibrio lquidoÐgasEvaporación y condensación. En un líquido, algunas moléculas tienen una energía cinética suficiente pa-
ra vencer las fuerzas atractivas y pasar a estado gaseoso (figura 8.1). Este proceso se llama evaporación y
su velocidad crece si aumenta la temperatura y si disminuye la energía cinética mínima para ese líquido.
Energía cinética mínima requerida para que las moléculas escapen de la superficie del líquido
Temperatura más baja
Temperatura más alta
Energía cinética de las moléculasFrac
ción
de
las
mol
écul
as c
on
una
ener
gía
ciné
tica
dada
Figura 8.1. Distribución de las energías cinéticas de las moléculas en un líquido a distintas temperaturas. A la temperatura más alta, una fracción mayor de las moléculas tiene la energía necesaria para escapar del líquido, de manera que la evaporación es más rápida a temperaturas superiores.
Moléculas con suficiente energía paraevaporarse a la temperatura más baja
Moléculas con suficiente energía paraevaporarse a la temperatura más alta
+
Una molécula gaseosa puede chocar con la superficie del líquido y ser capturada por ella. Este proceso se
llama condensación y su velocidad crece con la presión parcial del gas. El líquido y el gas correspon-
diente establecen un equilibrio cuando la velocidad de evaporación iguala a la de condensación. Para una
sustancia y temperatura dadas, la presión parcial del gas en el equilibrio es una constante llamada presión
de vapor del líquido (pv). Si la presión parcial del gas es mayor que pv, parte del vapor condensa; si es
menor, parte del líquido se evapora, alcanzándose el equilibrio cuando se igualan ambas presiones.
Los líquidos que se evaporan con facilidad se llaman volátiles y tienen presiones de vapor relativa-
mente altas. La cantidad de calor que debe añadirse a un mol de líquido para evaporarlo a temperatura
constante y a la presión de equilibrio, se llama entalpía molar de vaporización (∆Hvap). En condiciones
termodinámicas normales (p = 1 atm), se llama entalpía molar normal de vaporización (∆H°vap). La
vaporización es siempre un proceso endotérmico, por lo que sus entalpías son siempre positivas.
Ecuación de Clausius–Clapeyron. La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura y
disminuye con la entalpía de vaporización, según la ecuación lnpv(en atm) = –∆H°vap/RT + ∆S°vap/R,
obtenida por Clausius experimentalmente y deducida posteriormente por Clapeyron a partir de las leyes
termodinámicas (ver tema 12). ∆S° es el cambio de entropía (magnitud relacionada con el desorden) al
pasar de un estado al otro.
Ebullición. La ebullición es una forma “violenta” de evaporación que se produce cuando, al elevar la
temperatura, la presión de vapor iguala a la presión total (figura 8.2). La temperatura de ebullición de un
líquido disminuye al disminuir la presión: el agua ebulle a 100 °C a 1 atm de presión, a menos de 100 °C
a presiones inferiores a 1 atm, y a más de 100 °C a presiones superiores a 1 atm. De la ecuación de
Clausius–Clapeyron, se deduce la expresión Te = ∆H°vap/(∆S°vap – Rlnp), donde p es la presión total.
Regla de Trouton. En 1884, Trouton encontró que, para la mayoría de líquidos, la relación entre la
entalpía molar de vaporización y la temperatura normal de ebullición (∆H°vap/T°e) era aproximadamente
92 J K–1 mol–1 (tabla 8.1). Se sabe que ∆H°vap/T°e = ∆S°vap. Es decir, la relación de Trouton es una
82 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Figura 8.2. a) Un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión atmosférica. A la temperatura de ebullición, la evaporación deja de producirse únicamente en la superficie del líquido, y aparecen burbujas de gas en su interior. b) Gráficas de las presiones de vaporde algunos líquidos. El punto normal de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual a 1 atm.
Pres
ión
de v
apor
, atm
1 atm
Temperatura, °C
Tem
pera
tura
no
rmal
de
ebul
lició
n 34
,6 °
C
Tem
pera
tura
no
rmal
de
ebul
lició
n 78
,4 °
CT
empe
ratu
ra
norm
al d
e eb
ullic
ión
100
°C
Eter Etílico Etanol Agua
1200 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110
(b)
Aire
Presión atmosférica
Líquido Vapor
(a)
presión de vaporpresión atmosférica
medida del aumento del desorden al tomar 1 mol de partículas empaquetadas en el estado líquido y
separarlas en el estado gaseoso. Algunos líquidos, como el agua, presentan relaciones ∆H°vap/T°eelevadas porque son sustancias con partículas fuertemente asociadas en el estado líquido (p. ej. mediante
enlace de hidrógeno), es decir, con un estado líquido anormalmente ordenado._____________________________________________________________________________________________________Tabla 8.1. Entalpía molar de evaporación y temperatura de ebullición normales de algunas sustanciasSustancia He Ne Ar Xe HF HCl HBr HI H2O NH3∆H°vap(kJ/mol) 0,08 1,8 6,5 12,6 25,2 17,5 19,3 21,2 40,7 25,1T°eb (K) 4,1 27,1 87,2 166,0 292,8 188,3 206,6 238,0 373,1 239,7∆H°vap/T°e (J/K mol) 19,5 66,4 74,5 75,9 86,1 92,9 93,4 89,1 109,1 104,7
Sustancia CH4 BCl3 Br2 CH3OH C2H5OH C6H6 Hg∆H°vap(kJ/mol) 8,9 23,0 30,7 37,4 42,2 33,9 60,8T°eb (K) 111,6 285,6 331,9 338,1 351,7 353,3 629,7∆H°vap/T°e (J/K mol) 79,7 80,8 92,3 110,9 121,3 96,2 97,5_____________________________________________________________________________________________________
8.2 El punto crticoUn líquido se puede evaporar reduciendo la presión sobre el líquido por debajo del valor de su presión de
vapor. Por contra, un gas se puede licuar un gas comprimiéndolo a una presión por encima del valor de la
presión de vapor del líquido. Sin embargo, cada sustancia tiene una temperatura crítica por encima de la
cual el gas no puede licuarse por compresión (figura 8.3 y tabla 8.2). La diferencia de volumen molar (y
densidad) entre el líquido y el gas, que viene dada por el ancho de la cúpula, se anula a la temperatura
crítica. En el punto crítico, ambas fases se confunden en una sola, llamada a menudo fluido supercrítico.
Figura 8.3. a) Gráfica del volumen molar del CO2 frente a la presión, a varias temperaturas. A temperaturas altas, el gas no licúa al ser comprimido. Su compor-tamiento se asemeja al de un gas ideal (ver figura 6.1). A temperaturas inferiores ala crítica, al comprimir, el gas comienza a licuar. La región central en forma de cúpula es la del equilibrio entre las dos fases (c), líquido y vapor. En ella, alcomprimir la presión permanece constante e igual a la presión de vapor del líquido.A la derecha de la cúpula, todo el CO2 está en estado gaseoso (b) y el volumen disminuye rápidamente al aumentar la presión.A la izquierda de la cúpula, todo el CO2 está en estado líquido (d), por lo que el volumen disminuye muy poco al aumentar la presión.Volumen molar, l/mol
0,07 0,09 0,11 0,13
Pres
ión,
en
atm
71
72
73
74
75
31,5 °C
31,0 °C
30,4 °C
29,9 °C
líquido-gas
gaslíquido
Punto crítico
a b
c
d
(a)
Gas Gas
Líquido Líquido
(b) (c) (d)
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 8.2. Constantes del punto crítico de algunas sustancias corrientesSustancia He H2 Ne N2 O2 CH4 CO2 HCl H2S NH3 H2O Hgpc (atm)a 2,34 13 26,9 34 50,5 46,5 72,8 83,2 90,4 113 218 1036Tc (K)b 5,3 33,2 44 126 154 191 304 325 373 405 657 1735VM,c (cm3 mol–1)c 62 65 90 75 95 72 57 40T°e (K) 4,5 21 27 77 90 109 195d 188 212 240 373 630apc = presión crítica, bTc = temperatura crítica, cVM,c = volumen molar en el punto crítico, dSublima_____________________________________________________________________________________________________
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8.3 Equilibrio slidoÐgasParte de las partículas de un sólido tienen energía suficiente para pasar a gas. Las características de este
equilibrio son similares a las del equilibrio entre líquidos y gases. Por encima de la temperatura crítica, al
no existir estado líquido, un sólido sublima (pasa directamente a gas) y un gas deposiciona La presión de
vapor del sólido depende de la entalpía y entropía de sublimación, y de la temperatura, según la ecuación
lnpv(en atm) = –∆H°sub/RT + ∆S°sub/R. La temperatura de sublimación es el equivalente de la de
ebullición.
8.4 Equilibrio slidoÐgasÐlquidoLa estabilidad del estado líquido frente al estado sólido para una sustancia dada, puede deducirse a partir
de los datos de los equilibrios sólido–gas y líquido–gas, considerando que, a una temperatura dada, el
estado más estable es el que presenta menor presión de vapor (figura 8.4).
Pres
ión
de v
apor
, en
atm
Presión de vapor del sólido
Punto crítico
Temperatura, °C3740,01
218
0,006
Presión de v
apor del l
íquido
Presión Crítica
TemperaturaCrítica
Figura 8.4. Gráficas de presión de vapor para el agua líquida y el agua sólida (por claridad, la gráfica no está a escala). La línea para el líquido se detiene en el punto crítico porque la distinción entre líquido y gas se desvanecea altas temperaturas. Por debajo de 0,01 °C, el estado sólido es más estable, ya que su presión de vapor es menor que la del líquido. Por encima de 0,01 °C, el estado más estable es el líquido.Un sólido funde cuando su presión de vapor iguala a la del líquido, por lo que la temperatura de fusión o congelación es el punto de cruce de las curvas pv–T para ambos estados.
Diagrama de fases. Un diagrama de fases permite determinar el estado más estable para una sustancia a
una presión y temperatura dadas (figura 8.5). El punto triple de un diagrama de fases da las condiciones
en las que podemos tener los tres estados en equilibrio.
Figura 8. 5. Diagrama de fases (no a escala) para a) el agua, b) el dióxido de carbono. Para el CO2, la temperatura de fusión aumenta con la presión. Esta es la situación general para casi todas las sustancias. La anormalidad de la curva de
fusión del agua se debe a que su volumen aumenta al congelar, y se puede explicar mediante el principio de Le Chatelier.
Temperatura, °C Temperatura, °C
Punto crítico
Pres
ión,
atm
3740,01
218
0,006 Gas
LíquidoSólido
0 100
1
Punto triple
a)
Pres
ión,
atm
Punto crítico
31,1–56,6
73
5,1
Gas
LíquidoSólido
-78,2
1
Punto triple
b)
BibliografaAtkins, págs. 365–371; Dickerson, págs. 638–652; Masterton, págs. 301–311; Russell, págs. 273–281;
Whitten, págs. 296–339.
Seminarios8.1 Explica los siguientes hechos:
a) El cloro puede licuarse por compresión a temperatura ordinaria, pero no el hidrógeno.
b) El vapor de agua a 100 °C produce una quemadura mucho más grave que una cantidad equivalente de
agua a la misma temperatura.
c) Un vaso que contiene agua y cubitos de hielo, se humedece en el exterior.
d) ¿Por qué el aire suele ser más seco en verano que en invierno?¿Por qué se dice que la calefacción seca
84 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
el aire?
8.2 Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:
a) La temperatura de ebullición de un líquido cambia al variar la presión atmosférica.
b) La presión de vapor de un líquido se eleva cuando aumenta la superficie del líquido.
8.3 ¿Por qué la temperatura de un líquido desciende cuando se evapora?
8.4 En el monte Everest, ¿hervirá el agua a una temperatura inferior o superior a la normal?
8.5 La figura 8.3 representa la variación del volumen molar del CO2 frente a la presión a diferentes
temperaturas. Describe paso a paso los cambios de presión, temperatura, volumen molar y estado que
observarías si partiendo de una muestra de CO2 en las condiciones correspondientes a a, le haces seguir
el camino a–b–c–d–a.
regla de Trouton
8.6 Aplicando la regla de Trouton, determina cuáles de los siguientes líquidos deben tener fuertes
interacciones intermoleculares y sugiere una explicación:
a) CH3CH2OH (etanol), ∆H°vap = 42 kJ mol–1, T°eb = 352 K; b) H2Se, ∆H°vap = 20 kJ mol–1,
T°eb = 232 K; c) PCl3, ∆H°vap = 31 kJ mol–1, T°eb = 347 K.
diagramas de fases
8.7 Para este ejercicio usa el diagrama de fases del CO2 (figura 8.5(b)). Supón que tienes una muestra de
CO2 a –100 °C y vas aumentando la temperatura progresivamente hasta 50 °C. Di qué cambios de fase
observarás para cada una de las siguientes presiones:
a) 1,00 atm, b) 10,0 atm, c) 100 atm.
8.8 El punto triple del yodo es 114 °C, 90 mmHg. ¿Qué fases están presentes a
a) 120 °C, 90 mmHg?, b) 115 °C, 90 mmHg?, c) 115 °C, 80 mmHg?
8.9 La densidad del benceno sólido es mayor que la del líquido. El punto de fusión del benceno a 20 atm es
a) mayor que a 1 atm, b) menor que a 1 atm, c) igual que a 1 atm.
8.10 ¿Cómo influye la presión en la variación de la temperatura de congelación del agua? ¿Cómo se
aprovecha un patinador sobre hielo de este hecho para lubricar sus cuchillas cuando patina?
8.11 Construye un diagrama de fases aproximado para el O2, a partir de la siguiente información: temperatura
normal de ebullición, 90,18 K; temperatura normal de fusión, 54,8 K; punto triple, 54,34 K (a una
presión de 2 mmHg). La densidad del O2 líquido, ¿es mayor o menor que la del O2 sólido?
8.12 Contesta a las preguntas, usando el diagrama de fases aproximado para el xenon de la figura:
a) ¿En qué fase se encuentra el xenon a temperatura
ambiente y a 1,0 atm de presión atmosférica?
b) Si la presión ejercida sobre una muestra de xenon es
de 0,75 atm, y la temperatura es de –114 °C, ¿en qué
estado está el xenon?
c) Si mides una presión de vapor de una muestra de
xenon líquido y encuentras un valor de 0,5 atm, ¿cuál es
la temperatura de la fase líquida?
d) ¿Cuál es la presión de vapor del sólido a –122 °C?
e) ¿Cuál es la fase más densa, la sólida o la líquida?
Problemas presión de vapor y ecuación de Clausius–Clapeyron
8.1 La entalpía molar normal de vaporización (∆H°vap) del BBr3 vale 34 kJ mol–1, y su entropía molar
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 85
Pre
sión
, atm
Temperatura, °C–115–120
1
0,37Gas
Sól ido
-125
0,5
Punto triple
–105–110
–108–112–1210
Líquido
normal de vaporización (∆S°vap), 95 J K–1 mol–1 (R = 8,3144 J K–1 mol–1). Calcula:
a) La temperatura normal de ebullición aproximada del BBr 3 (el valor real es 364 K).
b) La presión de vapor de equilibrio del BBr 3, a 298 K, usando la ecuación de Clausius–Clapeyron.
8.2 La entalpía molar normal de vaporización (∆H°vap) del metanol vale 37,4 kJ mol–1, y su entropía molar
normal de vaporización (∆S°vap), 110,9 J K–1 mol–1. Calcula:
a) La presión de vapor del metanol, a 298 K (R = 8,3144 J K–1 mol–1).
b) El punto normal de ebullición aproximado.
c) El punto de ebullición para una presión externa de 0,1 atm.
8.3 Aplicando la ecuación de Clausius–Clapeyron, estima la temperatura de cocción en una olla a presión
cuya válvula está ajustada para abrirse cuando la presión interior supere en 1 atm a la exterior.
[∆H°vap(H2O, 298 K) = 44,2 kJ mol–1, ∆S°vap(H2O, 298 K) = 118,8 J K–1 mol–1, R= 8,3144 J K–1
mol–1].
8.4 El tolueno, C6H5CH3, tiene un punto normal de ebullición de 111 °C y su entalpía molar normal de eva-
poración es de 35,9 kJ mol–1. Calcula la presión de vapor del tolueno a 55 °C [R= 8,3144 J K–1 mol–1].
8.5 Con los datos de la tabla, traza una gráfica de presión de vapor contra temperatura para alcohol metílico y
benceno [R= 8,3144 J K–1 mol–1].
a) A partir de esta gráfica, estima la temperatura normal de ebullición de cada líquido.
b) Estima la entalpía molar normal de vaporización, aplicando la ecuación de Clausius–Clapeyron.
Presiones de vapor (en torr) de algunos líquidos 0 °C 25 °C 50 °C 75 °C 100 °CBenceno 27,1 94,4 271 644 1360
Alcohol metílico 29,7 122 404 1126
regla de Trouton
8.6 La regla de Trouton, como se definió originalmente, era una observación empírica de que la entalpía
molar de vaporización dividida por la temperatura normal de ebullición es aproximadamente de 92 J K–1
mol–1. El punto de ebullición del n–octano, C8H18, es 125,7 °C.
a) A partir de estos datos, determina la entalpía molar de vaporización del n–octano.
b) La entalpía normal de formación del n–octano líquido es –250,0 kJ mol–1 y la del gas, –208,4 kJ
mol–1. Calcula la verdadera entalpía de vaporización y compárala con el valor aproximado obtenido.
¿Cuál es el porcentaje de error?.
presión de vapor de agua en gases húmedos
8.7 Se recoge oxígeno sobre agua a 24 °C. El volumen es 880 ml y la presión total, 758 mmHg. Si el agua
tiene una presión de vapor a esa temperatura de 22,4 mmHg (R = 0,0821 atm l K–1 mol–1)
a) ¿cuál es el volumen de oxígeno seco recogido, medido en condiciones normales?.
b) ¿cuántos moles de oxígeno hay?.
c) ¿cuántos moles de vapor de agua hay?.
8.8 Calcula la densidad del CO2 seco y del CO2 saturado de agua, a 1,00 atm de presión total y 22 °C
[presión del vapor de agua a 22 °C, 19,8 mmHg, M(CO2) =44,01 g mol–1, M(H2O) = 18,01 g mol–1].
8.9 Un gas ocupa un volumen de 650 ml cuando se recoge sobre agua a 25 °C y 0,987 atm. ¿Qué volumen
ocupará en las mismas condiciones pero seco?. La presión de vapor del agua a 25 °C es 3,1258 10–2 atm.
8.10 A 20 °C y 0,987 atm, una cantidad de oxígeno seco ocupa 100 ml. La misma cantidad de oxígeno ocupa
105 ml cuando se mide sobre agua a 25 °C y 0,987 atm. Calcula la presión de vapor del agua a 25 °C.
8.11 Una muestra de 0,712 g de CaC2 impuro (M = 64,1 g mol–1) reacciona con agua liberando 195,0 ml de
C2H2 (M = 26,0 g mol–1), medidos sobre agua (presión vapor 1,7 10–2 atm) a 15 °C y 0,984 atm.
Calcula:
86 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
a) El volumen de acetileno seco medido en condiciones normales.
b) La masa CaC2 puro en la muestra y el porcentaje de pureza.
8.12 Calcula el volumen de hidrógeno medido sobre agua a 25 °C y 750 mmHg que se obtiene al calentar
1,520 g de silicio (M = 28,086 g mol–1) en una disolución de hidróxido de sodio. La presión vapor del
agua a 25 °C es 23,8 mmHg.
Soluciones a los seminarios8.1 a) Porque la temperatura crítica del cloro es mayor que la ordinaria, mientras que la del hidrógeno es menor.
b) Porque además del calor que cede el agua hirviendo, puede ceder el calor de vaporización.c) El agua fría enfría el vaso y éste a su vez la atmósfera que le rodea. Al descender la temperatura, la presión de vapor delagua desciende, y si lo hace por debajo de la presión parcial de agua gas que hay en el ambiente, parte del agua gas debecondensar.d) Un aire está “seco” cuando la cantidad de vapor de agua que contiene es pequeña con respecto a la cantidad máxima quepodría contener. En otras palabras, un aire está “seco” cuando la presión de gas agua que contiene es muy inferior a la presiónde vapor del agua a dicha temperatura. Al aumentar la temperatura del aire, la presión de vapor del agua aumenta, y el aire esmás “seco”.
8.2 a) Cierta, un líquido ebulle cuando su presión de vapor alcanza la presión atmosférica; b) Falsa.8.3 Porque sus partículas para pasar a gas deben absorber calor (entalpía de vaporización).8.4 Inferior, ya que la presión es más baja de lo normal.8.5 Al pasar de a a b, el líquido pasa progresivamente a gas, a temperatura constante, aumentando el volumen molar, pero la
presión permanece constante e igual a la presión de vapor del líquido a dicha temperatura. En a tenemos sólo líquido, en bsólo gas, y en los puntos intermedios una mezcla de ambos estados. Al pasar de b a c, aumentamos la temperatura del gas,manteniendo el volumen constante, por lo que la presión aumenta. Al pasar de b a d, comprimimos el gas a temperaturaconstante, por lo que la presión aumenta. En b, c y d, tenemos sólo gas. Al pasar de d a a, enfriamos el gas, manteniendoconstante el volumen, por lo que la presión disminuye. Se pasa de gas a líquido, pero sin ninguna transición de fase, es decir,en ningún momento se observa la existencia de dos fases (líquido y gas) separadas.
8.6 a) 42000/352 = 119; b) 20000/232 = 86; c) 31000/347 = 89. El a) tiene fuertes interacciones intermoleculares. Ello es debido ala existencia de enlace de hidrógeno.
8.7 a) sólido → gas; b) sólido → líquido → gas; c) sólido → gas (fluido supercrítico).8.8 a) gas; b) gas; c) gas.8.9 El punto de fusión del benceno a 20 atm es mayor de 1 atm, ya que un aumento de la presión debe favorecer el estado más
denso, que en este caso es el sólido.8.10 El aumento de la presión desciende el punto de fusión, ya que en el agua es el estado líquido el más denso. La presión de las
cuchillas hace que el hielo se funda bajo ellas y favorece el deslizamiento.8.11 La densidad del O2 líquido es menor que la del O2 sólido. 8.12 a) gas; b) líquido; c) alrededor de –115 °C; d) alrededor de 0,25 atm; e) la fase sólida.
Soluciones a los problemas8.1 a) 370 K; b) pv = 0,10 atm. 8.7 a) V = 783 ml; b) n = 35,0 10–3 moles;8.2 a) pv = 0,173 atm; b) t = 64 °C; c) t = 15 °C. c) n = 1,06 10–3 moles.8.3 118 °C. 8.8 d(CO2 seco) = 1,82 g l–1,8.4 0,1468 atm. d(CO2 saturado de agua) = 1,79 g l–1.8.5 Benceno: a) 79 °C; b) 33,8 kJ/mol. 8.9 629,4 ml.
Alcohol metílico: a) 62 °C; b) 38,2 kJ/mol. 8.10 3,09 10–2 atm.8.6 a) 37 kJ mol–1; b) 41,6 kJ mol–1; 11% de error. 8.11 V = 179 ml; b) m = 0,510 g, 71,8%.
8.12 V = 2,77 l.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 87
_________________________________________________________________________________________
9 Mezclas de sustancias. Disoluciones9.1 Tipos de mezclas9.2 Coloides9.3 Disoluciones9.4 La ley de Raoult y las propiedades coligativas de las disoluciones9.5 Determinación de masas molares9.6 Algunos métodos de separación de mezclas
_________________________________________________________________________________________
9.1 Tipos de mezclasMezclas homogéneas (disoluciones). En una disolución, el soluto (el sólido, líquido o gas que se
disuelve) se dispersa en forma de pequeñas partículas en el disolvente (generalmente un líquido), dando
lugar a una mezcla homogénea a nivel molecular (si se cogen muestras cada vez más pequeñas, su
composición permanece constante hasta escalas moleculares).
Mezclas heterogéneas o groseras (suspensiones). Las partículas son grandes y a veces pueden
observarse incluso a simple vista.
Mezclas coloidales. El tamaño de partícula es intermedio entre una disolución y una mezcla homogénea.
Las partículas son relativamente grandes para que, aunque no se observen a simple vista, dispersen la luz.
Pero son suficientemente pequeñas para que no se depositen con facilidad. Algunas sustancias tienen
moléculas tan grandes que forman necesariamente coloides (coloides moleculares)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.1. Comparación entre las disoluciones, las dispersiones coloidales y las suspensiones
Las partículas son progresivamente mayores
Disoluciones Dispersiones coloidales SuspensionesTodas las partículas son del Las partículas de al menos uno de los Las partículas de al menos uno de lostamaño de los átomos, iones o componentes son grandes grupos de átomos, componentes pueden ser vistas con unpequeñas moléculas (1–10 Å) de iones o de pequeñas moléculas (10–10000Å) microscopio de baja resolución (>10000 Å).
Homogéneas Homogéneas, pero en el límite No homogéneas
Transparentes; no presentan A menudo opacas; pueden ser transparentes No transparentesefecto Tyndall pero presentan efecto Tyndall
Estables a la gravedad Menos estables a la gravedad; el movimiento Inestables a la gravedad; las partículas seBrowniano evita deposición de las partículas depositan
No separables por filtración No separables por filtración Separables por filtración_____________________________________________________________________________________________________
9.2 Coloides_____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.2. Tipos de coloides y ejemplosFase dispersa Fase dispersante(similar al soluto) (similar al disolv.) Nombre común EjemplosSólido en Sólido Sol sólido Algunas aleaciones (como acero y duraluminio),
algunas gemas de colores, plásticos pigmentadosLíquido en Sólido Emulsión sólida Queso, mantequilla, jaleasGas en Sólido Espuma sólida Goma, esponja, piedra pómez, espuma de estirenoSólido en Líquido Soles y geles* Leche de magnesio, pinturas, lodo, CacaolatLíquido en Líquido Emulsión Leche, crema para la cara, mayonesaGas en Líquido Espuma Espuma de afeitar, espuma de cerveza, crema batidaSólido en Gas Aerosol sólido Humo, virus que se transportan por el aireLíquido en Gas Aerosol líquido Niebla, nubes, espray de aerosol* Los geles son soles en los que las partículas sólidas forman una estructura semirrígida que impide que fluyan. Un flan esinicialmente un sol, cuando se mezclan los ingredientes, pero un gel después de enfriarlo._____________________________________________________________________________________________________
88 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Efecto Tyndall. Las mezclas coloidales pueden, si el tamaño de partícula es pequeño, parecer transpa-
rentes como las disoluciones verdaderas, pero pueden distinguirse fácilmente por el efecto Tyndall.
Adsorción. En la superficie de un sólido, los átomos sólo están enlazados a otros átomos del sólido en, y
por debajo de la superficie. Como estos átomos interaccionan en todas las direcciones, muestran
tendencia a interactuar con cualquier cosa que entre en contacto con la superficie. La superficie puede
adsorber iones o moléculas, mediante fuerzas que pueden ser de Van der Waals o de enlace químico.
Una misma cantidad de material tiene mucha más capacidad adsorbente cuando está compuesto de
partículas muy pequeñas, pues posee más superficie. Por ello, los coloides son muy buenos adsorbentes.
También son muy buenos adsorbentes materiales muy porosos como el carbón activo.
Coloides hidrófilos. Los coloides hidrófilos (o liófilos cuando el medio no es agua) poseen una parte
polar que se sitúa en la parte exterior del coloide, de manera que atrae a las moléculas de agua, que de esa
forma rodean al coloide. Ejemplos: proteínas, almidón, jabón.
Coloides hidrófobos. Los coloides hidrófobos (o liófobos) no tienen una parte polar. En disolventes
polares, como el agua, las moléculas de coloide no están protegidas por las del disolvente. Al chocar
directamente entre sí se juntan, dando partículas mayores (disminución de la tensión superficial) y
produciendo finalmente la coagulación del coloide. Los coloides hidrófobos sólo pueden existir en agua
en presencia de emulsificantes, cuyas moléculas son capaces de interactuar con ambas fases.
9.3 Disoluciones_____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.3. Tipos de disoluciones
Soluto Disolvente EjemplosDisoluciones gaseosas
Gas en Gas Aire (mezcla de gases)Líquido en Gas (Si hay gotas presentes, es un sistema coloidal)Sólido en Gas (Si hay partículas presentes, es un sistema coloidal)
Disoluciones líquidasGas en Líquido Gaseosa, ácido clorhídrico, amoníaco en aguaLíquido en Líquido Alcohol en agua, gasolinaSólido en Líquido Sal en agua
Disoluciones sólidasGas en Sólido Aleación de hidrógeno en paladio (hay dudas sobre si son disoluciones verdaderas)Líquido en Sólido Benceno en caucho (cemento de caucho)Sólido en Sólido Aleaciones metálicas
_____________________________________________________________________________________________________
Expresiones de concentración. La tabla 9.4 recoge las formas más comunes de expresar una
concentración, es decir, la cantidad de soluto que hay en una cantidad dada de disolución (o disolvente).
Las cuatro formas primeras se basan únicamente en magnitudes físicas (masa o volumen) y la fracción _____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.4. Formas de expresar la composición de las disoluciones
Disolvente UnidadSoluto o disolución Ecuación* más común
Porcentaje en peso** Masa Masa de disolución %p = 100⋅(mS/m) Sin unidadesPorcentaje en volumen Volumen Volumen de disolución %V = 100⋅(VS/V) Sin unidadesPorcentaje en peso/volumen*** Masa Volumen de disoluciónConcentración másica Masa Volumen de disolución c = mS/V g/lConcentración molar o molaridad Cantidad de sustancia Volumen de disolución cM = nS/V mol/l = MConcentración normal o normalidad Núm. de equivalentes Volumen de disolución cN = eqS/V eq/l = NConcentración molal o molalidad Cantidad de sustancia Masa de disolvente cm = nS/mD mol/kg = mFracción molar Cantidad de sustancia Cantidad de sustancia total XS = nS/n Sin unidades*eqS = equivalentes de soluto, nS = cantidad de sustancia de soluto, mS = masa de soluto, VS = volumen de soluto, mD = masade disolvente, n = cantidad de sustancia de disolución, m = masa de disolución,V = volumen de disolución.**Estrictamente hablando, es un porcentaje en masa, aunque el largo uso ha hecho de “porcentaje en peso” el término normal.***No es en realidad un porcentaje ya que se divide una masa por un volumen. En desuso._____________________________________________________________________________________________________
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 89
molar, en magnitudes químicas (cantidad de sustancia-número de moles). La molaridad y la normalidad
son las formas más habituales en experimentación ya que relacionan la cantidad química de soluto con el
volumen de disolución. La molalidad presenta la ventaja de que no depende de la temperatura.
Solubilidad. La solubilidad es la máxima cantidad de un material que se disolverá en una cantidad dada
de disolvente, a una temperatura dada, para producir una disolución estable. Una disolución es saturada
cuando se ha disuelto, de forma estable, la máxima cantidad de soluto en el disolvente. La concentración
del soluto en la disolución es entonces igual a la solubilidad del soluto. Una disolución es no saturada
cuando la cantidad de soluto es menor que la máxima, y sobresaturada cuando es mayor.
Espontaneidad del proceso de disolución. El proceso de disolución es tanto más fácil cuanto mayor sea:
1) el desprendimiento de calor y 2) el aumento en el desorden. Este segundo factor es a menudo
favorable a la solubilidad, lo que hace que muchos procesos de disolución sean favorables aún cuando
son endotérmicos, o que los gases (donde las fuerzas intermoleculares son poco importantes) se mezclen
entre sí en cualquier proporción. Considerando el primer factor (figura 9.1), la solubilidad se favorece
cuando las atracciones soluto–disolvente son mejores que las soluto–soluto y disolvente–disolvente.
+
Disolvente + soluto
+
Disolvente + soluto expandidos
Disolución
∆H disolución
Figura 9.1. Diagrama que representa los cambios caloríficosen una secuencia teórica de un proceso de disolución. El proceso mostrado es exotérmico, aunque en muchos casos la disolución es un proceso endotérmico.➀ Las partículas del disolvente y del soluto se alejan hasta la distancia media que tendrán en la disolución. Para ello deben vencer las atracciones soluto–soluto y disolvente–disolvente.② Soluto y disolvente se mezclan, con lo que se establecen interacciones soluto–disolvente, que estabilizan la disolución.
Solubilidad de las sustancias moleculares. Cuando disolvemos I2 (soluto no polar) en H2O (disolvente
polar), aunque las interacciones soluto–soluto son relativamente débiles (fuerzas de London), las
interacciones disolvente–disolvente son demasiado fuertes para ser compensadas por las interacciones
soluto–disolvente, por lo que la solubilidad es baja. Sin embargo, el I2 (soluto no polar) es soluble en
CCl4 (disolvente no polar) ya que existen fuerzas débiles entre soluto–disolvente (fuerzas de London)
que son similares a las soluto–soluto y disolvente–disolvente. De igual forma, los alcoholes (polares) son
solubles en H2O (polar). Estas observaciones han dado lugar a la regla semejante disuelve a semejante.
Solubilidad de los sólidos no moleculares. Los sólidos iónicos son insolubles en disolventes no polares.
Su solubilidad en disolventes polares como el agua es muy variable (ver 4.3). Los sólidos covalentes no
se disuelven en agua pues los enlaces covalentes que mantienen la red unida son demasiado fuertes para
ser reemplazados por una atracción con los dipolos del agua. Lo mismo puede afirmarse de los sólidos
metálicos. En las consideraciones realizadas, hemos supuesto que no hay reacción del soluto con el
disolvente. El sodio se “disuelve” en agua porque reacciona con ésta produciendo NaOH que es soluble.
Temperatura, presión y solubilidad. El principio de Le Châtelier predice que un aumento de la
temperatura favorece la solubilidad si el proceso es endotérmico pero la dificulta si es exotérmico.
Muchas disoluciones de sólido o líquido en líquido son endotérmicas (ver por ejemplo tabla 9.5), por lo
que a menudo la solubilidad aumenta con la temperatura tal como puede observarse en la figura 9.2._____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.5. Entalpías de disolución de algunas sustancias en agua, en kJ mol l–1
Sustancia HF(g) HCl(g) HBr(g) HI(g) NH3(g) KNO3(s) KBr(s) KI(s) NaCl(s)∆Hd –61,5 –74,8 –85,1 81,7 –30,5 34,9 19,9 20,3 3,9_____________________________________________________________________________________________________
En una disolución de gas en líquido, el aumento de la presión parcial favorece la disolución, tal como fue
observado en 1803 por W. Henry (1774–1836), quien estableció que la solubilidad de un gas (sgas) en un
líquido es proporcional a la presión parcial del gas (pgas), sgas = K⋅pgas, donde K es una constante que
90 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
depende de la temperatura (tabla 9.6). La disolución de un gas en un líquido es normalmente exotérmica
(ver por ejemplo tabla 9.5), por lo que la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura, tal como
puede observarse en la tabla 9.6.
Figura 9.2. a) Curvas ilustrativas del efecto de la temperatura en las solubilidades de algunas sales en agua. Al elevar la temperatura, mayo- ritariamente la solubilidad aumenta rápida (KNO3), moderada (KBr) o ligeramente (NaCl), pero en algún caso (Na2SO4 anhidro) desciende.b) Curva de solubilidad en el sistema fenol-agua. A 40°C, el fenol es poco miscible con el agua. La miscibilidad aumenta con la temperatura.A más de 66 °C, fenol y agua son miscibles en cualquier proporción.
4
KI
KBr
NaCl
Na SO2
KNO3
Na SO ⋅1
0H O
24
2
CaCl ⋅2H O2
2
CaCl
⋅4H O
2
2
0
20
40
60
80
100
120
140
160
180
200
Solu
bilid
ad e
n gr
amos
por
100
gra
mos
de
agua
Temperatura, °C0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
a)
Miscible
Inmiscible
40
50
60
70
80
66
50 1000T
empe
ratu
ra, °
C
% Fenolx y
b)
Miscible: los dos líquidos dan una disolución.Inmiscible: los dos líquidos se mantienen en fases separadas
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.6. Valores de la constante de la ley de Henry en el agua, en mol l–1 atm–1
Gas 0 °C 20 °C 40 °C 60 °CH2 9,6 10–4 8,1 10–4 7,3 10–4 6,7 10–4
N2 10,3 10–4 7,3 10–4 5,6 10–4 4,86 10–4
O2 22 10–4 14,3 10–4 10,2 10–4 8,7 10–4_____________________________________________________________________________________________________
Velocidades de disolución y cristalización. La velocidad de disolución de un sólido aumenta si se muelen
los cristales grandes, se agita la disolución o se aumenta la temperatura. La velocidad de cristalización
puede ser muy lenta. Así, a veces, al enfriar una disolución saturada de un soluto cuya solubilidad es
mayor a temperaturas altas, se obtiene una disolución sobresaturada. Esta disolución es metaestable y
produce cristales con rapidez si se perturba (agitando, rascando las paredes, etc.) o se introducen
“semillas” (partículas de polvo o de algún cristal).
9.4 La ley de Raoult y las propiedades coligativas de las disoluciones.La ley de Raoult. “La presión de vapor de una sustancia en una disolución es proporcional a su fracción
molar” (figura 9.3). Por ejemplo, la presión de vapor del componente A es pA = XAp*A, donde XA es la
fracción molar del componente A en la disolución y p*A es la presión de vapor de A cuando está puro.
Para una disolución de dos componentes, A y B, la presión de vapor total es pv = pA + pB = XAp*A +
XBp*B.
Figura 9.3. En una disolución de moléculas blancas y negras, no hay tantas moléculas blancas en disposición de abandonar la superficie del líquido. Por ello, la presión de vapor de las moléculas blancas en la disolución debe ser inferior a la que muestran cuando están puras. De esteanálisis, cobra sentido que la presión de vapor de las moléculas blancas enla disolución sea proporcional al número relativo de esas moléculas en la disolución, es decir, a su fracción molar (ley de Raoult).
Disoluciones ideales. La ley de Raoult es una ley aproximada, que corresponde a una visión simplificada
de una disolución. Una disolución ideal es aquella que cumple la ley de Raoult. En una disolución ideal,
la presión de vapor depende linealmente de la fracción molar (figura 9.4).
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 91
Figura 9.4. Gráfica para una diso- lución ideal de dos componentes, de la presión de vapor de la disolución frente a su composición en fracción molar, a temperatura constante.a) Presión parcial del componente B.b) Presión parcial del componente A.c) Presión de vapor de la disolución.
pres
ión
de v
apor
p*(B)
X(B)0 1
(a)
X(A) 01
p*(A)
(b)
X(A) 01
p*(A)
p*(B)
X(B)0 1
(c)
p(B) = X(B) p*(B)
p(A) = X(A) p*(A)
0 0
p = p(A) + p(B)
Disoluciones reales. La ley de Raoult se basa en el modelo ideal mostrado en la fig. 9.3, que supone que
la presencia de moléculas vecinas B, no afecta a la fuerza que retiene a las moléculas de A en el líquido.
Esto sólo es cierto si las interacciones A–A son iguales a las A–B. En disoluciones donde estas
interacciones son muy desiguales entre sí, se producen desviaciones importantes de la ley de Raoult
(figura 9.5).
Figura 9.5. Desviaciones de la ley de Raoult. A trazos se muestra el comportamiento ideal, y en línea contínua el real. Los diagramas de presión de vapor–composición de las disoluciones reales están comprendidos entre aquellos que presentan un mínimo en la curva presión de vapor total–composición, y los que presentan un máximo.a) Desviación negativa. Si la interacción A–B es más fuerte que las interacciones A–A y B–B, entonces la disolución A–B presentará una presión de vapor anormalmente baja. Ejemplo: cloroformo–acetona.b) Desviación positiva. Las interacciones A–A y B–B son más fuertes que las A–B. Ejemplo: tetracloruro de carbono–metanol.
fracción molarApuro
B puro
(a)
pres
ión
de v
apor
(b)
Apuro
B puro
fracción molar
Propiedades coligativas. La presión de vapor de una disolución de un soluto poco volátil (p*S 0) es
siempre inferior a la presión de vapor del disolvente y depende de la concentración del soluto pero no de
su naturaleza (S = soluto; D = disolvente): pv = pS + pD = p*SXS + p*DXD p*DXD = p*D(1–XS). Las
propiedades coligativas de las disoluciones de un soluto poco volátil son aquellas que sólo dependen de
la concentración del soluto (presión de vapor, aumento ebulloscópico, descenso crioscópico y presión
osmótica).
Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico. El descenso en la presión de vapor de una disolución
con soluto no volátil respecto del disolvente produce un aumento en el punto de ebullición y un descenso
en el punto de congelación (figura 9.6), proporcional a la concentración del soluto en la disolución:aumento ebulloscópico ∆Te = Ke cm Ke es la constante ebulloscópicadescenso crioscópico ∆Tc = –Kc cm Kc es la constante crioscópica
Las constantes ebulloscópica y crioscópica dependen del disolvente pero no del soluto (tabla 9.7).
Figura 9.6. Como un soluto no volátil desciende la presión de vapor del disolvente, el punto de ebullición de la disolución se eleva y el punto de fusión desciende con respecto a los puntos correspondientes del disolvente puro. La magnitud del aumento ebulloscópico y del descenso ebulloscópico es proporcional al descenso de la presión de vapor y, por tanto, a la concentración del soluto.
Pres
ión,
atm
Temperatura, K
Gas
Líquido
Sólido
1
Disolvente puro
Disolució
n
∆p descenso de la presión de vapor del disolvente
∆T aumento del punto de ebullición
∆T descenso del punto de fusión
f
f e
T disolvente eT disoluciónfT disolución T disolventee
D
92 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.7. Puntos de fusión y ebullición y constantes crioscópicas y ebulloscópicas de disolventesDisolvente Punto de fusión (°C) Kf (°C/m) Punto de ebullición (°C) Ke (°C/m)Ácido acético 16,6 3,90 118,1 3,07Agua 0,0 1,86 100,00 0,512Benceno 5,48 5,12 80,10 2,53Éter Etílico –116,2 1,79 34,5 2,02Naftaleno 80,2 6,8Nitrobenceno 5,7 7,00 210,88 5,24_____________________________________________________________________________________________________
Presión osmótica. La ósmosis es el proceso espontáneo por el cual las moléculas de disolvente atraviesan
una membrana semipermeable desde la disolución de menor hacia la de mayor concentración de soluto
(fig. 9.7). La diferencia de presión hidrostática entre disolución y disolvente en el equilibrio se llama
presión osmótica, π. A partir de medidas experimentales, se sabe que en disoluciones diluidas, π = cMRT.
Figura 9.7. a) La presión de vapor en el vaso con disolvente es mayor que en el vaso con disolución. El disolvente se evaporará del primero (disolvente puro) y condensará en el segundo (disolución). b) La presión de vapor en la disolu- ción diluída es mayor que en la con- centrada. El disolvente se evaporará de la diluída y condensará en la concen- trada, hasta que las concentraciones se igualen, momento en el que las pre- siones de vapor serán también iguales.c) En los ejemplos anteriores, sólo el disolvente es capaz de transferirse a través del espacio, ya que el soluto no es volátil. El mismo efecto puede conseguirse con una membrana semipermeable que sólo deje atravesar las moléculas de disolvente. Ahora, el disolvente pasará a la disolución hasta que la presión hidrostática compense la diferencia de presiones de vapor.
tiempo
Disolución Disolvente
pv(disolución) pv(disolvente)
tiempo
Disolución concentrada
Disolución diluída
pv(dis. conc.) pv(dis. dil.)
tiempo
(a)
(b)
(c)pv(disolución)
pv(disolvente)
Disolución Disolvente
h
Membrana semipermeable
pv(disolución) + p(hidrost.)
pv(disolvente)
Disociación de electrolitos y propiedades coligativas. Las propiedades coligativas dependen de la
concentración de partículas de soluto en la disolución. Los electrolitos, al disociarse, poseen
concentraciones efectivas mayores que las nominales. El factor de van’t Hoff, i, es la relación entre la
propiedad coligativa real y el valor que se observaría si no hubiese disociación:
i =
∆Τf(real)
∆Τf(si no hay disociación)=
Kfcm(efectiva)
Kfcm(nominal)=
cm(efectiva)
cm(nominal) ∆Τf(real) = Kfcm(efectiva) = iKfcm(nominal)
El valor de i real es a menudo inferior al ideal (tabla 9.8), debido a una disociación parcial (caso de elec-
trolitos débiles) o a asociaciones parciales de iones (caso de electrolitos fuertes), que disminuyen el
número eficaz de partículas (igual que para la conductividad molar de las disoluciones de electrolitos en
7.3)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.8. Factores reales e ideales de van’t Hoff para soluciones acuosas de electrólitos fuertesCompuesto KBr NaCl K2CO3 K2CrO4 K3[Fe(CN)6]i ideal (dilución infinita) 2,00 2,00 3,00 3,00 4,00i real para disolución 0,1 m* 1,88 1,87 2,45 2,39 2,85i real para disolución 1,0 m* 1,77 1,83 2,39 1,95* Estos valores han sido calculados a partir de los descensos crioscópicos, tomando Kf = 1,86 °C/m para el agua._____________________________________________________________________________________________________
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 93
9.5 Determinacin de masas molaresLa medida del cualquiera de las propiedades coligativas de una disolución de un soluto no volátil,
permite en teoría conocer su concentración, y determinar la masa molar desconocida del soluto.
9.6 Algunos mtodos de separacin de mezclas._____________________________________________________________________________________________________Tabla 9.9. Algunos métodos de separación de mezclasSeparación de mezclas heterogéneas
Líquidos inmiscibles Decantación.Sólido y líquido Filtración.Sólidos Extracción de uno de los componentes con un disolvente en condiciones apropiadas
Separación de mezclas homogéneasLíquidos o gases Cromatografía de líquidos o de gasesLíquidos DestilaciónSólido en líquido Extracción de un soluto con otro disolvente en el que sea más soluble
Cristalización por evaporación parcial del disolvente o descenso de la temperaturaPurificación de coloides
Sólido en líquido (soles): Filtración (partículas grandes), ultrafiltración (filtración a presión a través demembranas muy pequeñas), diálisis y electrodiálisis (para soles liófobos)._____________________________________________________________________________________________________
Destilación. La composición de una disolución de dos componentes volátiles, A y B, se relaciona con la
composición del vapor en equilibrio mediante la ley de Dalton de las mezclas gaseosas y de la ley de
Raoult:
YAYB
=pApB
=XAXB
p*Ap*B
YA = fracción molar de A en la fase gaseosa XA = fracción molar de A en la disoluciónYB = fracción molar de B en la fase gaseosa XB = fracción molar de B en la disolución
Obsérvese que si A es el componentemás volátil es decir,p*Ap*B
> 1 , el vapor se enriquece en este componenteYAYB
>XAXB
La relación entre la composición de la disolución y la composición del vapor en equilibrio a una presión
determinada puede darse gráficamente de la forma mostrada en la figura 9.8(a). Como en una destilación
se mide la temperatura de ebullición a presión atmosférica, una forma más útil de presentación es
sustituyendo la presión de vapor por la temperatura de ebullición (figura 9.8(b)).
Figura 9.8. a) Diagrama de presiones de vapor en el que se muestran las composiciones del líquido y del vapor, para una disolución ideal de dos componentes. Una disolución de composición ➀ está en equilibrio con un vapor de composición ➁.
Obsérvese que el vapor se enriquece en el componente más volátil (el de mayor presión de vapor).b) Diagrama de puntos de ebullición a presión constante para el sistema anterior. Lógicamente, el componente de mayor
presión de vapor tiene una menor temperatura de ebullición. La disolución ➀ destila a la temperatura T➀, dando el destilado ➁. La destilación de ➁ produce ➂. Si se repite el proceso varias veces, se puede obtener A con un alto grado de pureza.
Composición del líquidoComposición del vapor
A puro
B puroFracción molar, X o Y
Pres
ión
de v
apor
➀➁
p*B
p*A
a)
Composición del vapor
Composición del líquido
B puroFracción molar, X o Y
Tem
pera
tura
de
ebul
lició
n
➀➁➂
TA
TB
b)
T➀
A puro
El comportamiento descrito corresponde a disoluciones ideales, pero es similar al observado para la
mayoría de disoluciones reales. Sin embargo, en algunos casos, el alejamiento de la idealidad es aprecia-
ble, y aparece un punto azeotrópico, caracterizado por tener composición idéntica del líquido y del vapor
(figura 9.9). Los componentes de una mezcla en el punto azeotrópico no pueden separarse por
destilación.
94 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Figura 9.9. a) Diagrama de puntos de ebullición a presión constante en el que se muestran las composiciones del líquido y del vapor, para una disolución de dos componentes cuya desviación del comportamiento ideal produce el punto azeotrópico ➀. La desviación de la idealidad representada es positiva, tal como la de la figura 9.5(b). La temperatura de ebullición presenta un
mínimo entre ambos componentes. La destilación simple de ➁ produce un destilado ➂, enriquecido en el componente más volátil B. Sin embargo, la destilación simple de ➃ produce el destilado ➄ enriquecido en el componente menos volátil A. De una destilación fraccionada de ➁ se obtiene A puro y la mezcla azeotrópica, mientras que de una destilación fraccionada de ➃ se
obtiene B puro y la mezcla azeotrópica.b) Idem que en el caso anterior, pero ahora la desviación de la idealidad es negativa, tal como la de la figura 9.5(a)). La
temperatura de ebullición presenta un máximo entre ambos componentes.
a) b)
Composición del líquido
Composición del vapor
A puro
B puroFracción molar, Xo Y
➀➁
TB
TA
Composición del vapor
Composición del líquido
A puro
B puroFracción molar, X o Y
Tem
pera
tura
de
ebul
lició
n
TA
TB
Tem
pera
tura
de
ebul
lició
nT➁
➀
T➀
T➃
➂ ➄ ➃
Reparto de un soluto entre dos disolventes inmiscibles. La relación de las concentraciones de equilibrio
de un soluto en dos disolventes inmiscibles viene dado por:
c Ac B
=s As B
= K K = constantede repartoc A = concentración del soluto en A s A = solubilidad del soluto en A
c A = concentración del soluto en A s A = solubilidad del soluto en A
BibliografaAtkins, págs. 393–428; Dickerson, págs. 48–52, 652–665; Masterton, págs. 20–24, 332–360; Russell,
págs. 317–361; Whitten, págs. 340–374.
Seminarios coloides
9.1 Establece la diferencia entre disoluciones y coloides y da ejemplos de cada uno.
9.2 ¿En qué consiste el efecto Tyndall y qué lo ocasiona?
el proceso de disolución
9.3 Explica la importancia de las interacciones soluto–soluto, disolvente–disolvente y soluto–disolvente en la
solubilidad de un soluto en un disolvente. Señala la interacción de menor importancia relativa cuando se
disuelven en agua: a) sólidos y b) gases.
9.4 ¿Por qué no hay disoluciones verdaderas en las que el disolvente sea gaseoso y el soluto sea líquido o
sólido?
9.5 ¿En cuál de los siguientes disolventes será más soluble el I2? ¿En cuál será más soluble el NaCl?
a) H2O, b) CCl4.
9.6 Di en cada caso si crees que el soluto se puede disolver o no en el disolvente especificado:
a) CaCl2 en hexano (C6H14), b) hexano en agua, c) CCl4 en hexano, d) HCl en agua, e) (NH4)2SO4 en
agua.
9.7 Explica el efecto de la temperatura sobre la solubilidad de sólidos y gases en líquidos.
9.8 La entalpía normal de disolución de la urea, (NH3)2CO, en agua es 15,5 kJ/mol. ¿Esperas que el
compuesto sea más o menos soluble en agua cuando se incremente la temperatura?
9.9 Di si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) La solubilidad de un soluto en un disolvente es mayor si se agita y si se encuentra finamente dividido.
b) La presión de vapor de una disolución es menor que la del disolvente puro.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 95
c) El agua y los alcoholes son muy miscibles entre sí porque tienen el mismo tipo de fuerzas
intermoleculares.
propiedades coligativas
9.10 ¿Por qué el agua de mar congela a una temperatura inferior a la del agua dulce? ¿Hervirán a la misma
temperatura?
9.11 ¿Por qué el anticongelante de los coches ayuda a prevenir la ebullición en días calurosos?
9.12 A veces, al abrir bebidas que contienen CO2 disuelto, éstas congelan. Busca una explicación.
9.13 Nadar durante mucho tiempo en agua salina hace que se arrugue la piel de la punta de los dedos. ¿Qué
propiedad coligativa ilustra este hecho?
9.14 Explica en qué se basa el método de ósmosis inversa para la desalinización del agua.
9.15 ¿Cuál es el valor del factor de van’t Hoff, i, para los siguientes electrolitos a dilución infinita?:
a) HCl, b) Ca(OH)2, c) Al2(SO4)3, d) Fe(NO3)3.
9.16 Para una disolución de 0,01 mol l–1 de glucosa (C6H12O6,Mr = 180,16), calcula el aumento
ebulloscópico, el descenso crioscópico y la altura de agua necesaria para compensar su presión osmótica.
De acuerdo al resultado obtenido, ¿cuál crees que es el mejor método para determinar la masa molar? [Ke= 0,512 K mol–1 kg, Kc = 1,86 K mol–1 kg]
destilación
9.17 Observa la figura 9.9(a). De una destilación fraccionada de una mezcla de composición ➁, ¿qué
componentes, y en qué orden, separaríamos?
9.18 ¿Por qué por destilación fraccionada del vino se obtiene alcohol del 96°?
Problemas molaridad
9.1 Preparamos una disolución disolviendo 127 g de alcohol etílico (C2H5OH) en agua suficiente para hacer
1,35 l de disolución. ¿Cuál es la molaridad de ésta?.
9.2 Tenemos una disolución de concentración 0,693 mol l–1 en HCl. Para una determinada reacción
necesitamos 0,0525 mol de HCl. ¿Cuánta disolución deberemos tomar?.
9.3 ¿Qué masa de etanol (CH3–CH2OH) hay en 250 ml de una disolución 0,10 M?
9.4 ¿Cuál es la molaridad de una disolución de Ba(OH)2⋅8H2O que contiene 280 g de sal en 900 ml de
disolución?
9.5 Deseamos preparar 0,150 l de disolución de CuSO4 0,240 M. ¿Qué masa necesitamos de CuSO4⋅5H2O
cristalizado?
molalidad
9.6 Se prepara una disolución disolviendo 1,69 g de NaCl en 869 g de H2O. ¿Cuál es la concentración
molal?.
9.7 ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 se necesitan para preparar 87,62 g de disolución 0,0162 m?.
9.8 Tenemos una disolución que contiene 410,3 g de H2SO4 en 1,000 l de disolución a 20 °C. Si la densidad
de la disolución es de 1,243 g ml–1,
a) ¿cuál es la molalidad de la disolución?; b) ¿cuál es la molaridad de la disolución?.
9.9 En el método de las cámaras de plomo para la fabricación de ácido sulfúrico, éste se produce por la
reacción entre SO3 y agua. El SO3 se obtiene por tostación de piritas o azufre. Si partimos de 5,00 g de
azufre (M = 32,066 g mol –1) y todo el SO3 producido se recoge sobre 600 ml de agua (d = 0,998 g
mol–1) con un rendimiento del 100%, ¿cuál será la molalidad de la disolución obtenida?
fracción molar
96 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
9.10 Calcula la fracción molar de tetracloruro de carbono, CCl4, en una disolución preparada mezclando 64,0
g de CCl4 (M = 153,82 g/mol) con 36,0 g de benceno, C6H6 (M = 78,11 g/mol).
9.11 ¿Qué masa de glucosa, C6H12O6 (M = 180,10 g/mol), debe disolverse en 150,0 ml de agua (d = 1,00 g
ml–1) para que la fracción molar de C6H12O6 sea 0,125?
porcentaje en peso y volumen
9.12 Preparamos una disolución añadiendo agua a 32,86 g de C2H5OH hasta un volumen total de 100,00 ml.
Si la densidad del C2H5OH puro es 0,7851 g ml–1, ¿cuál será la concentración de la disolución,
expresada en porcentaje de C2H5OH en volumen?.
9.13 Al evaporar 20,0 ml de una disolución de KClO3, que pesaban 21,0 g, se ha obtenido un residuo de
KClO3 de 1,45 g. Calcula su concentración molar, molal y en % en peso.
9.14 Calcula:
a) La masa de ácido acético (CH3COOH) que hay en 450 g de una disolución al 10,0% en peso.
b) La masa de (NH4)2SO4 necesaria para preparar 1000 g de una disolución al 7,0% en peso.
9.15 Una disolución de ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,836% g/ml y una riqueza del
98%. ¿Qué masa de ácido hay en 100 ml de dicha disolución concentrada?
9.16 ¿Qué masa de NH4Cl hay en 1,00 ml de una disolución que contiene el 5,00% en peso de NH4Cl y tiene
una densidad de 1,014 g/ml?
9.17 Calcula para una disolución de 54,35 g de KOH en 489,30 g de agua, cuya densidad es 1,087 g/ml:
a) la concentración en % en peso; b) la concentración en g/l; c) la molaridad; d) la molalidad.
relaciones entre distintas formas de expresar la concentración
9.18 Calcula la concentración en g/l de una disolución de H2SO4 del 96% y densidad 1,84 g/ml. ¿Qué
volumen de este ácido contendrá 100 g de H2SO4?
9.19 ¿Cuál es la fracción molar de C2H5OH en una disolución acuosa que al mismo tiempo es 3,86 m en
C2H5OH y 2,14 m en CH3OH?.
9.20 Calcula la densidad de una disolución de MgSO4 en agua que es 1,82 M y del l8% en peso.
9.21 La densidad de una disolución acuosa de K2SO4 0,62 M es l,081 g/ml. Calcula:
a) su concentración en % en peso; b) la fracción molar del K2SO4 en la disolución.
9.22 El ácido sulfúrico concentrado que suele venderse comercialmente es del 95% en peso en H2SO4. Si su
densidad es 1,834 g ml–1, ¿cuál es su molaridad?.
9.23 El ácido nítrico comercial concentrado acostumbra a ser 15,5 M. Si su densidad es 1,409 g ml–1, ¿cuál
será su composición expresada en porcentaje en peso del H2O?.
9.24 Una disolución de HCl al 20,0% en peso tiene una densidad de 1,098 g/ml. Expresa la concentración de
la misma en molaridad, molalidad y fracción molar.
9.25 Calcula la molaridad y molalidad de una disolución concentrada de H2SO4, de densidad 1,824 g/ml y del
92% en peso.
dilución de disoluciones
9.26 ¿Cuál será la concentración molar de una disolución de HNO3 preparada por dilución a 500 ml de 32,0
ml de un ácido concentrado de d = 1,42 g/ml y una riqueza del 69,5%?
9.27 Calcula el volumen necesario de NH3 del 25,0% (d = 0,910 g/ml) para preparar 125 g de disolución al
15,0% en peso.
9.28 Calcula el volumen necesario de HCl concentrado de 36,0% (d = 1,18 g/ml) para preparar l,00 litros de
disolución 2,00 M.
9.29 ¿Qué volumen de disolución de HCl del 36,0% en peso (d = 1,179 g/ml) hay que tomar para preparar
50,0 ml del 12,0%, cuya densidad es 1,053 g/ml?
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 97
9.30 Se dispone de una disolución de H2SO4 98% en peso (d = l,836 g/ml). Calcula el volumen de ácido
necesario para preparar l00 ml de disolución 2,00 M.
mezcla de disoluciones de distinta concentración
9.31 Mezclamos 3,65 litros de NaCl 0,105 M con 5,11 litros de NaCl 0,162 M. Suponiendo que los volúmenes
son aditivos, es decir, que el volumen después de la mezcla es 8,76 litros, ¿cuál será la concentración
molar de la disolución final?.
9.32 Se mezclan 30,00 ml de H2O (densidad 1,000 g ml–1) con 70,00 ml de alcohol metílico CH3OH
(densidad 0,7958 g ml–1). La disolución resultante tiene una densidad de 0,8866 g ml–1. Calcula la
concentración de la disolución, como molaridad, molalidad, porcentaje en peso y porcentaje en volumen
de CH3OH.
9.33 Mezclamos 2,00 litros de ácido sulfúrico del 54,0% en peso y d = 1,435 g/ml con 5,00 litros de una
disolución de ácido sulfúrico 1,25 M y d = 1,069 g/ml. Calcula la molaridad y molalidad de la mezcla,
considerando los volúmenes como aditivos.
9.34 Se añaden 10 g de K2Cr2O7 a 100 g de una disolución de dicromato al 20%. Halla la concentración en %
en peso de la disolución resultante.
9.35 Tenemos dos disoluciones de ácido clorhídrico, una del 36,0% y la otra del 10,0%. Calcula la masa que
hay que tomar de cada una de ellas para preparar 500 g de disolución al 30,0%.
9.36 ¿Qué volúmenes hay que mezclar de una disolución de HCl del 36,0% (d = l,l79 g/ml) y de otra del 5,0%
(d = l,023 g/ml), para preparar 500 ml de disolución al 15,0% (d = l,073 g/ml)?
9.37 Se mezclan 500 ml de ácido sulfúrico del 46%, (d = l,357 g/ml) con l00 ml de ácido sulfúrico del 96%,
(d = l,835 g/ml). Si la densidad de la disolución resultante es 1,463 g/ml, calcula:
a) su concentración en % en peso, b) su volumen total y c) su molaridad.
ley de Henry
9.38 A 20 °C, el oxígeno gaseoso se disuelve en agua según la ley de Henry, con una constante de 1,3 10–3
mol l–1 atm–1. En condiciones atmosféricas normales, donde p(O2)es aproximadamente 0,21 atm,
¿cuántos moles de O2 gaseoso se disuelven en 1 000 ml de agua?
9.39 A 25 °C, el N2 se disuelve en agua según la ley de Henry, con una constante de 7 10–4 mol l–1 atm–1. Si
la presión parcial de N2 es 0,974 atm, ¿cuántos moles de N2 se disolverán en 500 ml de agua?.
9.40 A 20 °C, la constante de Henry para el CO2 (Mr = 44,01) disuelto en agua es 23 10–3 mol l–1 atm–1.
Supón que tenemos una gran cantidad de CO2 gaseoso húmedo en contacto con 1,00 ml de agua líquida a
la presión de 753,6 torr y 20 °C. ¿Qué volumen de CO2 se disolverá en 1,00 ml de agua? A la
temperatura dada, la presión de vapor del agua es 17,54 torr (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1).
ley de Raoult
9.41 El ciclohexano, C6H12 (Mr = 84,162), a 25 °C, tiene una presión de vapor de 0,132 atm, mientras que la
del octano, C8H18 (Mr = 114,232), a la misma temperatura, es de 0,026 atm. ¿Cuál será la presión de
vapor de una mezcla de 120 g de ciclohexano y 80 g de octano, a 25 °C?.
9.42 ¿Cuál es la fracción molar de benceno en una disolución binaria con tolueno cuya presión de vapor a 80
°C es 0,921 atm? A esa temperatura, la presión de vapor benceno es 0,991 atm y la del
tolueno es 0,382 atm.
9.43 A 50 °C, la presión de vapor del benceno (Mr = 78,114) es de 0,366 atm y la del tolueno (Mr = 92,141)
0,122 atm. En una disolución de ambos al 50% en peso, calcula:
a) la presión parcial de cada componente, b) la presión total de la mezcla, c) la composición del vapor en
fracción molar y porcentajes en peso.
9.44 Las presiones de vapor del clorobenceno, C6H5Cl (Mr = 112,559), y del bromobenceno, C6H5Br
98 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
(Mr = 157,01), a 100 °C son, respectivamente, 28,5 y 13,7 mmHg. Si se tiene una disolución de ambos al
50 por ciento en peso a 100 °C, calcula:
a) la presión de vapor parcial de cada compuesto, b) la presión de vapor total de la disolución, c) la
composición en tanto por ciento en volumen y en peso del vapor.
propiedades coligativas
9.45 Calcula la presión de vapor del agua, en una disolución que contiene 171 g de azúcar (C12H22O11),
disueltos en 900 g de H2O, a 25 °C. [La presión de vapor del agua pura, a 25 °C, es 23,8 mmHg].
9.46 ¿Qué masa de glucosa (C6H12O6,Mr = 180,16) debe disolverse en 500 g de agua para que la disolución
resultante tenga una presión de vapor de 0,1959 atm a 60 °C?. La presión de vapor del agua a 60
°C es 0,1966 atm.
9.47 A 23 °C, la presión de vapor del CCl4 puro es 0,132 atm. Supón que disolvemos 2,97 g de I2 en 29,7 g de
CCl4, ¿cuál será la presión de vapor del CCl4 a dicha temperatura? [Mr(I2) = 253,80, Mr(CCl4) = 153,82].
9.48 ¿Cuál será el punto de ebullición de una disolución que contiene 10,83 g de un compuesto orgánico de
masa molar 120 g/mol en 250 g de ácido acético? [Ke(HAc) = 3,07 K kg mol–1; Te(HAc) = 391,0 K].
9.49 Calcula el punto de ebullición normal de una solución que contiene 0,504 g de antraceno (C14H10, Mr =
178,2), disueltos en 42,0 g de benceno [La constante ebulloscópica del benceno (Ke) vale 2,53 K mol–1
kg y su punto de ebullición normal es 80,1 °C].
9.50 Estima el punto de congelación de una disolución en la que se disuelven 15 g de urea, CO(NH2)2 (Mr =
60,056), en 500 g de agua [Kc(H2O) = 1,86 K kg mol–1].
9.51 Calcula el punto de congelación de una solución que contiene 50,0 g de etilenglicol (C2H6O2, Mr = 62,1),
disueltos en 700 g de agua. [La constante crioscópica del agua (Kc) vale 1,86 K mol–1 kg].
9.52 Se disuelven 5,00 g de glucosa, C6H12O6 (Mr = 180,2), en 72,8 g de agua. ¿Cuál será la disminución del
punto de fusión y el aumento del punto de ebullición en esta disolución? [La constante ebulloscópica del
agua (Ke) vale 0,512 K mol–1 kg; la constante crioscópica del agua (Kc) vale 1,86 K mol–1 kg].
9.53 Calcula la presión osmótica de una solución acuosa 0,100 M, a 20 °C [R= 0,0821 l atm K–1 mol–1].
9.54 ¿Cuál será la presión de vapor de una disolución de sacarosa (C12H22O11, Mr = 342,30) en agua que, a
27 °C, tiene una presión osmótica (Π) de 1,41 atm. La densidad de la disolución es l,006 g/ml [pv(H2O,
27 °C) = 26,739 torr, R= 0,0821 l atm K–1 mol–1].
propiedades coligativas de electrolitos
9.55 Calcula la elevación del punto de ebullición de una disolución de 9,99 g de CaCl2 (Mr =110,984) en 162
g de H2O (Ke = 0,512 K mol–1 kg), suponiendo comportamiento ideal.
9.56 El ácido acético, CH3COOH, se disocia en agua dando H+ y CH3COO–. Una disolución 0,100 m de
ácido acético en agua (Kc = 1,86 K mol–1 kg), muestra un punto de solidificación 0,190 °C inferior al del
agua pura. Calcula el grado de disociación (α) del ácido acético.
9.57 Una disolución acuosa que es 0,450 molal en ácido acético congela a –0,85 °C. Halla el grado de
disociación (α) del ácido [Kc(H2O) = 1,86 K kg mol–1].
9.58 El punto de fusión de una disolución de 0,581 g de sulfato de cinc, ZnSO4 (M = 161,45 g/mol), en 0,180
kg de H2O (Kc = 1,86 K mol–1 kg) es –0,0530 °C. Calcula el factor de van’t Hoff (i) para el ZnSO4.
9.59 Calcula la temperatura a la que hervirá una disolución de una sal AB (M = 128,37 g/mol) que contiene 20
g de la misma en 800 g de agua, suponiendo que el factor de van’t Hoff (i) para la sal es 1,44 a dicha
concentración [Ke(H2O) = 0,512 K kg mol–1].
determinación de masas molares
9.60 Si 106,3 g de un compuesto sólido se disuelven en 863,5 g de benceno (C6H6, M = 78,114 g/mol)
disminuyendo su presión de vapor de 98,6 a 86,7 torr, ¿cuál será su masa molar? Supón que no hay
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 99
disociación.
9.61 La constante crioscópica del benceno (C6H6) es 4,90 K kg mol–1. Sospechamos que el selenio es un
polímero del tipo Sex, por lo que disolvemos algo de selenio sólido en benceno y medimos el descenso
del punto de fusión del benceno. Al disolver 3,26 g de selenio en 226 g de benceno, se observa que el
punto de solidificación disminuye en 0,112 °C. Calcula la fórmula molecular del Selenio
[Mr(Se) = 78,96].
9.62 Una solución de un material polímero que contiene 0,0150 gramos de soluto por mililitro de agua, tiene
una presión osmótica de 1,52 10–3 atm, a 25 °C. Calcula la masa molar del polímero [R= 0,0821 l atm
K–1 mol–1].
reparto de un soluto entre dos disolventes inmiscibles
9.63 Se agitan 100 ml de una disolución acuosa que contiene 3,5 g de un soluto en 100 ml de éter etílico. El
soluto es unas 6 veces más soluble en éter que en agua. Calcula:
a) La cantidad de soluto que queda en la disolución acuosa.
b) La cantidad de soluto que queda en la disolución acuosa, si se utilizan para la extracción 500 ml de
éter.
c) La cantidad de soluto que queda en la disolución acuosa, si se utilizan 100 ml de éter pero en 10
extracciones consecutivas de 10 ml cada una.
Soluciones a los seminarios9.1 Ver teoría9.2 Ver teoría9.3 a) Generalmente las fuerzas de cohesión en un sólido son más importantes que en el agua, por lo que las interacciones menos
importantes serán las disolvente–disolvente; b) las fuerzas intermoleculares en un gas suelen ser comparativamente débiles,por lo que las interacciones menos importantes serán las soluto–soluto.
9.4 Pongamos el ejemplo del agua en el aire. La humedad del aire se debe a la presión del vapor de agua disuelto; sin embargoesta mezcla se describe mejor como una disolución de un gas (agua) en otro (aire). La niebla es un dispersión de pequeñasgotas de agua en el aire; sin embargo, la niebla no es una disolución verdadera sino una dispersión coloidal. Todo ello se puedeexplicar por la poca capacidad que tiene un gas de modificar las interacciones soluto–soluto.
9.5 I2 en CCl4; NaCl en H2O.9.6 a) no (soluto iónico en disolvente no polar); b) no (soluto no polar en disolvente polar); c) si (soluto no polar en disolvente no
polar); d) si (soluto polar en disolvente polar); e) si (soluto iónico en disolvente polar).9.7 Ver teoría.9.8 Más soluble, ya que su disolución es endotérmica.9.9 a) Falso, sólo aumenta la velocidad de la disolución, no la cantidad que se disuelve. b) Falso, sólo si la presión de vapor del
soluto es menor que la del disolvente. c) Verdadero.9.10 Por el descenso en la temperatura de congelación que provocan las sales disueltas. b) No, se producirá un aumento de la
temperatura de ebullición.9.11 Un anticongelante desciende la temperatura de congelación, pero, en correspondencia, aumenta también la temperatura de
ebullición.9.12 Al escapar el CO2, desciende la concentración de soluto, y, por tanto, la temperatura de congelación aumenta.9.13 Presión osmótica.9.149.15 a) i = 2; b) i = 3; c) i = 5; d) i = 4.9.16 ∆Te = 5,12 10–3 K, ∆Tc = 18,6 10–3 K, π= 0,240 atm. La medida de la presión osmótica es el mejor método para determinar
la masa molar, ya que da la mayor precisión.9.17 Primero ➀ y luego A puro.9.18 Porque forma un azeótropo.
Soluciones a los problemas9.1 2,04 mol l–1. 9.35 115 g de la del 10% y 385 g de la del 36%.9.2 0,0758 l. 9.36 147 ml de la disolución al 36,0% y9.3 1,15 g. 355 ml de la disolución al 5,0%.9.4 0,986 M 9.37 a) 57%; b) 589 ml; c) 8,5 M.9.5 8,98 g. 9.38 n(O2) = 2,7 10–4 mol.
100 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
9.6 0,0333 mol kg–1. 9.39 3,41 10–3 mol.9.7 0,488 g. 9.40 V = 0,541 ml.9.8 a) 5,02 m; b) 4,183 M. 9.41 pv = 0,097 atm.9.9 0,260 mol kg–1. 9.42 xbenceno = 0,886.
9.10 X(C6H6) = 0,474. 9.43 a) p(benceno) = 0,198 atm, p(tolueno) = 0,056 atm;9.11 214 g. b) p = 0,248 atm; c) X(benceno) = 0,54, X(tolueno) = 0,46;9.12 41,85 % en volumen. d) X(benceno) = 0,78, X(tolueno) = 0,22,9.13 cM = 0,592 M, cm = 0,605 m, c%en peso = 6,90%. c%peso(benceno) = 75%, c%peso(tolueno) = 25%.9.14 a) 45,0 g; b) 70 g. 9.44 a) p(C6H5Cl) = 16,6 mmHg, p(C6H5Br) = 5,72 mmHg;9.15 180 g. b) p = 22,3 mmHg;9.16 0,0510 g. c) C6H5Cl: c%peso = 67,6%, c%volumen = 74,4%,9.17 a) c%en peso = 10,0% en peso; b) c = 109 g/l; C6H5Br: c%peso = 32,4%, c%volumen = 25,6%.
c) cM = 1,94 M; d) cm = 1,98 m. 9.45 pv = 23,6 mmHg.9.18 c = 1,77 103 g/l, V = 57 ml. 9.46 18 g.9.19 X= 0,0628. 9.47 pv = 0,124 atm.9.20 d = 1,2 g/ml. 9.48 Te(disolución) = 392,1 K.9.21 a) c% = 10% en peso; b) Xs = 11 10–3. 9.49 Te = 80,3 °C.9.22 18 M. 9.50 tc = –0,93 °C.9.23 30,7%. 9.51 Tc = –2,14 °C.9.24 cM = 6,02 M, cm = 6,86 m, Xs = 0,109. 9.52 ∆Tc = –0,711 K, ∆Te = 0,195 K.9.25 cM = 17,1, cm = 117 m. 9.53 Π = 2,45 atm.9.26 cM = 1,00 mol l–1. 9.54 p = 26,71 torr.9.27 82,4 ml. 9.55 ∆Te = 0,855 °C.9.28 170 ml. 9.56 α = 0,021.9.29 14,8 ml. 9.57 α = 0,016.9.30 10,9 ml. 9.58 i = 0,84 (valor teórico 2,00).9.31 0,138 mol l–1. 9.59 Te = 373,322 K.9.32 17,99 M, 57,96 m, 65,00 % en peso y 9.60 M = 70,1 g mol–1.
72,41 % en volumen. 9.61 Se8.9.33 3,15 M, 3,37 m. 9.62 M = 2,41 105 g mol–1.9.34 27% en peso. 9.63 a) 0,50 g; b) 0,11 g; c) 0,032 g.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 101
_________________________________________________________________________________________
10 Termoquímica y espontaneidad10.1 Calores químicos10.2 Primer principio de la termodinámica10.3 El primer principio y las reacciones químicas10.4 Espontaneidad y equilibrio10.5 Energía libre y espontaneidad de las reacciones químicas
_________________________________________________________________________________________
10.1 Calores qumicosCalor. El calor es la energía que se transfiere como resultado de una diferencia de temperatura entre un
sistema y sus alrededores. Una reacción es exotérmica cuando desprende calor al ambiente y endotérmica
cuando lo toma de él. A menudo de distingue entre calor a presión constante (qp), cuando el proceso se
realiza manteniendo la presión constante y dejando variar el volumen, y calor a volumen constante (qV),
cuando se mantiene constante el volumen. Un procedimiento usual para medir el calor de una reacción es
por medio de un calorímetro.
Capacidad calorífica. La capacidad calorífica (C) de una sustancia es el calor que se ha de suministrar a
una cantidad específica para aumentar su temperatura una unidad. Se suele distinguir entre capacidad
calorífica a presión constante, Cp = (dq/dT)p y capacidad calorífica a volumen constante, CV = (dq/dT)V.
La capacidad calorífica específica (c) es la capacidad calorífica por unidad de masa. La capacidad
calorífica molar (CM) es la capacidad calorífica por unidad de cantidad de sustancia (tabla 10.1)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 10.1. Capacidades caloríficas molares de algunas sustanciasSustancia Al(s) Ag(s) AgCl(s) Au(s) Cu(s) H2(g) H2O(l) N2(g) NH3(g)CM,p(J K–1 mol–1) 24,3 25,4 50,8 25,4 24,4 28,8 75,3 29,1 35,1_____________________________________________________________________________________________________
10.2 Primer principio de la termodinmicaEnergía interna. Se llama energía interna de un sistema a la energía total (cinética + potencial) de todas
las partículas que lo componen. Un sistema puede intercambiar energía (calor o trabajo) con el resto del
universo (sus alrededores). Como la energía no se puede crear ni destruir (ley de conservación de la
energía), cuando un sistema intercambia calor o trabajo con sus alrededores, su energía interna se
modifica, de forma que ∆E = q + w. La energía interna de un sistema aislado (que no intercambia ni
materia ni energía con sus alrededores) es constante._____________________________________________________________________________________________________Tabla 10.2. Convenio de signos. + – Energía interna (∆E) aumenta disminuyeCalor (q) dado al sistema cedido por el sistemaTrabajo (w) hecho sobre el sistema hecho por el sistema_____________________________________________________________________________________________________
La energía interna de una sustancia depende del estado físico (gas, líquido o sólido), de la temperatura, y
de la presión que experimenta. Depende además de la cantidad de sustancia (es una propiedad extensiva).
La energía interna es una propiedad de estado, es decir, una propiedad independiente de cómo se preparó.
El calor absorbido o desprendido en una reacción química no es una propiedad de estado ya que
depende de la manera en la que se realiza la reacción. Si el único trabajo que hace el sistema es en forma
de expansión, para una reacción a presión constante, qp = ∆E + p∆V (donde p∆V es el trabajo de
expansión a presión constante) y para una reacción a volumen constante, qV = ∆E.
Estado normal. En la tabla 10.5 se recogen las condiciones en las que se considera que una sustancia está
en estado termodinámico normal. Los valores normales de denotan con el símbolo °. Así la entalpía
normal de una reacción se denota ∆Η°. La temperatura del estado normal puede ser cualquiera, pero si no
102 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
se especifica, se supone que es 25 °C (298,15 K).
Entalpía. Se puede definir una nueva propiedad llamada entalpía (H) como H = E + pV. La entalpía es
también una propiedad de estado. El cambio de entalpía (∆H) de un sistema es igual al calor
intercambiado a presión constante, ∆H = ∆E + p∆V = qp.
10.3 El primer principio y las reacciones qumicasLa ley de Hess. Hess (1802–1850) observó que el calor que interviene en una reacción química es
independiente de la forma en que ésta se realice. La ley de Hess significa que los calores son aditivos
(siempre y cuando las reacciones se realicen en las mismas condiciones de presión y temperatura). La ley
de Hess es una consecuencia directa del primer principio de la termodinámica.
Aplicaciones de la ley de Hess. La ley de Hess puede aplicarse al cálculo mediante ciclos
termodinámicos de entalpías de procesos ficticios o de procesos no realizables en el laboratorio.
Las entalpías de algunos tipos de reacciones son muy utilizadas en cálculos termoquímicos, por lo
que reciben nombres especiales: entalpía de formación de una sustancia, entalpía de red de un sólido
iónico, entalpía de sublimación o de fusión de un sólido, entalpía de vaporización de un líquido, entalpía
de solvatación de un ión, entalpía de disolución de una sustancia en otra, etc._____________________________________________________________________________________________________Tabla 10.3. Entalpías normales molares de combustión de algunas sustancias a 25° C*Sustancia acetileno benceno carbono monóxido de carbono etanol glucosa hidrógenoFórmula C2H2(g) C6H6(l) C(s), grafito CO(g) C2H6O(l) C6H12O6(s) H2(g)∆HC° (kJ mol–1) –1300 –3268 –394 –283 –1368 –2808 –286
Sustancia metano metanol octano propano tolueno ureaFórmula CH4(g) CH4O(l) C8H18(l) C3H8(g) C7H8(l) CH4ON2(s)∆HC° (kJ mol–1) –890 –726 –5471 –2220 –3910 –632* El carbono se convierte en CO2(g), el hidrógeno en H2O(g) y el nitrógeno en N2(g)._____________________________________________________________________________________________________
10.4 Espontaneidad y equilibrioEspontaneidad. Un proceso espontáneo es un proceso que tiene una tendencia natural a producirse sin
tener que ser realizado por una influencia externa. El proceso reverso a un cambio espontáneo es no
espontáneo. El punto en el que cambia el sentido de la espontaneidad es el punto de equilibrio.
Principio de Le Châtelier. “Cuando un sistema en equilibrio se somete a una acción de cualquier
naturaleza, el sistema se desplaza hacia una nueva condición de equilibrio, de forma que se opone a dicha
acción”.
Segundo principio de la termodinámica. “No se puede transferir calor desde un objeto frío a un objeto
caliente sin consumir trabajo para realizar la experiencia” o “El trabajo puede convertirse completamente
en calor, pero el calor no puede convertirse completamente en trabajo”. Otra formulación alternativa es
que “en todo proceso real espontáneo, el desorden del universo aumenta”. Para medir el desorden, se creó
una magnitud llamada entropía (S).
Boltzmann (1844–1906) propuso una fórmula para calcular la entropía: S = (R/NA) ln W, donde W
es el número de formas equivalentes de construcción del sistema. En un cristal perfecto de partículas
indistinguibles e inmóviles, W = 1, es decir S = 0, lo que permite calcular entropías absolutas.
La entropía (tabla 10.4) aumenta al pasar de líquido a gas. La entropía aumenta al disolver un
sólido o líquido en agua u otro disolvente, pero disminuye al disolver un gas en agua u otros disolventes. _____________________________________________________________________________________________________Tabla 10.4. Entropías normales molares de algunas sustancias a 25° CSustancia H2O(l) H2O(g) NaCl(s) NaCl(aq) HCl(g) HCl(aq) NaCl(s) MgCl2(s) AlCl3(s)S° (J K–1 mol–1) 69,9 188,7 72,4 115,4 186,7 55,2 72,4 89,5 167
Sustancia CuSO4(s) CuSO4⋅H2O(s) CuSO4⋅3H2O(s) CuSO4⋅5H2O(s)S° (J K–1 mol–1) 113 150 225 305_____________________________________________________________________________________________________
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 103
La entropía aumenta en un sólido iónico con el número de iones por unidad. En una sustancia hidratada
aumenta con el número de moléculas de hidrato.
10.5 Energa libre y espontaneidad de las reacciones qumicasPrincipio de Berthollet. Berthollet propuso en 1878 que “todo cambio químico que se produce sin la
intervención de energía externa tiende hacia la formación de la sustancia o sustancias que liberan mayor
energía”. En otras palabras, las reacciones espontáneas son exotérmicas. Sin embargo, muchos procesos
espontáneos son endotérmicos, por lo que el principio de Berthollet no es válido.
Energía libre. Es el segundo principio de la termodinámica el que permite conocer el sentido de
espontaneidad de una reacción química. En cualquier proceso espontáneo ∆Suniverso = ∆Ssistema +
∆Salrededores > 0. Gibbs (1839–1903) demostró que, a presión y temperatura constantes, ∆Salrededores =
–∆Hsistema/T. Por lo tanto, a presión y temperatura constantes, un proceso espontáneo se caracterizará por
–T∆Suniverso = ∆Hsistema– T∆Ssistema < 0. Si se define una nueva propiedad llamada energía libre (G)
como G = H–TS, entonces –T∆Suniverso = ∆Hsistema– T∆Ssistema = ∆Gsistema. La energía libre es una
propiedad de estado cuyo cambio para un proceso indica si éste es o no es espontáneo. En todo proceso
espontáneo, a presión y temperatura constantes, la energía libre desciende (∆G < 0). Un sistema alcanza
el equilibrio cuando G llega a su valor mínimo (∆G = 0). De acuerdo a la expresión para la energía libre,
un proceso será tanto más probable que sea espontáneo cuanto más exotérmico sea y cuanto mayor
aumento del desorden produzca.
La energía libre normal (G°) es la energía libre en condiciones normales. La energía libre molar es
la energía libre por mol de sustancia. Al igual que en el caso de las entalpías, podemos hablar de energía
libre de formación de una sustancia, energía libre de sublimación o de fusión de un sólido, energía libre
de vaporización de un líquido, etc.
Sustancias termodinámicamente inestables. Una sustancia se dice que es termodinámicamente inestable
respecto de sus elementos cuando el proceso de descomposición en ellos es espontáneo, es decir, cuando
∆Gf es positivo. Así, el benceno en condiciones normales y a 25°C es termodinámicamente inestable
respecto de sus elementos:
C6H6(l) 6C(s) + 3H2(g) ∆G° = –124 kJ
6C(s) + 3H2(g) C6H6(l) ∆Gf° = +124 kJ
Dependencia de la energía libre de la presión. Se puede demostrar que, en condiciones distintas a las
normales, a temperatura constante, G = G° + RTlnp/p°. En general, para un proceso
aA + bB cC + dD ∆G = ∆G° + RTlnQ
donde Q es igual a la relación de actividades y recibe el nombre de cociente de reacción.
Q =aC
c aDd
aAa aB
ba = actividad =
pp° =
cc° (cuando el comportamiento es ideal)
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 10.5. Estados normales y actividades en tabulaciones de energía libre y cálculos de constantes de equilibriotermodinámicasSustancia Estado normal Actividad ideal, a = p/p° = c/c°Gas puro o en una mezcla Presión parcial del gas 1 atm Numéricamente igual a la presión parcial en atmLíquido o sólidos puros Líquido o sólidos puros a 1 atm Igual a 1Disolvente en una disolución diluidaDisolvente puro Aproximadamente igual a 1Soluto Disolución 1 M del soluto Numéricamente igual a la concentración molar
del soluto en mol/l_____________________________________________________________________________________________________
Trabajo máximo distinto al de expansión. Puede demostrarse que la energía libre representa el trabajo
máximo distinto al de expansión que puede realizar de forma espontánea un sistema: ∆G = wmáx.
104 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
BibliografaAtkins, págs. 187–228 y 588–615; Dickerson, págs. 538–610; Masterton, págs. 114–147, 393–417;
Russell, págs. 517–542; Whitten, págs. 430–466.
Seminarios10.1 Escribe la reacción de formación de cada compuesto:
a) Al2O3(s), b) TiCl4(l), c) Mg(OH)2(s), d) NH4NO3(s).
10.2 ¿Es lo mismo un proceso rápido que un proceso espontáneo?
10.3 Señala, en las siguientes parejas de elementos, el de mayor entropía:
a) una baraja en un paquete o las mismas cartas extendidas sobre una mesa.
b) dióxido de carbono, agua, compuestos de nitrógeno y minerales o el árbol crecido a partir de ellos.
c) una sustancia sólida o la misma sustancia en disolución.
d) agua líquida o agua gas, a 100 °C.
e) 1 mol de XeO4 sólido o 1 mol de Xe gaseoso más 2 moles de O2 gaseoso.
10.4 Predice el signo de la variación de entropía en las siguientes reacciones:
a) 2 C O (g) +O2(g)→ 2 C O2(g) ; b ) M g (s) +C l2(g) →M g C l2(s) ;c ) C H4(g)+ 2 O2(g)→ C O2(g) +2 H2O (l)
10.5 ¿Un proceso exotérmico es siempre espontáneo?
10.6 Una misma cantidad de calor desprendida por el sistema produce un aumento menor en el desorden de
“los alrededores” a altas temperaturas que a bajas (∆Salrededores = –∆Hsistema/T). Explica este hecho.
10.7 Señala la afirmación correcta para el proceso C(s) + O2(g) CO2(g) a una temperatura y en unas
condiciones dadas en las que ∆G es –42 kJ mol–1.
a) El sistema se encuentra en equilibrio.
b) Se formará CO2(g) espontáneamente.
c) El CO2(g) se descompondrá espontáneamente.
10.8 Señala qué enunciados son correctos:
a) En todos los procesos espontáneos, los sistemas tienden al máximo de entropía.
b) En todos los procesos espontáneos, los sistemas tienden al mínimo de energía.
c) Todos los procesos espontáneos son exotérmicos.
d) Las reacciones con ∆H° positivo y ∆S° positivo nunca pueden ser espontáneas.
10.9 a) Una disolución acuosa de iones calcio, ¿tendrá mayor entropía antes o después de hidratarse los iones
con agua?¿Por qué se hidratan entonces los iones?
b) Un mol de agua, ¿tendrá mayor entalpía antes o después de evaporarse?¿Por qué se evapora entonces?
10.10 Suponiendo que una reacción alcanza su equilibrio a 200°C, y que su entalpía normal de reacción es
+100 kJ, y considerando el efecto de la temperatura sobre la energía libre, muestra cuándo se favorece la
formación de más productos y cuándo la de más reactivos si se cambia la temperatura de repente a (a)
205 °C y (b) 195°C. Asume que la entalpía y la entropía de la reacción no cambian.
Problemas capacidad calorífica
10.1 Si hacen falta 4,18 J para calentar una pepita de oro que pesa 18,69 g de 10,0 a 27,0°C, ¿cuál será la
capacidad calorífica específica del oro?
10.2 ¿Cuál es la capacidad calorífica molar del aluminio (M = 26,98 g mol–1) si su capacidad calorífica
específica es 0,902 J g–1 K–1?
calor, energía interna y entalpía
10.3 En la formación del pentafluoruro de rutenio sólido (Mr = 196,02), se ha medido una ∆Ef° de –1721 kJ
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 105
mol–1. ¿Cuál es su entalpía normal de formación? (R = 8,3144 J mol–1 K–1)
10.4 Calcula el calor que se desprende a presión constante al reaccionar 1,00 g de hidrógeno según la
reacción:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ∆H = –484,0 kJ
10.5 ¿Qué cantidad de calor se desprenderá al quemar 25 litros de hidrógeno (p = 1 atm, 25 °C), suponiendo
que se condensa todo el vapor de agua producido en la reacción 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l), si la ∆H°
es –572 kJ?
10.6 Se queman 1,17 g de benceno líquido (M = 78,114 g mol–1) en una bomba calorimétrica a volumen
constante. El calor desprendido a 25 °C es –49,06 kJ. Calcula la entalpía de combustión del benceno (R =
8,3144 J mol–1 K–1).
ley de Hess
10.7 Dado que la entalpía de formación del CO2(g) es –393,8 kJ mol–1, y que la de formación de CO(g) es
–103,0 kJ mol–1, calcula la entalpía para CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g).
10.8 Calcula la entalpía de formación del acetaldehido líquido (CH3CHO(l)) sabiendo que su entalpía de com-
bustión es –1170 kJ y que las entalpías de formación del CO2(g) y H2O(l) son respectivamente –393 y
–286 kJ.
10.9 Calcula la entalpía normal de formación de Fe2O3(s), a partir de los siguientes datos:
3C(s) + 2Fe2O3(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) ∆H° = 460 kJ
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H° = –394 kJ
10.10 Dado que el calor de combustión del azúcar, C6H12O6(s) (Mr = 180,16) es 15,7 kJ g–1, el calor de
combustión del etanol, C2H5OH(l) (Mr = 46,07) es 29,8 kJ g–1, calcula el calor producido en la reacción
de fermentación C6H12O6(s) 2C2H5OH(l) + 2CO2(g)
10.11 Calcula la energía media de enlace del SnCl4, si para el SnCl4(l) su entalpía de formación (∆Hf°) es –534
kJ mol–1. La energía de enlace del Cl2 es 238 kJ mol–1 y las entalpías de vaporización son 301 kJ mol–1
para el Sn(s) y 133 kJ mol–1 para el SnCl4(l).
10.12 Calcula la energía media del enlace (a) N–O en NO y (b) N–H en NH3, teniendo en cuenta las siguientes
entalpías normales de formación: ∆Hf°(H(g)) =218, ∆Hf°(N(g)) =472, ∆Hf°(O(g)) =248,
∆Hf°(NH3(g)) = –11, ∆Hf°(NO(g)) = 90 kJ mol–1.
10.13 Sabiendo que las entalpías de formación (∆Hf°) para CaO(s), CaC2(s) y CO(g), son respectivamente
–636, –61 y –111 kJ mol–1, calcula la cantidad de calor necesaria para obtener una tonelada de carburo de
calcio (M = 64,10 g mol–1) a partir de óxido de calcio y carbono, según el proceso
CaO(s) + 3C(s) CaC2(s) + CO(g)
10.14 Utiliza las siguientes entalpías de reacción para calcular la entalpía de formación del NO.
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l) ∆H° = –1170 kJ
4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(l) ∆H° = –1530 kJ
entalpía, entropía y energía libre
10.15 Un cuerpo humano genera energía a una velocidad de unos 100 W (1 W = 1 J/s). ¿Qué aumento de
entropía de tus alrededores generas cada día, suponiendo una temperatura de 20°C?
10.16 Calcula, para la reacción 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g)
a) las variaciones de entalpía y de entropía en la reacción, sabiendo que ∆Hf°(SO2(g)) = –296,06 kJ
mol–1; ∆Hf°(SO3(g)) = –395,18 kJ mol–1; ∆Sf°(SO2(g)) = 11,7 J mol–1K–1; ∆Sf°(SO3(g)) = –83,2 J
mol–1K–1.
b) la temperatura a la que, en condiciones normales, se establece el equilibrio (suponiendo ∆H° y ∆S°
invariables con la temperatura).
106 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
10.17 La síntesis de amoníaco tiene lugar según la ecuación N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
a) Calcula ∆G° a 25°C y 1 atm, sabiendo que ∆Gf°(NH3(g)) = –16,63 kJ mol–1.
b) ¿Es una reacción espontánea en dichas condiciones?
c) ¿Cuál es el valor de ∆G para la reacción inversa?
10.18 Sea la reacción CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)
a) Calcula ∆G° sabiendo que ∆Gf°(CH4(g)) = –50,79 kJ mol–1, ∆Gf°(CO2(g)) = –394,38 kJ mol–1,
∆Gf°(H2O(l)) = –237,19 kJ mol–1.
b) ¿Es esta reacción espontánea en condiciones normales?
c) ¿Cómo puede explicarse el hecho de que los gases metano y oxígeno puedan permanecer mezclados
durante largos períodos de tiempo sin reacción detectable?
10.19 Se vaporiza 1,00 mol de benceno, C6H6, a su temperatura de ebullición y a la presión constante de 1,0
atm. El calor de vaporización medido en un calorímetro a presión constante es 30,54 kJ mol–1. El punto
normal de ebullición del benceno, a 1,0 atm, es 80°C.
a) Calcula ∆H°, ∆G° y ∆S° para este proceso, a la temperatura de ebullición del benceno.
b) Calcula ∆Ε° para el proceso, suponiendo que el vapor de benceno es un gas ideal.
10.20 Calcula ∆G,para la reacción 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g), si la energía libre normal
(∆G°298) es –957,4 kJ mol–1, la temperatura es 298K, y las presiones parciales de los componentes son
0,1 atm para NH3, 10 atm para O2, 2,0 atm para NO y 1,0 atm para H2O (R = 8,3144 J mol–1 K–1).
máximo trabajo útil
10.21 Se lleva a cabo, a 298 K, la reacción A → B, cuyo volumen no varía a presión constante (no hay trabajo
de expansión).En una primera experiencia, la reacción se realizó de tal forma que no produjo ningún
trabajo útil. El calor desprendido fue de 41,84 kJ mol –1. En una segunda experiencia, la misma reacción
se realizó de forma que produjo la máxima cantidad de trabajo útil. El calor desprendido fue solamente
de 1,673 kJ mol–1. Calcula ∆E, ∆H, ∆S y ∆G, para la reacción A → B.
Soluciones a los seminarios10.1 a) 2Al(s) + 3/2O2(g) Al2O3(s); b) Ti(s) + 2Cl2(g) TiCl4(l); c) Mg(s) + O2(g) + H2(g) Mg(OH)2(s); d)
N2(g) + 2H2(g) + 3/2O2(g) NH4NO3(s).10.2 No. Un proceso puede ser espontáneo pero lento.10.3 a) Las cartas extendidas; b) dióxido de carbono, agua…; c) en disolución; d) gas; e) Xe más O2.10.4 a) Negativo; b) negativo; c) negativo.10.5 No. Puede ser no espontáneo si hay un aumento del orden.10.610.7 La b).10.8 a) Falso; b) falso (tienden al mínimo de energía libre); c) falso; d) falso.10.9 a) En el proceso de hidratación aumenta el orden. A pesar de ello es espontáneo porque es exotérmico. b) La evaporación es
un proceso endotérmico. A pesar de ello puede ser espontáneo porque aumenta el desorden.10.10 ∆G = ∆H – T∆S: Como ∆H > 0 y ∆G = 0 a 200 °C, ∆S debe ser positiva. Luego un aumento de la temperatura aumenta la
energía libre y desplaza el equilibrio hacia la izquierda, mientras que una disminución de la temperatura lo desplaza hacia laderecha. La conclusión coincide con la que se puede extraer aplicando el principio de Le Châtelier: un aumento de latemperatura desplaza el equilibrio hacia donde la reacción es endotérmica.
Soluciones a los problemas10.1 0,0132 J K–1 g–1. 10.14 a) ∆Hf° = 90 kJ mol–1.10.2 CM = 24,3 J mol–1 K–1. 10.15 2,95 104 J K–1.10.3 ∆Hf° = –1727 kJ mol–1. 10.16 a) ∆H° = 198,24 kJ mol–1, ∆S° = 189,8 J mol–1 K–1;10.4 –121 kJ. b) T = 1 045 K.10.5 –292 kJ. 10.17 a) ∆G = –33,26 kJ; b) Sí es espontánea; c) ∆G = 33,26 kJ.10.6 ∆HC = –3279 kJ mol–1. 10.18 a) ∆Gf° = –817,97 kJ; b) muy espontánea;10.7 a) ∆H = –290,8 kJ. c) la velocidad de la reacción espontánea es lenta.10.8 –188 kJ mol–1. 10.19 a) ∆H°353 = 30,54 kJ mol–1, ∆G°353 = 0,∆S°353 =
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 107
10.9 ∆Hf° = –821 kJ. 86,5 J K–1 mol–1; b) ∆E°353 = 27,61 kJ mol–1.10.10 ∆H = –82 kJ mol–1. 10.20 ∆G = –956,2 kJ mol–1.10.11 295 kJ por mol de enlaces. 10.21 ∆E = ∆H = –41,84 kJ mol–1, ∆S = –5,6 J mol–1 K–1,10.12 a) 516 kJ, b) 379 kJ. ∆G = –40,17 kJ mol–1.10.13 7,25 106 kJ.
108 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
11 Velocidades y mecanismos de lasreacciones químicas11.1 Velocidades de reacción11.2 Obtención experimental de la ley de velocidad para una reacción química11.3 Mecanismos de reacción11.4 Variación de la energía en el transcurso de una reacción
11.5 Catálisis_________________________________________________________________________________________
11.1 Velocidades de reaccinLa cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los mecanismos a través de los
cuales éstas se producen. La velocidad de reacción es la velocidad con la que desciende la concentración
de un reactivo o aumenta la de un producto en el curso de una reacción.
v =–d[Reactivos]
dt=
+d[Productos]
dtReactivos Productos
Se ha encontrado que la velocidad de una reacción depende de la naturaleza de los reactivos (estado
físico, grosor de partícula, etc), la concentración de los reactivos, la temperatura y los catalizadores.
Ley de velocidad. Del estudio experimental de la cinética de una reacción química, se deduce su ley de
velocidad, que es una ecuación que expresa la velocidad en función de las concentraciones de las sustan-
cias que toman parte en la reacción y que normalmente tiene la forma v = k[Reactivos]x (figura 11.1).
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
0 2 4 6 8 10tiempo, s
[H
], m
ol/l
2
pendiente de la tangente = velocidad inicial
pendiente de la tangente = velocidad a los 3 segundos
I2(g) + 2HCl(g)2ICl(g) + H2(g) Figura 11.1. Gráfica de la concentración de hidrógeno frente a tiempo para la reacción entre ICl 2,000 M y H2 1,000 M. La velocidad de reacción (instántanea) es igual a la tangente a la curva en el instante considerado. La velocidad de reacción disminuye con el tiempo, debido a la disminución de la concentración de reactivos. A partir de los datos experimentales, se deduce la siguiente ley de velocidad:
donde k es la constante de velocidad, la cual depende de factores como la temperatura. Obsérvese esta relación entre las diferentes formas de expresar la velocidad:
v = k[ICl][H2]
v =–d[H2]
dt= 1
2
–d[ICl]
dt=
d[I2]
dt= 1
2
d[HCl]
dt
Orden de reacción. El orden de reacción con respecto a un reactivo es el exponente de su término de
concentración en la ley velocidad. El orden de reacción global es la suma de los exponentes de todos los
términos de concentración (tabla 11.1).
Ecuación de velocidad integrada. Para calcular la concentración de reactivo que quedará transcurrido un
tiempo o el tiempo necesario para que determinada cantidad de reactivo se consuma, es útil integrar la
ecuación de velocidad (tabla 11.2). La vida media, t1/2, de un reactivo es el tiempo necesario para que su
concentración pase a ser la mitad del valor inicial. Para una reacción de primer orden, la vida media no
depende la concentración del reactivo (tabla 11.2).
11.2 Obtencin experimental de la ley de velocidad para una reaccin qumicaSe obtendrá la ley de velocidad de la reacción IO3
– + 3HSO3– I– + 3SO4
2– + 3H+.
11.3 Mecanismos de reaccinTeoría de las colisiones. Esta teoría, que deriva de la teoría cinético–molecular, propone que para que
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 109
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 11.1. Leyes de velocidad y ordenes de algunas reacciones químicasReacción Ley de velocidad Órdenes de reacción
Primer orden
Segundo orden
Segundo orden
Orden 11/2
Orden cero
Orden cero∆ , Pt
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) = kv = –d[NH3]
dt
Primer orden para O3Orden –1 para O2dt
–d[O3]v = = k[O3][O2]–13O2(g)2O3(g)
CHCl3(g) + Cl2(g)CCl4(g) + HCl( g)
= k[CHCl3][Cl 2]1/2v = –d[CHCl3]
dt
Primer orden para CHCl3Orden 1/2 para Cl2
Primer orden para H2Primer orden para I2dt
–d[H2]v = = k[H2][I2]2HI(g)H2(g) + I2(g)
2NO2(g) 2NO(g) + O 2(g) = k[NO2]2v = –d[NO2]
dt
dt
–d[N2O5]v = = k[N2O5]4NO2(g) + O 2(g)2N2O5(g)
_____________________________________________________________________________________________________
1k[A]0
t1/2 =
t1/2 = ln2k
1[A] 0
n–1= + ( n–1)kt 1
[A] n–1
1[A] 2
= + 2kt 1[A] 0
2
1[A] 0
= + kt 1
[A]
[A][A] 0
ln = –kt
[A] = [A] o – kt
[A] = concentración de reactivo a tiempo t[A] 0 = concentración inicial de reactivo= k[A] nv =
–d[A]
dt
dt
–d[A]v = = k[A] 3
= k[A] 0 = kv =
–d[A]
dt
dt
–d[A]v = = k[A]
n>1
3
2
0
= k[A] 2v = –d[A]
dt
1
_____________________________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 11.2. Formas integradas de las leyes de velocidad
Ley de velocidad Forma integrada Vida mediaOrden
pueda producirse una reacción química entre átomos, iones o moléculas, es preciso que éstos
experimenten primeramente colisiones. Según esta teoría, la velocidad de la reacción dependerá de
• la frecuencia de los choques (concentración, estado de los reactivos, temperatura (velocidad), etc)
• la frecuencia de los choques con orientación adecuada (naturaleza de los reactivos, etc)
• la frecuencia de los choques con energía suficiente para llegar al estado de transición (temperatura).
Mecanismos de reacción. La mayoría de reacciones transcurren por mecanismos de varias etapas,
llamadas reacciones elementales. La ecuación de una reacción elemental indica la molecularidad
(número de partículas que colisionan) de los reactivos implicados en el choque que produce la reacción.
Cada reacción elemental tiene su constante de velocidad
k2
k1
En el primer paso de la reacción, unamolécula de NO choca con una de F2.
Reacción elemental 2 (molecularidad = 2)
Reacción elemental 1 (molecularidad = 2)
Reacción global
Mecanismo
2NOF(g)2NO(g) + F 2(g)
NO(g) + F( g) NOF(g)
NOF(g) + F( g)NO(g) + F 2(g)
Molecularidad y orden de reacción. Se puede predecir que la ley de velocidad para una reacción
elemental (no global) viene dada por el producto de la constante de velocidad por las concentraciones de
los reactivos en esa etapa. Es decir, en una reacción elemental, orden y molecularidad coinciden.
Choques eficaces por unidad de tiempo,cuando las concentraciones son la unidad
Proporcionalal número dechoques porunidad de tiempo
v = k [A]2[B]
v = k [A]2v = k [A][B]
v = k [A]
termolecular
bimolecular
bimolecular
unimolecular
2A + B producto
productoA + A
A + B producto
productoA
Ley de velocidadMolecularidadEtapa Elemental Los procesos de molecularidadmayor de tres son muy escasos,ya que es muy poco probableque 4 o más partículas del tipoadecuado colisionen con laorientación y energíaadecuadas al mismo tiempo.
110 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Mecanismo y ley de velocidad. La etapa determinante de la velocidad en un mecanismo es la reacción
elemental más lenta, pues gobierna la velocidad de la reacción global. De esta forma, se puede saber si un
mecanismo propuesto para una reacción es o no coherente con la ley de velocidad experimental.
NO(g) + F 2(g) NOF(g) + F( g)k1
k2v = k[NO][F 2]
es coherente con laley de velocidad
obtenidaexperimentalmente
Elmecanismo Etapa rápida
Etapa lenta
2NOF(g)2NO(g) + F 2(g)
NO(g) + F( g) NOF(g)
11.4 Variacin de la energa en el transcurso de una reaccinTeoría del estado de transición. Esta teoría vincula la cinética y termodinámica de una reacción. Para
reaccionar, las moléculas necesitan distorsionarse formando un complejo activado. La energía de activa-
ción, Ea es la energía que deben absorber los reactivos para alcanzar el estado activado (fig. 11.2). En una
reacción de varias etapas, cada una tiene su complejo activado y su barrera de activación (fig. 11.3).
Ecuación de Arrhenius. La velocidad de una reacción aumenta al elevar la temperatura. Mediante obser-
vaciones experimentales, Arrhenius obtuvo una relación matemática entre la constante de velocidad y la
temperatura, k = Ae–Ea/RT, donde A es una constante que depende de la reacción (figura 11.4). La teoría
de las colisiones, permite deducir teóricamente la ecuación de Arrhenius y darle un sentido físico.
Z = 8πRTmA mB
mA + mB
(rA + rB)2Energía cinética de las moléculas
Frac
ción
de
las
mol
écul
as c
on u
na
ener
gía
ciné
tica
dada
e–Ea/RT
naturalezade los reactivos
temperaturaenergía de activación
concentraciones
Fracción de moléculas quechocan con la orientaciónadecuada (factor estérico)
Choques por unidad de tiempo, cuandolas concentraciones son la unidad.Por ejemplo, para dos moléculas A y Bde radios rA y rB, en fase gaseosa
Teoría de las colisionesChoques eficaces (suficiente energía yorientación adecuada) por unidad de tiempo
Choques con orientación adecuada por unidad detiempo, cuando las concentraciones son la unidad
A = Z ⋅ p
Ea
Factor exponencial de BoltzmannFracción de moléculas que tienenla energía mínima Ea para reaccionar
k = A ⋅ e–Ea/RT
Ecuación de Arrhenius
Choques eficaces por unidad de tiempo,cuando las concentraciones son la unidad
Proporcionalal número dechoques porunidad de tiempo
v = k ⋅ producto de concentraciones
Ley de velocidad
velocidad de las partículas (temperatura),tamaño, superficie efectiva (en sólidos), etc
11.5. CatlisisUn catalizador es una sustancia que proporciona a una reacción un mecanismo alternativo que tiene una
menor energía de activación (figura 11.5). Un catalizador no es consumido en la reacción, ni afecta a sus
aspectos termodinámicos (calor de reacción, equilibrio químico, etc). Un catalizador es homogéneo
cuando está presente en la misma fase que los reactivos y heterogéneo cuando está en fase distinta. Un
problema práctico de los catalizadores es que pueden ser envenenados (inactivados).
Enzimas. Los enzimas son grandes y complejas moléculas de proteína que actúan como catalizadores en
los procesos biológicos.
BibliografaAtkins, págs. 431–475; Dickerson, págs. 768–815; Masterton, págs. 447–478; Russell, págs. 395–431;
Whitten, págs. 467–496.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 111
Coordenada de la reacción
Reactivos
Productos
A—A + B A⋅⋅⋅⋅A⋅⋅⋅⋅B A + B—BE
nerg
ía E aE'a
Energía de la reacción
Figura 11.2. Diagrama de energía para una etapa de una reacción. La energía de los reactivos viene dada por el “pie” izquierdo de la barrera, mientras que la de los productos, por el “pie” derecho. La cima de la barrera representa la energía del complejo activado. La energía de activación para el proceso directo es Ea mientras que E'a es la energía de activación del proceso inverso (Productos → Reactivos). Obsérvese que la energía total de la reacción es E'a – Ea, que para la reacción representada corresponde a un proceso exotérmico.
Coordenada de la reacción
ReactivosIntermedios
2NO + F NOF + F +NO 2NOF
Ene
rgía
Productos
2 Lenta
Rápida
Figura 11.3. Diagrama de energía para la reacción
Cada proceso elemental tiene su propia barrera de activación. Como la primera etapa es la etapa lenta, su barrera de activación es más elevada que la barrera de la segunda etapa.
de acuerdo al mecanismo propuestok1
k2 Etapa rápida
Etapa lenta
2NO(g) + F (g)2 2NOF(g)
NOF(g)
NOF(g) + F(g) NO(g) + F2 (g)
NO(g) + F(g)
b) Gráficas de k frente a temperatura para reacciones que muestran el comporta- miento de Arrhenius. Se muestran tres gráficas para tres valores distintos de la energía de activación. Obsérvese que la velocidad aumenta mucho más rápidamente con la temperatura en las reacciones con barrera de activación alta. Muchas reacciones que se producen a temperatura ambiente tienen una energía de activación de aproximadamente 50 kJ/mol. Para estas reacciones un aumento de 10 °C en torno a la temperatura ambiente duplica aproximadamente su velocidad.
Figura 11.4. a) La ecuación de Arrhenius puede escribirse también en forma logarítmica
+ ln Aln k = – EaR
1T
Una reacción se dice que muestra un comportamiento de Arrhenius cuando la gráfica ln k frente a (1/T) es una línea recta, cuya pendiente es negativa e igual a Ea. No todas las reacciones muestran un comportamiento de Arrhenius, aunque muchas sí lo muestran en ciertos rangos de temperatura.
ln k
(1/T)
a)
El valor de A ha sido tomado arbitrariamente para que en todos los casos k = 1 a t = 25 °C.
0
1
2
3
4
5
6
0 10 20 30 40 50temperatura, °C
cons
tant
e de
vel
ocid
ad, k
E
= 10
0 kJ
/mol
a
E =
50
kJ/m
ol
a
25 35
b)
Figura 11.5. Un catalizador acelera una reacción alterando el mecanismo de forma que la energía de activación disminuye. Al ser menor la barrera a superar, hay más moléculas con suficiente energía para sobrepasarla, y la reacción es más fácil. Obsérvese que la forma de la barrera ha cambiado porque el mecanismo ha cambiado. En el ejemplo de la figura, la reacción sin catalizador se produce en una sóla etapa, mientras que el proceso con catalizador se produce en dos etapas (Reactivos → Intermedios e Intermedios → Productos)
E sin catalizador
a
Coordenada de la reacción
Reactivos
IntermediosEner
gía
Productos
E con catalizador
a
Seminarios ley de velocidad y orden de reacción
11.1 ¿Cuáles son las unidades en las que vendrá dada la constante de velocidad para una reacción a) de primer
orden, b) de segundo orden y c) de tercer orden, cuando las concentraciones se expresan en mol l–1?
112 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
11.2 Para cada una de las siguientes reacciones, expresa la relación entre las velocidades de cambio de
[productos] y [reactivos]:
a) 2NO2(g) 2NO(g) +O2(g) c) 2O3(g) 3O2(g)
b) 2HOF(g) 2HF(g) + O2(g) d) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
11.3 Para cada una de las siguientes reacciones, da el orden global y el orden respecto de cada una de las
sustancias. Da también las unidades de la constante de velocidad para cada caso.
a) N2O4 2NO2 v = k[N2O4]
b) C2H4 + H2 C2H6 v = k[C2H4][H2]
c) 2N2O5 4NO2 + O2 v = k[N2O5]
d) 2NO + 2H2 N2 + 2H2O v = k[NO]2[H2]
e) CHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl v = k[CHCl3][Cl2]1/2
f) 2NO2 + F2 2NO2F v = k[NO2][F2]
g) 2NH3W, catalizador N2 + 3H2 v = k[NH3]0 = k
h) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) v = k[SO2]/[SO3]1/2
11.4 La ley de velocidad de una reacción química se puede determinar:
a) a partir de la ecuación química ajustada, mediante cálculos teóricos.
b) midiendo la velocidad de reacción como una función de las concentraciones de los reactivos.
c) midiendo la velocidad de reacción como una función de la temperatura.
orden, molecularidad y mecanismo
11.5 Define: a) reacción elemental, b) molecularidad, c) etapa determinante de la velocidad, d) intermedio de
reacción, e) energía de activación.
11.6 ¿Significa lo mismo la reacción elemental A + B C que 2A + 2B 2C? ¿Y si son reacciones
globales?
11.7 ¿Qué diferencia existe entre orden y molecularidad de una reacción química? ¿Cuándo pueden coincidir?
11.8 Escribe una ley de velocidad para cada una de las siguientes reacciones elementales, y clasifícalas como
unimoleculares, bimoleculares o termoleculares:
a) 2NO(g) N2O2(g); b) Cl2(g) 2Cl(g); c) 2NO2(g) NO(g) + NO3(g)
11.9 Deduce la ley de velocidad para la reacción entre monóxido de nitrógeno y bromo para la que se ha
propuesto el mecanismo:
NO(g) + Br2(g) k1 NOBr2(g) (lenta)
NO(g) + NOBr2(g) k2 2NOBr(g) (rápida)
11.10 Supongamos que la reacción 5Br– + BrO3– + 6H+ 3Br2 + 3H2O transcurre según el mecanismo
siguiente:
(equilibrio rápido)k–1
k1H2BrO3
+BrO3– + 2H+
Br– + H2BrO3+ k2 Br–BrO2 + H2O (reacción lenta)
Br–BrO2 + 4H+ + 4Br–k3 3Br2 + 2H2O (reacción rápida)
Deduce la ecuación de velocidad concordante con el mecanismo anterior, expresando la constante de
velocidad de la reacción global en términos de las constantes de velocidad de las etapas individuales y de
las concentraciones de [H+], [Br–] y [BrO3–].
11.11 La descomposición del N2O5 gaseoso transcurre según la reacción N2O5 2NO2 + 1/2 O2. La
ecuación de velocidad experimental es –d[N2O5]/dt = k[N2O5]. De los siguientes mecanismos, ¿cuáles
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no son coherentes con la ley de velocidad?
Mecanismo 1 N2O5K
NO2 + NO3 (equilibrio rápido)
NO2 + NO3k2 NO2 + O2 +NO (reacción lenta)
NO + NO3k3 2NO2 (reacción rápida)
Mecanismo 2 N2O5k1 NO2 + NO3 (reacción lenta)
NO3k2 NO + O2 (reacción rápida)
N2O5 + NO k3 N2O4 + NO2 (reacción rápida)
N2O4k4 2NO2 (reacción rápida)
Mecanismo 3 2N2O5k1 4NO2 + O2
11.12 Para la reacción 2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + 2H2O(g) se ha propuesto el siguiente mecanismo:
2NO k1 N2O2
N2O2 + H2k2 N2O + H2O
N2O + H2k3 N2 + H2O
La expresión de velocidad observada es v = k[NO]2. Si el mecanismo anterior es correcto, ¿cuál es la
etapa determinante del proceso?
11.13 Sugiere un mecanismo para la reacción H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) en ciertas condiciones en las que su
ley de velocidad es v = k[H2][Br2]1/2, sabiendo que la velocidad cae drásticamente si se adicionan
sustancias que eliminen hidrógeno y bromo atómico muy rápidamente.
factores que afectan a la velocidad de reacción
11.14 ¿Cómo afectan a la velocidad de reacción los siguientes factores?
a) la temperatura; b) la reducción del volumen del recipiente en una reacción en fase gaseosa?; c) el
tiempo?; d) la adición de catalizador?
¿Cómo están presentes dichas variables en la ecuación de velocidad?
11.15 Indica si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:
a) Es posible cambiar la constante de velocidad de una reacción cambiando la temperatura.
b) Si evoluciona a temperatura constante, la velocidad de una reacción de primer orden permanece
constante.
c) Si evoluciona a temperatura constante, la constante de velocidad de una reacción de primer orden
cambia.
d) La constante de velocidad para una reacción es independiente de las concentraciones de los reactivos.
11.16Para cocinar alimentos con agua en ebullición a grandes alturas se requieren tiempos más prolongados que
a nivel de mar. ¿Por qué?
catálisis
11.17 El mecanismo propuesto para la descomposición del ozono mediante el monóxido de nitrógeno es:
O3 + NO k1 NO2 + O2
NO2 + O k2 NO +O2
¿Cuál es el papel desempeñado por el NO en este proceso?
11.18 Di si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:
a) La concentración de un catalizador puede aparecer en la ley de velocidad.
b) Un catalizador siempre es consumido en la reacción.
114 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
11.19 ¿Qué efecto tiene un catalizador sobre: a) el calor de reacción, b) el estado activado y c) el equilibrio
químico?
cinética y energía
11.20 Para la reacción hipotética A + B C + D, la energía de activación es de 32 kJ/mol. Para la reacción
inversa (C + D A + B), la energía de activación es de 58 kJ/mol. ¿Es exotérmica o endotérmica la
reacción A + B C + D?
11.21 ¿Qué criterios utilizarías para saber si una reacción química es: a) rápida; b) espontánea; c) endotérmica?
11.22 ¿Por qué una llama enciende un cigarrillo, pero el cigarrillo sigue ardiendo después de apartar la llama?
Problemas ley de velocidad
11.1 La reacción A B + C es de primer orden en [A] y tiene una vida media de 30 min.
(a) Calcula la constante de velocidad.
(b) Si [A] es inicialmente 0,10 mol l–1, ¿cuál será su valor después de 24,0 h?
11.2 La reacción de descomposición de una sustancia A es de primer orden. Cuando se parte de una disolución
0,10 mol l–1 en A, al cabo de 60 s se ha transformado el 5,0% dicha sustancia.
a) Calcula la constante de velocidad.
b) Calcula el porcentaje de A que se habrá descompuesto al cabo de 60 s, si se parte de una disolución
0,05 mol l–1.
11.3 Una sustancia que descompone mediante un proceso de segundo orden, tarda 2h 20 min en reducir su
concentración inicial de 10 10–3 M a 5,0 10–3 M. ¿Cuál es la constante de velocidad de la reacción de
descomposición?
11.4 De una reacción de segundo orden en A se sabe que la velocidad de reacción es 2,8 10–5 mol l–1 s–1
cuando la concentración es 0,10 mol l–1. Calcula:
a) La constante de velocidad; b) La velocidad de la reacción cuando la concentración de A es 0,050 mol
l–1.
11.5 Una reacción de segundo orden en A tiene una constante de velocidad de 3,33 10–2 mol–1 l s–1. Si en
0,50 minutos ha reaccionado el 2,0% de A, calcula la velocidad inicial de la reacción.
determinación experimental de la ley de velocidad
11.6 A 298 K, la descomposición de pentóxido de dinitrógeno, 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g), dio los
resultados tabulados en la siguiente tabla. Traza una gráfica de las concentraciones frente al tiempo y
calcula las velocidades instantáneas para cada uno de los tiempos. Determina el orden y la constante de
velocidad de la reacción.Tiempo (s) 0 4000 8000 12000 16000[N2O5] (mol l–1) 2,15 10–3 1,88 10–3 1,64 10–3 1,43 10–3 1,25 10–3
11.7 A 700 K, la síntesis de yoduro de hidrógeno, H2(g) + I2(g) 2HI(g), dio los resultados tabulados en la
siguiente tabla. Traza una gráfica de las concentraciones frente al tiempo y calcula las velocidades
instantáneas para cada uno de los tiempos.Tiempo (s) 0 1000 2000 3000 4000 5000[HI] (mol l–1) 0 11,2 10–3 14,4 10–3 15,8 10–3 16,8 10–3 17,4 10–3
11.8 Determina el orden de la reacción 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) a partir de estos datos
experimentales:[N2O5] (mol l–1) 1,00 0,50 0,20 0,15Velocidad de reacción (mol l–1 s–1) 84 10–5 43 10–5 17 10–5 12,5 10–5
11.9 Se realizó un experimento sobre la velocidad de descomposición del N2O5, es decir, sobre la reacción
N2O5(g) N2O4(g) + 1/2 O2(g). Se obtuvieron los siguientes datos:
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 115
[N2O5] (mol l–1) 2,40 10–3 7,20 10–3 1,44 10–2
Velocidad de reacción (mol l–1 s–1) 4,02 10–5 1,21 10–4 2,41 10–4
Calcula el orden de la reacción respecto del pentóxido de dinitrógeno.
11.10 Escribe la ley de velocidad para la reacción 2ICl(g) + H2(g) I2(g) + 2HCl(g) en base a los siguientes
datos experimentales:[ICl] (mol l–1) 1,5 10–3 2,3 10–3 2,3 10–3
[H2] (mol l–1) 1,5 10–3 1,5 10–3 3,7 10–3
Velocidad de reacción (mol l–1 s–1) 3,7 10–7 5,7 10–7 14,0 10–7
11.11 A 25°C, el dióxido de cloro reacciona con yodo, en solución acuosa, según la reacción 2ClO2 + 2I–
2ClO2– + I2. En presencia de un gran exceso de iones yoduro, la reacción sigue una cinética de
pseudo–primer orden. Durante la misma se forma un complejo intermedio, ClO2.I–, cuya concentración
puede medirse espectroscópicamente. Los resultados obtenidos, a lo largo del tiempo, son los siguientes:Tiempo (s) 0 1 2 3 4 5[ClO2
.I–] (mol l–1) 4,77 10–4 4,31 10–4 3,91 10–4 3,53 10–4 3,19 10–4 2,89 10–4
Tiempo (s) 10 15 20 30 40 50[ClO2
.I–] (mol l–1) 1,76 10–4 1,06 10–4 0,64 10–4 0,24 10–4 0,087 10–4 0,032 10–4
¿Cuál es el valor de k para esta reacción de pseudo–primer orden?
ecuación de Arrhenius
11.12 Calcula la constante de velocidad para la descomposición del N2O5 a 50 °C, sabiendo que a 45 °C k = 5,0
10–4 s–1 [Ea = 88 kJ mol–1, R= 8,3144 J mol–1 K–1].
11.13 Calcula la energía de activación de la reacción de primer orden 2N2O(g) 2N2(g) + O2(g), si la
constante de velocidad tiene valores de 0,38 s–1 a 1000 K y de 0,87 s–1 a 1030 K [R= 8,3144 J mol–1
K–1].
11.14 ¿Cuál es la energía de activación para una reacción si se encuentra que su constante de velocidad se
triplica cuando la temperatura se eleva de 300 K a 310 K? [R= 8,3144 J mol–1 K–1]
11.15 La energía de activación para la reacción H2(g) + I2(g) 2HI(g) desciende de 184 kJ mol–1 a 59 kJ
mol–1 en la presencia de un catalizador de platino. ¿Por qué factor aumentará el platino la velocidad de la
reacción a 600 K? [R= 8,3144 J mol–1 K–1]
Soluciones a los seminarios11.1 a) s–1; b) l mol–1 s–1; c) l2 mol–2 s–1.11.2 a) v = –(1/2)v(NO2) = (1/2)v(NO) = v(O2); b) v = –(1/2)v(HOF) = (1/2)v(HF) = v(O2); c) v = –(1/2)v(O3) = (1/3)v(O2); a) v =
–v(N2) = –(1/3)v(H2) = (1/2)v(NH3).11.3 a) global = 1, N2O4 = 1; b) global = 2, C2H4 = 1, H2 = 1; c) global = 1, N2O5 = 1; d) global = 3, NO = 2, H2 = 1; e) global =
11/2, CHCl3 = 1 Cl2 = 1/2; f) global = 2, NO2 = 1, F2 = 1; g) global = 0; h) global = 1/2, SO2 = 1, SO3 = –1/2.11.4 La respuesta correcta es la b).11.5 Ver teoría.11.6 No, si son elementales. Una reacción elemental indica el número de partículas de cada tipo que chocan en un paso de la
reacción. La primera implica un choque de dos partículas mientras que la segunda de cuatro. Sí, si son globales. una reacciónglobal indica la proporción de los reactivos y productos. Las dos indican que A, B y C reaccionan en la misma proporción.
11.7 Coinciden para un proceso elemental, no para uno global.11.8 a) Bimolecular, v = k[NO]2; b) unimolecular, v = k[Cl2]; c) bimolecular, v = k[NO2]2.11.9 v = k1[NO][Br2].
11.10 v = k2K[Br–][BrO3–][H+]2.
11.11 El tercero.11.12 La primera.11.13 Br2 (+luz) 2Br• (rápida); Br• + H2 HBr + H• (lenta); H• + Br2 HBr + Br• (rápida).11.14 a) Aumenta la velocidad de reacción; b) al reducirse el volumen, aumenta la concentración y, por tanto, la velocidad de
reacción; c) no afecta; d) aumenta la velocidad. El aumento de temperatura y la adición de catalizador modifican la constantede velocidad k. La reducción de volumen modifica las concentraciones.
11.15 a) Cierta; b) falsa (al evolucionar la reacción, disminuye la concentración de reactivos); c) falsa, permanece constante; d)cierta.
116 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
11.16 A grandes alturas, la presión y, por tanto, la temperatura de ebullición son menores. A menor temperatura, menor velocidad dereacción.
11.17 Es un catalizador.11.18 a) Cierta ya que el catalizador toma parte en los procesos elementales, aunque no lo haga en la reacción global.11.19 a) Ninguno; b) disminuye su energía; c) ninguno.11.20 Es exotérmica (32–58 = –26 kJ mol–1).11.21 a) la constante de velocidad o la energía de activación; b) la energía libre; c) la entalpía.11.22 Permite superar la barrera de activación del proceso de combustión, que es alta. Una vez encendido es el calor desprendido por
el proceso el que mantiene la temperatura suficientemente alta para superar la barrera de activación.
Soluciones a los problemas11.1 a) k = 2,31 10–2 min–1; b) [A] = 3,55 10–16 mol l–1. 11.8 Reacción de primer orden con k = 8,4 10–4 s–1.11.2 a) k = 8,55 10–4 s–1; b) 5,0%. 11.9 Reacción de primer orden (v = k[N2O5]), 11.3 k = 1,19 10–2 l mol–1 s–1. k = 1,67 10–2 s–1.11.4 a) k = 2,8 10–3 l mol–1 s–1; b) v = 7,0 10–6 mol l–1 s–1. 11.10 v = k[ICl][H2], k = 0,16 l mol–1 s–1.11.5 v = 1,39 10–5 mol l–1 s–1. 11.11 k = 0,10 s–1.11.6 v (mol l–1 s–1) = 6,8 10–8, 6,4 10–8, 5,6 10–8,4,6 10–8, 11.12 k = 8,4 10–4 s–1.
4,5 10–8. Reacción de primer orden con k = 3,1 10–5 s–1. 11.13 Ea = 2,4 102 kJ mol–1.11.7 v (mol l–1 s–1) = 5,6 10–6, 1,6 10–6, 7,010–7, 5,0 10–7, 11.14 Ea = 85 kJ mol–1.
3,0 10–7, 2,0 10–7 respecto del H2 (el doble con respecto 11.15 8 1010.del HI).
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 117
_________________________________________________________________________________________
12 Equilibrio Químico12.1 La constante de equilibrio12.2 Equilibrios entre gases12.3 Equilibrios en disolución12.4 Equilibrios heterogéneos
_________________________________________________________________________________________
12.1 La constante de equilibrioTermodinámica y equilibrio químico. Una reacción química tiene una tendencia espontánea hacia el
equilibrio que es medida por su energía libre (∆G), la cual representa la cantidad de energía disponible para
realizar trabajo (figura 12.1).
Reactivos
Productos∆h < 0
Reactivos Productos ∆h = 0
ReactivosProductos
∆h > 0
a)
b)
c)
Figura 12.1. Analogía hidrostática de le energía libre de una reacción. Imagínese que se conectan dos depósitos de agua mediante una cañería que lleva intercalada una turbina para producir electricidad. La cantidad de trabajo eléctrico que puede realizar el sistema por metro cúbico de agua depende de ∆h. a) El agua circula en el sentido en que ∆h es negativo. b) Cuando el nivel de agua es el mismo en los dos depósitos, no se puede obtener trabajo. El sistema está en equilibrio. Obsérvese que en el equilibrio la cantidad total de agua no es la misma en ambos depósitos. c) Si empezamos en un punto donde ∆h es positivo, el proceso discurriría espontáneamente en sentido contrario. En una reacción química, ∆G depende de las actividades de acuerdo con la ecuación
∆G = ∆G° + RTlnQ
Cuando ∆G < 0, la reacción evoluciona espontáneamente hacia la formación de productos. Al formarse productos y desaparecer reactivos, Q aumenta y ∆G también hasta que se hace cero.
Q =Π
i = proda i
ni
Πi = react
a ini
Independientemente del punto de partida, el cociente de reacción en el equilibrio tiene, a cada temperatura,
un valor constante al que se llama constante de equilibrio (K). La relación de la constante de equilibrio con
la energía libre normal viene dada por la expresión:
∆G = 0 = ∆G° + RT lnQequilibrio = ∆G° + RT lnK ∆G° = –RT lnK K = e–(∆G°/RT)
De manera que la variación de la energía libre con Q se puede expresar también de la forma:
∆G = ∆G° + RT lnQ = –RT lnK + RT lnQ = RT ln (Q/K)
Proceso espontáneo hacia la formación de productos ∆G < 0 Q < K
Equilibrio químico entre reactivos y productos ∆G = 0 Q = K
Proceso espontáneo hacia la formación de reactivos ∆G > 0 Q > K
Cinética y equilibrio químico. La velocidad del proceso Reactivos → Productos disminuye conforme
se consumen los reactivos, al tiempo que aumenta la velocidad del proceso inverso Productos → Reactivos.
Cuando se igualan ambas velocidades, reactivos y productos se forman a la misma velocidad que se
destruyen, alcanzándose el equilibrio. Un equilibrio químico es dinámico.
En un proceso en fase homogénea (mezcla gaseosa o disolución) cuyo mecanismo conste de una
única etapa, la relación entre las concentraciones en el equilibrio debe ser igual a una constante Kc:
k
kA + 2B C
1
–1
= K ck
k[A][B][C]
2 =–1
1v = k [A][B] 2
v = k [C]–1 –1
1 1 En el equilibrio
k [A][B] = k [C]21 –1
Puede demostrarse que esto también es cierto para los procesos que se dan en varias etapas. La relación
118 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
entre Kc y K se verá más adelante.
Constante de equilibrio y estequiometría. La expresión de la constante de equilibrio y su valor
numérico depende de la manera en que se escriba la reacción:
NH31/2N2(g) + 3/2H2(g) (g)
2NH3N2(g) + 3H2(g) (g)
4NH32N2(g) + 6H2(g) (g)
2NH3 N2(g) + 3H2(g)(g)
K1 =aNH3
2
aN2aH2
3
N2 H2
K3 =aNH3
a1
21
2 a3
23
2
K4 =aN2
aH2
3
aNH3
2
K2 =aNH3
4
aN2aH2
62
× (–1)
× (+1/2)
× (+2) 2
12
12
– 1
= K 1
= K 1
= K 1
La constante de equilibrio de un proceso suma de otros dos es igual al producto de sus constantes:
CO2(g)C(s) + O2(g)
H2O(g) + CO(g)H2(g) + CO2(g)
H2O(g) + CO(g)H2(g) + C(s) + O2(g)
K 1 =aCO2
aC aO2a a
K 2 =H2O CO
aH2aCO2
a aK 3 =
H2O CO
aH2aC aO 2
= K 1K 2
Constante de equilibrio y temperatura. Como ∆G° = –RT lnK y ∆G° = ∆H + T∆S°, y considerando
∆H° y ∆S° invariables con la temperatura, se deduce que:
ln K = –∆H°
RT + ∆S°R ln
KT2
KT1
= –∆H°R
1T2
– 1T1
(ecuación de van’t Hoff)
12.2 Equilibrios entre gasesConstantes de equilibrio en base a las presiones y a las concentraciones. En un equilibrio en
el que sólo intervienen gases, y si el comportamiento es ideal, el cociente de las presiones parciales en el
equilibrio Kp, es una constante relacionada con la constante de equilibrio termodinámica K por la ecuación:
K =
Πi = prod
aini
Πi = react
aini
=Π
i = prod
pp° i
ni
Πi = react
pp° i
ni=
Πi = prod
pini
Πi = react
pini
p° –∆n = K p p° –∆n
Contrariamente a K , Kp sí tiene unidades. Como p° = 1 atm, si las presiones se expresan en atmósferas, el
valor numérico de Kp coincide con el de K . El cociente de las concentraciones es también una constante
relacionada con Kp mediante la ecuación:
Kc =
Πi = prod
cini
Πi = react
cini
=Π
i = prod
piRT
ni
Πi = react
piRT
ni=
Πi = prod
pini
Πi = react
pini
RT –∆n = K p RT –∆n
Al igual que Kp, Kc tiene unidades. Sólo la constante de equilibrio termodinámica K puede emplearse en las
ecuaciones termodinámicas vistas anteriormente.
Aplicaciones de la constante de equilibrio. (Problemas)
12.3 Equilibrios en disolucinConstante de equilibrio en base a las concentraciones. En un equilibrio en disolución, y si el
comportamiento es ideal, el cociente de las concentraciones en el equilibrio Kc, es una constante relacionada
con la constante de equilibrio termodinámica K por la ecuación:
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 119
K =
Πi = prod
aini
Πi = react
aini
=Π
i = prodcc° i
ni
Πi = react
cc° i
ni=
Πi = prod
cini
Πi = react
cini
c° –∆n = Kc c° –∆n
Contrariamente a K , Kc sí tiene unidades. Como c° = 1 mol l–1, si las concentraciones se expresan en moles
por litro, el valor numérico de Kc coincide con el de K . Si uno de los reactivos es el disolvente de una
disolución diluida, como adisolvente 1, su concentración no interviene en la expresión de Kc.
12.4 Equilibrios heterogneosLa constante K c en equilibrios heterogéneos. En un equilibrio heterogéneo, en el cociente de las
concentraciones no se incluyen los sólidos o líquidos puros.
A(s) + 2B(aq) C(s) + D(aq)
K =aC aDaA aB
2 =1 c
c° D
1 cc° B
2 =cDcB
2 c° = Kc c°
Revisión de algunos equilibrios vistos anteriormente.
p° (CO2(g))
c° (CO2(aq ))
p° (CO2(g))
p(CO2(g))K HENRY =
c(CO2(aq ))
p(CO2(g))K HENRY = K=
c(CO2(aq ))
c° (CO2(aq ))
a(CO2(g))
a(CO2(aq ))K =CO2(aq )CO2(g)
K =s(I2(CCl4))
s(I2(aq ))s(I2(CCl4))
s(I2(aq )) c(I2(aq ))
c(I2(CCl4))==
c(I2(CCl4))
c(I2(aq ))a(I2(aq ))
a(I2(CCl4))K =I2(CCl4)I2(aq )
CO2(s) CO2(g) K =a(CO2(g))
a(CO2(s)) p° (CO2(g))
p(CO2(g))= p(CO2(g)) = pv(CO2) pv(CO2) = K ⋅ p° (CO2(g))
pv(H2O) = K ⋅ p° (H2O(g))
Relación
p(H2O(g)) = pv(H2O)=p(H2O(g))
p° (H2O(g))a(H2O( l))
a(H2O(g))K =
Expresión vista antesExpresión termodinámicaEquilibrio
H2O(g)H2O( l)
Equilibrio de disolución de un compuesto iónico poco soluble. En un equilibrio de disolución
de una sal iónica, y si el comportamiento es ideal, el producto de las concentraciones de los iones en el
equilibrio es una constante llamada producto de solubilidad, Ks, relacionada con la constante de equilibrio
termodinámica K por la ecuación:
A B (s) aA (aq) + bB (aq)a b+ –
K =
aA+a aB–b
aAB≈
cc° A+
a cc° B–
b
1 = cA+a cB–b c° –(a+b) = Ks c° –(a+b)
Contrariamente a K , Ks sí tiene unidades. Como c° = 1 mol l–1, si las concentraciones se expresan en moles
por litro, el valor numérico de Kc coincide con el de K . El producto de solubilidad sólo puede emplearse en
sales muy poco solubles, en las que las concentraciones en el equilibrio son muy pequeñas y el
comportamiento de la disolución se acerca al ideal.
Efecto del ion común. Es el efecto por el que la solubilidad de una sal es menor en una disolución que
presenta un ion común con la sal que en el disolvente puro.
Efecto salino. (VER APUNTES)
BibliografaAtkins, págs. 477-509; Dickerson, págs. 611-638, 201-209; Masterton, págs. 418-446, 508-531; Russell,
págs. 432-455, 498-506; Whitten, págs. 497-526, 580-599
Seminarios12.1 Observa la ecuación ∆G° = –RTlnK . ¿Por qué es lógico que K no tenga unidades?
12.2 ¿A qué equivale la actividad para: a) un gas ideal, b) un gas real, c) el soluto de una disolución ideal y d) el
120 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
soluto de una disolución real? ¿En qué circunstancias se acerca el valor numérico de la actividad a la presión
de un gas en atmósferas y a la concentración de una disolución en moles por litro?
12.3 Si reaccionan hidrógeno y yodo a 300°C, la variación de la energía libre de la reacción depende de las
concentraciones o presiones parciales de H2, I2 y HI. En contraste, si la reacción transcurre a temperatura
ambiente, sólo tienen efecto sobre la variación de la energía libre de la reacción, las concentraciones de H2 y
HI. ¿Por qué?
constantes de equilibrio
12.4 Para las siguientes reacciones escribe la expresión para las constantes de equilibrio Kp y Kc y señala sus
unidades:
a) CO(g) + Cl2(g) COCl(g) + Cl(g) c) H2(g) + Br2(g) 2HBr(g)
b) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) d) 2O3(g) 3O2(g)
12.5 Para la reacción 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), Kp = 2,5 1010 atm–1 a 500 K. Encuentra los valores (a la
misma temperatura) de las constantes de equilibrio para las reacciones:
a) SO2(g) + 1/2O2(g) SO3(g) c) 3SO2(g) + 3/2O2(g) 3SO3(g)
b) SO3(g) SO2(g) + 1/2O2(g)
12.6 Clasifica los siguientes equilibrios como homogéneos o heterogéneos y escribe la expresión para Kc:
a) Ca(OH)2 (aq) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l) c) H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3–(aq)
b) 2KNO3(s) 2KNO2(s) + O2(g) d) H2O(l) H+(aq) + OH–(aq)
12.7 Para las siguientes reacciones escribe la expresión para la constante de equilibrio Kc y señala sus unidades:
a) MgCO3(s) MgO(s) + CO2(g) c) Cu(s) + Cl2(g) CuCl2(s)
b) 2Br–(aq) + Cl2(g) Br2(g) + 2Cl–(aq) d) NH4NO3(s) N2O(g) + 2H2O(g)
12.8 Expresa Kp para el equilibrio NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) en función de la presión total del sistema
cuando la cantidad de ambos gases es idéntica.
12.9 La expresión de Kc para equilibrios heterogéneos no incluye la concentración de las sustancias sólidas o
líquidas puras. Para el equilibrio NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) escribe una expresión que sí incluya la
concentración de NH4HS(s) y compárala con Kc.
cociente de reacción y equilibrio químico
12.10 En cada uno de los siguientes casos determina cuando la mezcla tiene tendencia a formar reactivos y cuando
productos:
a) H2(g) + I2(g) 2HI(g), Kc = 49, [H2] = 4,8 10–3 M, [I2] = 2,4 10–3 M, [HI] = 2,4 10–3 M.
b) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), Kp(700 K) = 3,0 104 atm–1, p(SO2) = 1,2 atm, p(O2) = 0,50 atm,
p(SO3) = 0,10 atm.
principio de le Châtelier
12.11 En los siguientes casos, señala cuando un aumento de la presión favorece a los reactivos y cuando a los
productos:
a) Cl2(g) 2Cl(g) c) 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g);
b) 2O3(g) 3O2(g) d) Pb(NO3)2(s) PbO(s) + NO2(g) + O2(g).
12.12 La densidad del fósforo rojo es 2,34 g cm–3 mientras que la del alótropo blanco es 1,82 g cm–3. ¿Qué
variedad del fósforo será favorecida por un aumento en la presión?
12.13 Indica cómo influye cada uno de los siguientes cambios en la concentración de H2 para el equilibrio
H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) cuya entalpía normal de reacción es ∆H°298 = 41 kJ:
a) adición de CO2, b) adición de H2O, c) adición de un catalizador, d) aumento de la temperatura, e)
disminución del volumen.
12.14 Indica cómo influye cada uno de los siguientes cambios sobre el grado de disociación del PCl5 para el
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 121
equilibrio PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) cuya entalpía normal de reacción es ∆H°298 = 92,6 kJ:
a) adición de un catalizador, b) disminución del volumen del recipiente, c) adición de gas cloro a presión
constante, d) aumento de la temperatura, e) adición de gas nitrógeno a presión constante, f) adición de gas
nitrógeno a volumen constante.
12.15 La reacción exotérmica para la síntesis de amoniaco es N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g). Esta reacción fue de
gran interés durante la primera Guerra Mundial, puesto que se utilizaba NH3 no sólo para la fabricación de
abonos, sino también de explosivos. El Dr. Fritz Haber encontró las condiciones de temperatura y presión
que producían el máximo rendimiento de NH3 según esta reacción, resolviendo para Alemania su propio
suministro de este producto. ¿Qué condiciones podrían predecirse?
a) Baja T, baja p; b) Baja T, alta p; c) Alta T, baja p; d) Alta T, alta p.
la ecuación de Van’t Hoff
12.16 Para una reacción A(g) B(g) cuyo mecanismo consta de una sola etapa:
a) deduce la relación entre las constantes de velocidad en ambos sentidos (k1 y k–1) y la constante K ,
recordando que en el equilibrio las velocidades de reacción en ambos sentidos son iguales.
b) a partir de la ecuación de Arrhenius que relaciona k con la temperatura y la energía de activación, deduce
la ecuación de Van’t Hoff que relaciona K con la temperatura y la entalpía normal de reacción.
12.17 Apartir de la ecuación de Van’t Hoff, deduce la ecuación de Clausius–Clapeyron que relaciona la presión de
vapor de un líquido con la temperatura y la entalpía normal de vaporización.
Problemas equilibrios en fase gaseosa
12.1 La constante de equilibrio (Kc) para la reacción N2(g) + O2(g) 2NO (g) vale 8,8 10–4 a 2200 K. Si
2,0 mol de N2 y 1,0 mol de O2 se introducen en un recipiente de 2 litros y se calientan a 2200 K, calcula:
a) la cantidad de sustancia, en moles, de cada una de las especies en el equilibrio.
b) Kc’ y Kc” para los equilibrios 2NO(g) N2(g)+ O2(g) y 1/2N2(g) + 1/2O2(g) NO(g).
12.2 En un recipiente de l,00 litros se introducen 2,00 moles de N2 y 6,00 moles de H2 a 400°C, estableciéndose
el equilibro N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g). Si la presión del gas en el equilibrio es 288,2 atm, calcula el
valor de Kc a esa temperatura (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1).
12.3 Para la reacción en fase gaseosa H2(g) + I2(g) 2HI(g), las concentraciones encontradas en el
equilibrio a 490 °C en cierto experimento son, en mol l–1, [H2] = 8,62 10–4, [I2] = 2,63 10–3,[HI] =
1,02 10–2. Calcula:
a) la constante de equilibrio Kc,
b) la constante de equilibrio para la reacción 2HI H2 + I2.
12.4 Con los datos del ejercicio anterior, calcula:
a) las concentraciones de H2, I2 y HI en el equilibrio, cuando 1,00 mol de H2 y 1,00 mol de I2 se calientan
a 490 °C en un volumen de 1,00 l.
b) el grado de disociación en el equilibrio, cuando se calientan 0,500 mol de HI a 490 °C.
c) las concentraciones en el equilibrio, cuando se añaden 0,200 mol de H2 a la mezcla a).
12.5 A una temperatura de 27 °C y a una presión de 1,0 atm, el N2O4 está disociado en un 20% en NO2.
Determina el porcentaje de disociación a 27 °C y una presión total de 0,10 atm.
12.6 Nos dan un recipiente que contiene en equilibrio, a 1000 K, 0,102 mol l–1 de NH3, 1,03 mol l–1 de N2, y
1,62 mol l–1 de H2. Calcula Kc y Kp para la reacción N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) (R = 0,0821 atm l
mol–1 K–1).
12.7 Calcula la Kc, a 1000 K,para el equilibrio 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) sabiendo que Kp, a la misma
temperatura, vale 2,73 1020 atm–1 (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1).
122 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
12.8 El I2 gaseoso se encuentra en equilibrio con sus correspondientes átomos según la ecuación I2(g)
2I(g). A 1000 K y a l,69 atm de presión total, y para una concentración inicial de I2 de 2,00 10–2 mol l–1, el
grado de disociación es 2,14 10–2. Calcula:
a) el valor de Kc y Kp.
b) el grado de disociación del yodo para una concentración inicial de 5,00 10–4 mol l–1.
12.9 A500 K, 1,000 mol de PCl5 (Mr = 208,24) se descompone dando 0,139 mol de PCl3 y 0,139 mol de Cl2,
cuando el volumen del recipiente es de 1,00 l. Calcula:
a) la Kc para la reacción de descomposición PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
b) la concentración de Cl2 en el equilibrio, si [PCl5] = 0,0428 mol l–1 y [PCl3] = 1,32 mol l–1.
c) la concentración de PCl5 en el equilibrio, si se introducen 1,50 g de PCl5 en un tubo cerrado de 36,3 ml.
12.10 Para la reacción SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g) a 182 °C, Kp vale 9,32 10–2 atm. En un recipiente de
0,400 litros se introducen 0,200 moles de SbCl5 y la temperatura se eleva a 182 °C. Calcula en el equilibrio:
a) la concentración de las especies presentes (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1).
b) la presión total de la mezcla gaseosa.
12.11 Se introducen 2,50 moles de COBr2 en un recipiente cerrado de 2,00 litros y se calientan a 73 °C. A dicha
temperatura, la Kc vale 0,19 mol l–1 para el equilibro COBr2(g) CO(g) + Br2(g). Determina
a) las concentraciones en el equilibro y el grado de disociación (α).
b) las presiones parciales y la presión total en el equilibrio (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1).
12.12 Para la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g), Kc vale 2,24 10–2 mol l–1 a 227 °C. En un recipiente de
10,0 litros se introducen 4,0 moles de PCl5, a una temperatura de 227 °C. Calcula:
a) La concentración de las especies en el equilibrio.
b) La presión parcial de cada gas (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1).
c) La cantidad de sustancia de PCl5, en moles, que queda sin descomponer, tras añadir 10,0 moles de Cl2.
12.13 Se establece el equilibrio SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g) calentando 29,9 g de SbCl5 (M = 299,015 g
mol–1) a 182 °C en un recipiente de 3,00 litros. Calcula (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1):
a) Las concentraciones de las distintas especies en equilibrio si la presión total es de l,54 atm.
b) Los valores de Kc y Kp.
c) Las concentraciones en el equilibrio, si la mezcla se comprime hasta un volumen de 1,00 litros.
d) El grado de disociación y la presión total, en el supuesto del apartado c.
12.14 El fosgeno, COCl2 (Mr = 98,917), se descompone a elevada temperatura dando monóxido de carbono,
CO, y cloro, Cl2. En una experiencia se inyecta 0,631 g de COCl2 en un recipiente de 472,0 ml a 1000 K.
Cuando se ha establecido el equilibrio, se observa que la presión total del recipiente es 2,175 atm. Calcula
la Kc de la reacción COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) (R = 0,08206 atm l mol–1 K–1).
12.15 La entalpía normal (∆H°298) para la reacción SO2(g) + 1/2O2(g) 2SO3(g) vale –94,91 kJ mol–1 y la
entropía normal (∆S°298), –94,82 J mol–1 K–1.
a) ¿A qué temperatura se alcanzará el equilibrio, cuando todas las presiones parciales son igual a 1 atm?
b) ¿Cuánto valen K , Kp y Kc a 298 K? (R = 0,0821 atm l mol–1 K–1 = 8,3144 J mol–1 K–1)
equilibrios heterogéneos
12.16 El carbamato de amonio sólido se disocia según la ecuación NH4CO2NH2(s) 2NH3(g) + CO2(g). A
25 °C, la presión total de los gases en equilibrio con el sólido es 0,116 atm. Calcula:
a) la constante de equilibrio (Kp) de la reacción.
b) la presión de NH3(g), si se introducen 0,100 atm de CO2.
12.17 La presión de descomposición del NH4HS(s) es de 502 Torr a 25 °C y de 356 Torr a 20 °C. Calcula la
entalpía de la reacción NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) (R = 8,3144 J mol–1 K–1).
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 123
producto de solubilidad
12.18 Tratando de disolver sulfato de bario (M = 233,4 g mol–1) en agua, vemos que en 187 ml se disuelven
0,0017 g de BaSO4. ¿Cuál es el producto de solubilidad (Ks) del BaSO4?
12.19 Calcula la solubilidad (s) del PbI2(M = 461,0 g mol–1) en g l–1, si Ks = 4,0 10–5 mol3 l–3.
12.20 Calcula el producto de solubilidad del Cd(OH)2 (M = 146,41 g mol–1) sabiendo que su solubilidad es
2,1 10–3 g l–1.
12.21 A temperatura ambiente, el producto de solubilidad del hexacianoferrato(II) de plata (M = 642,53 g mol–1)
es 1,5 10–41 mol5 l–5. Calcula la masa de este compuesto que se disuelve en 250 ml de agua.
12.22 Dado que la Ks del yoduro de talio(I), TlI (M = 331,28 g mol–1), es 8,9 10–8 mol2 l–2, calcula la masa de
TlI que se disuelve en 1,26 l de agua.
12.23 Dado que la Ks del acetato de plata, Ag(CH3COO) (M = 166,92 g mol–1), es 2,3 10–3 mol2 l–2, calcula la
masa de Ag(CH3COO) que se disuelve en 1,26 l de disolución acuosa de AgNO3 0,150 M. (NOTA: se
puede despreciar la hidrólisis del anión acetato en medio neutro).
12.24 Dado que la Ks del fluoruro de magnesio, MgF2 (M = 62,30 g mol–1), es 8 10–8 mol3 l–3, calcula la masa
de MgF2 que se disuelve en 0,250 l de disolución acuosa de Mg(NO3)2 0,100 M. (NOTA: se puede
despreciar la hidrólisis del anión fluoruro en medio neutro).
12.25 En una disolución tenemos en equilibrio con Ag2CrO4 sólido, cationes Ag+ en concentración 4,4 10–6 M y
aniones CrO42– en concentración 0,100 M. ¿Cuál es el producto de solubilidad (Ks) del Ag2CrO4?
12.26 La concentración de iones calcio(2+) (Ca2+) en una disolución es 1,0 10–2 M. Calcula la concentración
mínima de iones fluoruro necesaria para la precipitación de CaF2 (Ks (CaF2) = 3,9 10–11 mol3 l–3).
12.27 La Ks del SrSO4 es 7,6 10–7 mol2 l–2. ¿Habrá precipitación al mezclar 25,0 ml de SrCl2 1,0 10–3 M con
15,0 ml de Na2SO4 2,0 10–3 M?
12.28 Se mezclan 200 ml de Hg2(NO3)2 9,0 10–6 M y 100 ml de NaCl 3,0 10–6 M. Determina si precipitará
Hg2Cl2 (Ks = 2,0 10–8 mol3 l–3).
12.29 Supón que se mezclan 40,0 ml de AgNO3 0,10 M y 10,0 ml de NaBr 0,15 M. Calcula las concentraciones
finales de Ag+ y Br–, y la cantidad de AgBr precipitado (M = 187,77 g mol–1), si Ks(AgBr) = 5,0 10–13
mol2 l–2.
12.30 Se tiene una disolución 1 10–3 M en iones cadmio(2+) y en iones manganeso(2+). A esta disolución se le
añade sulfuro de sodio hasta que, por precipitación de CdS (Ks = 1 10–28 mol2 l–2) la concentración de
Cd2+ desciende a 1 10–6 M. Determina si precipitará también MnS (Ks = 7,1 10–16 mol2 l–2).
12.31 Calcula la concentración de catión plata(1+) (Ag+) disuelto y la masa de sulfuro de plata (Ag2S, M = 247,8
g mol–1) precipitado, cuando a 1,00 litros de disolución de AgNO3 0,010 M se le añade Na2S hasta que la
concentración de S2– es 0,020 M (Ks(Ag2S) = 1,6 10–49 mol3 l–3).
12.32 La solubilidad del cloruro de plata vale 1,41 10–5 mol l–1 y la del yoduro de plata vale 1,0 10–8 mol l–1.
Calcula las concentraciones de los iones Ag+, I– y Cl–, en una disolución acuosa saturada de ambas sales.
12.33 Un estudiante mezcla 0,100 litros de disolución de Sr(NO3)2 12,00 10–3 M con 0,100 litros de disolución
de K2CrO4 15,00 10–3 M, y adiciona agua hasta un volumen final de 0,300 litros. Determina:
a) la concentración de iones estroncio(2+) y de iones de cromato(2–).
b) si precipita o no, en esas condiciones, SrCrO4 (Ks = 4,0 10–5 mol2 l–2).
12.34 Una disolución contiene aniones cloruro, Cl–, y cromato, CrO42–, ambos en una concentración de 0,050
mol l–1. Se añade lentamente una disolución de nitrato de plata (desprecia el aumento del volumen).
a) ¿Qué precipita primero, AgCl ó Ag2CrO4? [Ks(AgCl) = 1,3 10–10 mol2 l–2, Ks(Ag2CrO4) = 2,3 10–12
mol3 l–3].
b) ¿Cuáles serán las concentraciones de Ag+, Cl– y CrO42– en el momento en que AgCl y Ag2CrO4
124 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
comiencen a precipitar conjuntamente?
Soluciones a los Seminarios12.1 Porque está operado por un logaritmo.12.2 Gas ideal: al valor numérico de la presión en atmósferas.
Gas real: aproximadamente al valor numérico de la presión en atmósferas.Disolución ideal: al valor numérico de la concentración en moles por litro.Disolución real: aproximadamente al valor numérico de la concentración en moles por litro.En disoluciones diluidas y en gases a baja presión y alta temperatura.
12.3 Porque a temperatura ambiente el I2 es sólido.12.4 a) Kp = p(COCl)p(Cl)/p(CO)p(Cl2), sin unidades; Kc = [COCl][Cl]/[CO][Cl2], sin unidades.
b) Kp = p(SO3)2/p(O2)p(SO2)2, atm–1; Kc = [SO3]2/[O2][SO2]2, l mol–1.c) Kp = p(HBr)2/p(H2)p(Br2), sin unidades; Kc = [HBr]2/[H2][Br2], sin unidades.d) Kp = p(O2)3/p(O3)2, atm; Kc = [O2]3/[O3]2, mol l–1.
12.5 a) (2,5 1010)1/2 atm–1/2; b) [1/(2,5 1010)1/2] atm1/2; c) (2,5 1010)3/2 atm–3/2.12.6 a) Heterogéneo. Kc = 1/[Ca(OH)2]en disolución[CO2]en fase gaseosa.
b) Heterogéneo. Kc = [O2].c) Homogéneo. Kc = [H+][HCO3
–]/[H2CO3].d) Homogéneo.Kc = [H+][OH–].
12.7 a) Kc = [CO2]; mol l–1; b) Kc = [Br2]en fase gaseosa[Cl–]2en disolución/[Cl2]en fase gaseosa[Br–]2en disolución; sin unidades;c) Kc = 1/[Cl2]; l mol–1; d) Kc = [N2O][H2O]2; mol3 l–3.
12.8 Kp = p(NH3) p(H2S) = (p/2) (p/2) = p2/4.12.9 Kc = [NH3(g)][H2S(g)]; K’c = [NH3(g)][H2S(g)]/[NH4HS(s)]; Kc = K’c [NH4HS(s)].
12.10 a) Qc = 0,50 < Kc, se formarán más productos; b) Qp = 1,4 10–2 < Kp, se formarán más productos.12.11 Se favorece el lado donde la cantidad total de moles de gases es inferior. a) Reactivos; b) reactivos; c) productos; d) reactivos.12.12 La del fósforo rojo ya que es más densa (ocupa menos volumen).12.13 a) Disminuye; b) aumenta; c) invariable; d) disminuye; e) invariable.12.14 a) Invariable; b) desplaza el equilibrio hacia la izquierda; c) desplaza el equilibrio hacia la izquierda; d) desplaza el equilibrio
hacia la derecha; e) desplaza el equilibrio hacia la derecha (estamos diluyendo la muestra); f) si el comportamiento es ideal,ninguno.
12.15 Las señaladas en b).12.16 a) Kc = k1/k–1.12.17 La ecuación de van’t Hoff aplicada al equilibrio A(l) A(g) es análoga a la de Clausius–Clapeyron, teniendo en cuenta que
la constante de equilibrio K es igual numéricamente a la presión de vapor expresada en atmósferas.
Soluciones a los Problemas12.1 a) n(N2) = 1,98 mol, n(O2) = 0,98 mol, n(NO) =
0,042 mol; b) Kc’ = 1,14 103, Kc” = 2,97 10–2.12.2 Kc = 2,06 mol–2 l2.12.3 a) Kc = 45,9; b) Kc = 2,18 10–2.12.4 [H2] = [I2] = 0,228 mol l–1, [HI] = 1,544 mol l–1;
b) α = 0,228 ;c) [H2] = 0,366 mol l–1, [I2] = 0,166mol l–1 [HI] = 1,668 mol l–1.
12.5 54%.12.6 Kc = 2,38 10–3 mol–2 l2, Kp = 3,52 10–7 atm–2.12.7 Kc = 2,24 1022 mol–1 l.12.8 a) Kc = 3,85 10–5 mol l–1, Kp = 3,08 10–3 atm;
b) α = 0,128.12.9 a) Kc = 0,0224 mol l–1; b) [Cl2] = 7,26 10–4 mol
l–1; c) [PCl5] = 0,142 mol l–1.12.10 a) [SbCl3] = [Cl2] = 0,034 mol l–1, [SbCl5] =
0,466 mol l–1; b) p = 19,92 atm.12.11 a) [CO] = [Br2] = 0,40 mol l–1, [COBr2] = 0,85
mol l–1, α = 0,32; b) p(CO) = p(Br2) = 11 atm,p(COBr2) = 24 atm, p = 47 atm.
12.12 a) [PCl5] = 0,31 mol l–1, [PCl3] = [Cl2] = 0,087mol l–1; b) p(PCl5) = 12,7 atm, p(PCl3) = p(Cl2)= 3,6 atm; c) n(PCl5) = 3,91 mol.
12.13 a) [SbCl5] = 2,54 10–2 mol l–1, [SCl3] = [Cl2] =
7,9 10–3 mol l–1; b) Kc = 2,47 10–3 mol l–1, Kp= 0,092 atm; c) [SbCl5] = 9,52 10–2 mol l–1,[SCl3] = [Cl2] = 1,4 10–2 mol l–1; d) α = 0,144,p = 4,27 atm.
12.14 Kc = 0,32 mol l–1. 12.15 a) T = 1001 K; b) K = 4,81 1011; Kp = 4,81 1011
atm1/2; Kc = 9,72 1010 mol1/2 l–1/2.12.16 a) Kp = 2,312 10–4 atm3; b) p(NH3) = 4,36 10–2
atm.12.17 ∆H = 100 kJ mol–1.12.18 Ks = 1,5 10–9 mol2 l–2.12.19 s = 9,93 g l–1.12.20 Ks = 1,18 10–14 mol3 l–3.12.21 m = 3,36 10–7 g.12.22 m = 0,12 g.12.23 m = 2,9 g.12.24 m = 0,007 g.12.25 Ks = 1,9 10–12 mol3 l–3.12.26 [F–] = 6,24 10–5 mol l–1.12.27 [Sr2+][SO4
2–] = 4,7 10–7 mol2 l–2; no habráprecipitación.
12.28 Qs = 5,99 10–18 mol3 l–3, no precipitará.12.29 [Ag+] = 0,050 M, [Br–] = 1,0 10–11 M;
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 125
precipitaron 2,8 10–4 g de AgBr.12.30 Qs = 10–25, no precipitará.12.31 [Ag+] = 2,83 10–24 mol l–1, m(Ag2S) = 1,2 g.12.32 [Ag+] = 1,41 10–5 mol l–1, [I–] = 1,41 10–12 mol
l–1, [Cl–] = 1,41 10–5 mol l–1.12.33 a) [Sr2+] = 4,0 10–3 mol l–1, [CrO4
2–] = 1,0 10–2
mol l–1; b) Qs = 4,0 10–5 mol2 l–2, no precipitará(disolución saturada).
12.34 a) AgCl; b) [Ag+] = 6,8 10–6 mol l–1, [Cl–] = 1,910–5 mol l–1, [Cr2O4
–] = 0,050 mol l–1.
126 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
13 Equilibrio Ácido–Base13.1 Ácidos y bases13.2 Autoionización del agua13.3 Cálculos de pH en disoluciones acuosas de ácidos y bases13.4 Hidrólisis de sales13.5 Reacciones de neutralización13.6 Valoraciones ácido–base
13.7 Disoluciones reguladoras_________________________________________________________________________________________
13.1 çcidos y basesEl concepto de ácido y base en sus distintas acepciones se estudia en el Tema 16. Una primera definición de
ácido y base fue introducida por Arrhenius en 1884 y mejorada por Brønsted y Lowry en 1923. Una defi-
nición alternativa fue dada por Lewis también en 1923. De momento usaremos una definición pragmática,
intermedia entre la de Arrhenius y la de Brønsted, y sólo aplicable a ácidos y bases en disolución acuosa:
• ácido es todo aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno.
HCl(aq) H+(aq) + Cl–(aq)
• base es todo aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidróxido. Una
sustancia puede ser básica porque aporte directamente iones OH– al medio (Arrhenius) o porque tome H+
del medio (Brønsted):
NaOH(aq) Na+(aq) + OH–(aq) NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH–(aq)
El ion hidrógeno en agua. La naturaleza del ion hidrógeno en agua es compleja. Debido a su alto
poder de polarización, algunas de las moléculas de agua que le rodean están unidas a él ya no sólo por
fuerzas de Van de Waals sino por un enlace covalente. El ion hidrógeno en agua se suele representar como
H+(aq), obviando la naturaleza real de la especie existente en disolución, o como H3O+(aq), representación
que sin ser más exacta que la anterior (el H+ se encuentra en realidad unido a más de una molécula de
agua), presenta la ventaja de que resalta la participación del agua en los procesos ácido–base:
HCl(aq) H+(aq) + Cl–(aq) o HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq)
Constante de ionización de un ácido o una base . Los equilibrios de disociación de un ácido o una
base quedan caracterizados mediante una constante de equilibrio llamada constante de ionización ácida o
básica (Ka o Kb):
HA(aq)+ H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq) Ka =
[A–][H3+O]
[HA]
B(aq)+ H2O(l) BH+(aq) + OH–(aq) Kb =[BH+][OH–]
[B]El grado de disociación (α) de un ácido o una base es el tanto por uno de ácido o base que se encuentra en
forma disociada.
Ácidos y bases fuertes y débiles. Son ácidos y bases fuertes aquellos para los que, en
concentraciones ordinarias, prácticamente todas sus moléculas están disociadas (α 1). Los ácidos y bases
débiles tienen constantes de ionización pequeñas, de forma que cuando se disuelven con concentraciones
ordinarias en agua, gran parte de sus moléculas se mantienen sin disociar (α << 1).
Ácidos polipróticos. Algunos ácidos pueden ceder más de un protón. Estos ácidos reciben el nombre
de ácidos polipróticos. Cada disociación de cada uno de los protones tiene su propia constante de
disociación, observándose que su valor disminuye según se pierden protones: Ka1 > Ka2 > Ka3… (tabla
13,2). De forma análoga se pueden definir las bases polipróticas.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 127
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 13.1. Ácidos y Bases usuales en disolución acuosa
Ácidos K a (en mol l– 1) Bases K b (en mol l– 1)Fuertes HCl NaOH
HBr hidróxidos del grupo 1HI Ca(OH)2H2SO4 (fuerte en la 1ª disociación) hidróxidos del grupo 2, salvo BeHNO3HClO4
Débi les HIO3 1,7 10–1 N(C2H5)3 1,0 10–3
H2SO3 1,6 10–2 N(CH3)3 6,5 10–5
HClO2 1,0 10–2 NH3 1,8 10–5
H3PO4 7,1 10–3 (1ª disociación) Piridina, C5H5N 1,8 10–9
HNO2 4,3 10–4 (1ª disociación) Urea, CO(NH2)2 1,3 10–14
HF 3,5 10–4
HCOOH 1,8 10–4
C6H5COOH 6,5 10–5
CH3COOH 1,8 10–5
H2CO3 4,3 10–7 (1ª disociación)HClO 3,0 10–8
HBrO 2,0 10–9
B(OH)3 7,2 10–10
HCN 4,9 10–10
HIO 2,3 10–11__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Tabla 13.2. Constantes de ionización de algunos ácidos polipróticos
Ácidos K a (en mol l– 1) Ácidos K a (en mol l– 1)H2SO4 (fuerte en la 1ª disociación) H2CO3 4,3 10–7 (1ª disociación)
1,20 10–2 (2ª disociación) 5,6 10–11 (2ª disociación)H3PO4 7,1 10–3 (1ª disociación) H2S 1,32 10–7 (1ª disociación)
6,3 10–8 (2ª disociación) 7,08 10–15 (2ª disociación)4,2 10–13 (3ª disociación)
_____________________________________________________________________________________________________
13.2 Autoionizacin del aguaEl agua es un participante esencial en todos los equilibrios ácido–base que ocurren en ella. Incluso la
definición realizada de ácido y base viene dada por el hecho de que el agua se ioniza en H+ y OH–:
H2O(l)+ H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) o H2O(l) H+(aq) + OH–(aq)
En el equilibrio, [H+][OH–] = Kw, donde Kw es una constante llamada constante de ionización o producto
iónico del agua, y cuyo valor a 25 °C es 1,0 10–14 mol2 l–2. Por tanto, en el agua pura a 25 °C, [H+] =
[OH–] = Kw1/2 = 1,0 10–7 mol l–1.
El agua pura y las disoluciones acuosas que mantienen [H+] = [OH–], se dice que son neutras. Una
disolución acuosa es ácida cuando [H+] > [OH–]. Una disolución acuosa es básica cuando [H+] < [OH–].
El p H . Sorenson propuso en 1903 el pH como método para expresar la acidez que evita el empleo de
potencias negativas. El acrónimo pH procede de potencial de hidrógeno (ver tema 14).
pH = –log[H+] = log(1/[H+]), donde la concentración de protones se expresa en mol l–1
Una disolución ácida presenta pH <7, una neutra pH = 7 y una básica pH > 7.
El pOH, p Ka, p Kb, p Kw. Por comodidad, en ocasiones se emplean estas magnitudes que se definen
de forma análoga al pH:
pOH = –log[OH–] pKa = –logKa pKb = –logKb pKw = –logKw
Obsérvese que la expresión [H+][OH–] = Kw = 1,0 10–14 mol2 l–2 se convierte en pH + pOH = pKw = 14.
Sustancias anfipróticas. Una sustancia que como el agua es tanto capaz de dar como de aceptar
protones, se dice que es anfiprótica. Otro ejemplo de sustancia anfiprótica es el anión HCO3–.
128 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
13.3 Clculos de pH en disoluciones acuosas de cidos y basesÁcidos y bases fuertes. Problemas 13.1 a 13.5.
Ácidos y bases débiles. Problemas 13.6 a 13.16.
Ácidos polipróticos. Problemas 13.17 a 13.19. Al calcular el pH de un ácido poliprótico, es normalmente
suficiente con tener en cuenta la primera ionización (la segunda es mucho menos importante que la
primera). Este criterio se puede extrapolar a otros casos: cuando tenemos una mezcla de dos ácidos en
concentraciones ordinarias y uno es significativamente más fuerte que el otro, la ionización del segundo se
puede normalmente despreciar en el cálculo del pH. Esto es consecuencia de dos efectos, (a) el ácido más
fuerte aporta más protones al medio y (b) la ionización del ácido débil será todavía menos importante debido
a la concentración de protones aportada por el ácido más fuerte.
13.4 Hidrlisis de salesÁcidos y bases conjugados. El anión procedente de la ionización de un ácido es una base y recibe el
nombre de base conjugada del ácido. A la reacción del anión con agua se le llama hidrólisis básica del
anión.
–1× HCN(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CN–(aq) Ka =
[CN–][H3O+][HCN]
+1× 2H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) Kw = [H3O+][OH–]__________________________________________________________________
CN–(aq) + H2O(l) HCN(aq) + OH–(aq)
Kb =[HCN][OH–]
[CN–] =Kw
Ka
El catión procedente de la ionización de una base es un ácido y recibe el nombre de ácido conjugado de la
base. A la reacción del catión con agua se le llama hidrólisis ácida del catión.
–1× NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH–(aq)
Kb =[[NH4
+][OH–][NH3]
+1× 2H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) Kw = [H3O+][OH–]__________________________________________________________________
NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq)
Ka =
[NH3][H3O+][NH4
+]=
Kw
Kb
Obsérvese que para un ácido y base conjugados, se cumple que Ka × Kb = Kw o que pKa + pKb = pKw.
Esta relación implica que “cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada”. Las bases o
ácidos conjugados de ácidos o bases fuertes no sufren hidrólisis:
HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq) Cl–(aq) + H2O(l) HCl(aq) + OH–(aq)
NaOH(aq) Na+(aq) + OH–(aq) Na+(aq) + 2H2O(l) NaOH(aq) + H3O+(aq)
Hidrólisis de sales. Las sales que contienen un catión o anión conjugado de un ácido débil, al
disolverse en agua darán disoluciones no neutras:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl–(aq) No hay hidrólisis. Disolución neutra.
NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl–(aq)
NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) Hidrólisis ácida. Disolución ácida.
NaAc(s) Na+(aq) + Ac–(aq)
Ac–(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH–(aq) Hidrólisis básica. Disolución básica.
NH4Ac(s) NH4+(aq) + Ac–(aq)
NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) Hidrólisis ácida.
Ac–(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH–(aq) Hidrólisis básica. Disolución ???.
Cálculo de pH de una disolución de una sal. Problemas 13.20 a 13.22.
Cálculo de pH de una disolución de una mezcla de ácido y base conjugados. Problemas
13.23 a 13.25. La ecuación de Henderson–Hasselbach permite calcular el pH de estas mezclas:
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 129
pH = pKa – log[ácido][base]
Aunque las concentraciones de ácido y base son las del equilibrio, una buena aproximación es hacerlas
igual a las concentraciones de ácido y base adicionadas.
13.5 Reacciones de neutralizacinLa reacción de un ácido y una base es una reacción de neutralización. Aunque en el concepto más
tradicional de Arrhenius, las reacciones de neutralización son reacciones entre un ácido que aporta iones
hidrógeno y una base que aporta iones hidróxido:
ácido + base sal + agua
HCl(aq) + Na(OH)(aq) Na+(aq) + Cl–(aq) + H2O(l)
conviene ampliar el término a cualquier reacción entre un ácido y una base, para dar la base y el ácido
conjugados (concepto de Brønsted):
ácido 1 + base 2 base conjugada de 1 + ácido conjugado de 2
HCl(aq) + NH3(aq) NH4+(aq) + Cl–(aq)
HCl(aq) + Ac–(aq) HAc(aq) + Cl–(aq)
La constante del equilibrio de neutralización se puede relacionar con las constantes del ácido y la base:
+1× HA(aq)+ H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq) Ka =
[A–][H3+O]
[HA]
+1× B(aq)+ H2O(l) BH+(aq) + OH–(aq) Kb =[BH+][OH–]
[B]–1× 2H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) Kw = [H3O+][OH–]____________________________________________________________________________________
HA(aq) + B(aq) BH+(aq) + A–(aq)
Kc =[BH+][A–][HA][B] =
KaKb
Kw=
Ka
Ka conjugado=
Kb
Kb conjugado
Como Kw es muy pequeño (10–14 mol l–1 a 25 °C), el equilibrio anterior suele estar muy desplazado hacia
la derecha, excepto en el caso en el que el ácido y la base sean muy débiles. (En general se encontrará
deplazado en el sentido en el que esté el ácido (y base) más débil).
Cálculo de pH de una mezcla de ácido fuerte y base fuerte. Problema 13.26.
Cálculo de pH de una mezcla de ácido fuerte y base débil o ácido débil y base fuerte.Problemas 13.27 a 13.31. En todos estos casos, se puede suponer en primer lugar que la reacción de
neutralización está totalmente desplazada hacia la derecha. El pH del medio final dependerá del reactivo que
esté en exceso.
13.6 Valoraciones cidoÐbaseLa valoración es una técnica analítica que se basa en la posibilidad de reconocer el punto de equivalencia de
una reacción, es decir, el punto en el que se ha adicionado una cantidad equivalente de ácido y base (para el
caso de una valoración ácido–base). El punto de neutralidad de una valoración es el punto en el que el pH
es igual a 7. Conviene no confundir el punto de neutralidad y el de equivalencia de una valoración.
Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte. Problema 13.33 y figura 13.1.
Valoración de un ácido débil con una base fuerte. Problema 13.34 y figura 13.1.
En una valoración, el pH depende de la concentración del ácido en exceso en medio ácido, y de la
concentración de la base en exceso en medio básico. En el punto de equivalencia (igual cantidad de ácido
que de base), el pH viene dado por la concentración de la sal formada, de forma que:
• es neutro en valoraciones de ácido fuerte con base fuerte (punto de equivalencia coincide con neutralidad).
• ácido para una valoración de ácido fuerte con base débil.
• básico para una valoración de ácido débil con base fuerte.
130 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
pH
(a) (b) (c)
pH en el punto de equivalencia
punto de equivalencia
pH en el punto de equivalencia
punto de equivalencia
pH en el punto de equivalencia
punto de equivalencia
Figura 13.1. a) Curva de valoración de 25,0 ml de una disolución de HCl 0,100 M con porciones de 5,0 10–4
mol de NaOH. (La curva a trazos corresponde a la adición de porciones de 5,0 ml de NaOH 0,100 M).b) Curva de valoración de 25,0 ml de una disolución de ácido acético 0,100 M con porciones de 5,0 10–4 mol de
NaOH. (La curva a trazos es la del apartado a))c) Curva de valoración de 25,0 ml de una disolución de amoniaco 0,120 M con porciones de 5,0 10–4 mol de
HCl 0,120 M. (La curva a trazos es la del apartado a))
Indicadores ácido–base. El salto de pH que se produce en torno al punto de equivalencia se detecta
mediante el uso de un indicador ácido–base que cambie de color al producirse el salto. Un indicador
ácido–base tiene dos formas, una ácida y otra básica, de distinto color. En medio ácido predominan la
forma y color ácidos, mientras que en medio básico predomina la forma y color básicos.
HIn(aq) + H2O(l) In–(aq) + H3O+(aq)forma ácida forma básicacolor ácido color básico
7
14
0
•
Equivalencia
pH
Volumen añadido de ácido
Feno l f ta l e ína
Tornaso l
Azul de timol
Figura 13.2. Idealmente, un indicadordebería cambiar de color justo en el puntode equivalencia (pH = 7 para una valoraciónácido fuerte–base fuerte como la que semuestra en la gráfica). Sin embargo, elcambio de pH es tan brusco que se puedeemplear fenolftaleína. El azul de timol daríaun resultado erróneo. Las áreas coloreadasmuestran el intervalo de pH en el cual seproduce cada cambio de color.
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 13.3. Cambios de color de los indicadores
Color Color Margen de pH del p KaIndicador en medio ácido en medio básico cambio de color del indicadorAzul de timol rojo amarillo 1,2 a 2,8 1,7Anaranjado de metilo rojo amarillo 3,2 a 4,4 3,4Azul de bromofenol amarillo azul 3,0 a 4,6 3,9Verde de bromocresol amarillo azul 4,0 a 5,6 4,7Rojo de metilo rojo amarillo 4,5 a 6,0 5,0Azul de bromotimol amarillo azul 6,0 a 7,6 7,1Azul de timol amarillo azul 8,0 a 9,6 8,9Fenolftaleína incoloro rosa 8,3 a 10,0 9,4Alizarina rojo violeta 11,0 a 12,4 11,7_____________________________________________________________________________________________________
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 131
La proporción entre la concentración de ambas formas dependerá del pH, según la ecuación de
Henderson–Hasselbach:
pH = pKin– log[HIn][In–]
color ácido cuando[HIn][In–] > 10, es decir pH < pKin – 1
color básico cuando[HIn][In–] < 1
10, es decir pH > pKin + 1
El intervalo de viraje de un indicador (aprox. pK in –1 a pK in + 1) tiene que estar dentro del salto de pH que
se produce en el punto de equivalencia (tabla 13.3 y figura 13.2).
13.7 Disoluciones reguladorasUna disolución reguladora, amortiguadora, tampón o “buffer” tiene la propiedad de mantener un pH casi
constante cuando se le adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. Una disolución amortiguadora está
compuesta por cantidades similares de un ácido o base débil y de su base o ácido conjugado (problema
13.38 a).
La capacidad reguladora de una disolución amortiguadora viene dada por la cantidad de ácido o base
que se le puede adicionar sin destruir su capacidad amortiguadora y depende de la cantidad de ácido-base
conjugada que contenga (problema 13.38 b).
El pH de una disolución amortiguadora no cambia al ser diluida (problema 13.40).
BibliografaAtkins, págs. 521–524, 530–585; Dickerson, págs. 163-200; Masterton, págs. 532-588; Russell, págs.
456-497; Whitten, págs. 527-599
Seminarios13.1 ¿Por qué no aparece la concentración del agua en la expresión del producto iónico?
13.2 ¿Por qué factor cambia la concentración de ion hidrógeno cuando el pH varía dos unidades?¿Por qué factor
cambia la concentración de ion hidróxido cuando el pH varía una unidad?
13.3 ¿En qué dirección varía el pH del agua pura si se le agrega cada una de las siguientes sustancias?
a) HCN; b) HCl; c) NaCN; d) NaCl; e) NH4Cl; f) NH3; g) NH4CN; h) NaClO; i) Na2S; j) Na2CO3.
13.4 ¿En qué sentido están desplazadas cada una de las siguientes reacciones de neutralización?
a) NaOH(aq) + HBr(aq) Na+(aq) + Br–(aq) + H2O(l)
b) NH3(aq) + HNO3(aq) NH4+(aq) + NO3
–(aq)
c) Ac–(aq) + HCl(aq) HAc(aq) + Cl–(aq)
d) HAc(aq) + NaOH(aq) Na+(aq) + Ac–(aq) + H2O(l)
e) NH4+(aq) + NaOH(aq) Na+(aq) + NH3(aq) + H2O(l)
f) HAc(aq) + NH3(aq) NH4+(aq) + Ac–(aq)
g) HIO(aq) + C5H5N(aq) IO–(aq) + C5H5N+(aq)
13.5 El indicador verde de bromocresol tiene una Ka= 1 10–5 mol l–1. Para qué valoración ácido–base será
apropiado este indicador?
a) ácido fuerte–base fuerte, b) ácido débil–base fuerte, c) ácido fuerte–base débil.
13.6 Sugiere un indicador apropiado para cada una de las siguientes valoraciones:
a) Hidróxido de potasio y ácido nítrico c) Ácido clorhídrico y etilenodiamina (pKb = 3,19)
b) Hidróxido de potasio y ácido nitroso (pKa = 3,37) d) Hidróxido de potasio y ácido láctico (pKa = 3,08)
13.7 ¿Cuál es el efecto de la adición de cloruro de amonio sobre el grado de ionización de una disolución acuosa
de amoníaco?
13.8 Da una explicación teórica a los siguientes hechos experimentales:
a) crece el pH cuando se añade benzoato de sodio a una disolución de ácido benzoico;
132 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
b) el pH del HNO2 0,10 M es mayor de 1,0;
c) un tampón resiste cambios en su pH ocasionados al añadir H+ u OH–.
d) se puede destruir un tampón añadiendo gran cantidad de ácido o base fuerte.
Problemas pH de disoluciones de ácidos y bases fuertes
13.1 Calcula el pH de las siguientes disoluciones:
a) HCl 0,235 M. c) HCl 10–8 M.
b) NaOH 0,150 M.
13.2 Calcula el pH de la disolución obtenida al añadir:
a) 5,023 gramos de HClO4 a 0,500 l de HClO4 0,100 M. Suponer que no hay variación de volumen.
b) 18,5 g de Ca(OH)2 a 0,25 l de disolución de Ca(OH)2 0,100 M, completando la disolución con agua
hasta obtener l,000 litros.
13.3 Calcula el pH en cada una de las siguientes disoluciones:
a) 0,010 M en HCl.
b) 0,010 M en NaOH.
c) 1,0 10–4 M en Ca(OH)2.
13.4 Hallar el pH y el pOH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) 0,250 moles de HNO3 en 0,250 litros de disolución.
b) 0,110 M en KNO3.
c) 0.010 moles de NaOH en 0,100 litros de disolución.
13.5 Calcula la concentración en iones y el pH de las siguientes disoluciones de electrólitos fuertes:
a) 5,15 g de HClO4 (M = 100,46 g mol–1) en 0,250 l de una disolución acuosa de HClO4 0,150 M.
b) 1,65 g de Ba(OH)2 (M = 171,36 g mol–1) a una mezcla de 47,6 ml de una disolución acuosa de
Ba(OH)2 0,0562 M y 23,2 ml de Ba(OH)2 0,100 M.
pH de disoluciones de ácidos y bases débiles
13.6 Queremos tener una disolución de amoníaco de pH = 11,111. ¿Qué molaridad de NH3 necesitamos
sabiendo que Kb = 1,81 10–5 mol l–1?
13.7 Calcula las concentraciones de H+, F– y HF en una disolución 0,010 M en HF. (Ka = 3,53 10–4 mol l–1).
13.8 Calcula la concentración de H+ en una disolución 0,010 M en HCNO (Ka = 2,2 10–4 mol l–1).
13.9 ¿Cuál es la constante de disociación del HCN si en disolución 0,025 M el grado de disociación es 1,4 10–4?
13.10 ¿Cuál es la concentración necesaria para que una disolución acuosa de HClO2 (Ka = 7,25 10–10 mol l–1)
tenga un pH de 4,5?.
13.11 a) Calcula el pH de la 1,00 l disolución que contienen 2,48 g de NH3 (Kb = 1,81 10–5 mol l–1, M = 17,031
g mol–1).
b) Calcula el grado de disociación (α) del amoníaco en una disolución 1,0 10–2 M.
13.12 Calcula la constante de ionización del ácido acético, sabiendo que al disolver 2,35 10–3 mol de HAc en
0,250 litros de agua, el pH resultante es 3,40.
13.13 Se tiene una disolución 1,00 10–3 M en un ácido monoprótico HA que está ionizado al 3,41%. Calcula:
a) El pH, b) El pKa.
13.14 Para una disolución 0,100 M y para otra 0,030 M de ácido benzoico (Ka = 6,4 10–5, a 25 °C, en disolución
acuosa). Calcula:
a) el grado de disociación en ambas disoluciones, b) el pH de cada disolución.
13.15 Calcula la concentración en iones, el grado de disociación y el pH de las siguientes disoluciones de
electrólitos débiles:
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 133
a) 0,0200 mol l–1 en HNO2 (Ka = 4,5 10–4 mol l–1).
b) 0,0136 mol l–1 de HCNO (Ka = 1,2 10–4 mol l–1).
c) 0,150 mol l–1 de NH3 (Kb = 1,81 10–5 mol l–1).
13.16 La constante de disociación del ácido láctico a 25 °C vale 1,4 10–4 mol l–1 y la del ácido benzoico 6,0 10–5
mol l–1. ¿Qué concentración debe tener una disolución de ácido benzoico para dar un pH igual a una
disolución de ácido láctico 0,10 M?.
pH de disoluciones de ácidos polipróticos
13.17 a) La segunda constante de disociación (Ka2) del ácido sulfúrico, H2SO4, vale 1,26 10–2 mol l–1. Calcula
las concentraciones de HSO4–, SO4
2– y H+ en una disolución de H2SO4 0,150 M.
b) Calcula el pH de una disolución 1,0 10–4 M en H2SO4.
13.18 El sulfuro de hidrógeno, H2S, es un ácido diprótico, con Ka1 = 1,1 10–7 mol l–1 y Ka2 = 1 10–14 mol l–1.
Calcula las concentraciones de H2S, HS–, S2– y H+ en una disolución de H2S 0,10 M.
13.19 Calcula el pH de una disolución de NaHSO4 0,168 M sabiendo que Ka(HSO4–) = 1,26 10–2 mol l–1.
pH de disoluciones de sales
13.20 El ácido HX es un ácido débil. Si el pH de una disolución 0,500 M en NaX es 9,20, calcula la constante de
ionización del ácido.
13.21 Calcula el pH y el porcentaje de hidrólisis existente en las siguientes disoluciones:
a) 0,100 M de NaAc (Ac– = anión acetato, CH3COO–) (Ka = 1,8 10–5 mol l–1).
b) 1,00 10–3 M de NaAc (Ka = 1,8 10–5 mol l–1).
c) 0,200 M NH4Cl (Kb = 1,81 10–5 mol l–1).
d) 2,00 10–3 M NH4Cl (Kb = 1,81 10–5 mol l–1).
13.22 Calcula el pH y el porcentaje de hidrólisis existente en cada una de las siguientes disoluciones:
a) 0,200 M en C6H5COONa (Ka(C6H5COOH) = 3,6 10–5 mol l–1).
b) 0,010 M en KCN (Ka(HCN) = 5,0 10–10 mol l–1).
c) 0,050 M en NH4NO3 (Kb(NH3) = 1,85 10–5 mol l–1).
d) l,00 M en NaH2PO4 (Ka1(H3PO4) = 7,52 10–3 mol l–1).
pH de disoluciones (amortiguadoras) de ácido débil–base conjugada ó base débil–ácido conjugado
13.23 Calcula la masa de NH4Cl que se debe añadir a 100 ml de NH3(aq) 6,0 M, para obtener una disolución de
pH = 9,5. Suponer que no hay variación de volumen. (Kb(NH3) = 1,81 10–5 mol l–1).
13.24 Calcula el pH de una solución tampón preparada por disolución de 0,225 mol de ácido acético y 0,225 mol
de acetato de sodio en agua suficiente para hacer 0,600 l de disolución (Ka = 1,8 10–5 mol l–1).
13.25 Calcula el pH de las siguientes disoluciones:
a) 0,05 M de Na2SO4(aq) y 0,02 M NaHSO4(aq) (Ka2(H2SO4) = 1,26 10–2 mol l–1).
b) 0,20 M de NH3(aq) y 0,10 M NH4Cl(aq) (Kb(NH3) = 1,81 10–5 mol l–1).
c) 0,10 M de NH3(aq) y 0,20 M NH4Cl(aq).
pH de disoluciones de ácido fuerte–base fuerte
13.26 Calcula el pH de una disolución de 25,0 ml de HCl 0,100 M a la que se añaden 5,0 10–4 mol de NaOH,
suponiendo que no varía el volumen de la disolución.
pH de disoluciones de ácido débil–base fuerte ó base débil–ácido fuerte
13.27 Calcula el pH de la disolución que resulta al mezclar:
a) 20 ml de amoníaco 0,10 M y 10 ml de HCl 0,10 M (Kb(NH3) = 1,85 10–5 mol l–1).
b) 55 ml de amoníaco 0,10 M y 45 ml de HCl 0,10 M.
13.28 Calcula el pH de la disolución que se obtiene al diluir a 100 ml una mezcla formada por 50 ml de ácido
acético 0,10 M y
134 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
a) 20 ml de NaOH 0,10 M, b) 30 ml de NaOH 0,10 M (Ka(HAc) = 1,82 10–5 mol l–1).
13.29 El cianuro de hidrógeno, HCN, es un ácido débil con Ka = 4 10–10 mol l–1. Si mezclamos 5,01 g de HCl
(M = 36,46 g mol–1) y 6,74 g de NaCN (M = 49,005 g mol–1) en agua suficiente para hacer 0,275 l de
disolución, ¿cuáles serán las concentraciones finales de H+, CN– y HCN?
13.30 El fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil con Ka = 6,71 10–4 mol l–1. Si mezclamos 5,01 g de HCl
(M = 36,46 g mol–1) y 5,77 g de NaF (M = 41,99 g mol–1) en agua suficiente para hacer 0,275 l de
disolución, ¿cuáles serán las concentraciones finales de H+, F– y HF?
13.31 El hidróxido amónico, NH4OH, es una base débil con Kb = 1,81 10–5 mol l–1. Si mezclamos 0,525 mol de
NH4Cl y 0,525 mol de NaOH en agua suficiente para hacer 2,85 l de disolución, ¿cuáles serán las
concentraciones finales de NH4+, OH– y NH4OH?
valoraciones ácido fuerte–base fuerte, ácido débil–base fuerte y ácido fuerte–base débil
13.32 Calcula el pH en el punto de equivalencia de la valoración de 50,0 ml de disolución 0,100 M en metilamina
(CH3NH2) con HCl 0,100 M (Kb(CH3–NH2) = 3,7 10–4 mol l–1).
13.33 Calcula el pH de una disolución de 25,0 ml de HCl 0,100 M al añadir 50,0 ml de NaOH 0,100 M en
porciones sucesivas de 5,0 ml, suponiendo que los volúmenes son aditivos.
13.34 Calcula el pH de una disolución de 25,0 ml de ácido acético 0,100 M al añadir 50,0 ml de NaOH 0,100 M
en porciones sucesivas de 5,0 ml, suponiendo que los volúmenes son aditivos (Ka = 1,8 10–5 mol l–1).
13.35 Calcula el pH de una disolución de 25,0 ml de amoníaco 0,100 M al añadir 50,0 ml de HCl 0,100 M en
porciones sucesivas de 5,0 ml, suponiendo que los volúmenes son aditivos (Kb = 1,81 10–5 mol l–1).
13.36 Si se valoran 25,0 ml de ácido benzoico 0,100 M con NaOH 0,100 M, determina el pH de la disolución
cuando el volumen de NaOH añadido es:
a) 5,0 ml, b) 25,0 ml, c) 26,0 ml (Ka(C6H5COOH) = 6,0 10–5 mol l–1).
¿En qué instante de la valoración se tiene una disolución reguladora?. Si el bromo de cresol es un indicador
cuyo pK = 4.95, ¿se podrá utilizar como tal en esta valoración?.
13.37 Calcula el volumen de NH3 0,100 M que hay que añadir en la valoración de 50,0 ml de HCl 0,100 M para
pasar de pH = 2.5 a pH = 8.5(Kb(NH3) = 1,85 10–5 mol l–1).
cambios de pH en disoluciones amortiguadoras
13.38 Tenemos 0,250 l de una disolución amortiguadora que contiene ácido acético 0,350 M y acetato de sodio
0,350 M. Calcula qué variación sufrirá el pH si se añaden (a) 30,0 ml de HCl 0,100 M, (b) 300 ml de HCl
0,350 M, suponiendo que los volúmenes son aditivos (Ka = 1,8 10–5 mol l–1).
13.39 Se obtiene una disolución reguladora, tampón o amortiguadora disolviendo 68 g de formiato de sodio en
1,000 litros de disolución de ácido fórmico 2,00 M (Ka(HCOOH) = 1,6 10–4 mol l–1). Calcula:
a) El pH de la disolución.
b) El pH cuando tras agregar 0,500 moles de HCl.
c) El pH cuando tras agregar a la disolución a) 8,0 gramos de NaOH.
13.40 Se prepara una disolución amortiguadora a partir de 0,0500 moles de HCNO (Ka = 1,26 10–5 mol l–1) y
0,0250 moles de NaCNO en agua hasta obtener 1,000 litros de disolución. Calcula el pH de la disolución:
a) inicialmente, b) si se diluye 10 veces, c) si se diluye 100 veces.
pH y solubilidad
13.41 Calcula la solubilidad del hidróxido de aluminio (pKs = 33,0) si el pH final es
a) pH = 7,0 y b) pH = 4,5.
13.42 Calcula la solubilidad del hidróxido de cinc (pKs = 16,7) si el pH final es
a) pH = 7,0 y b) pH = 6,0.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 135
13.43 Calcula la solubilidad del fluoruro de calcio (Ks = 4,0 10–11 mol3 l–3) a los pH mencionados (Ka(HF) =
6,71 10–4 mol–1):
a) pH = 7,0 y b) pH = 3,0.
13.44 ¿Precipitará acetato de plata, Ag(CH3COO), en una disolución 0,100 M en nitrato de plata, AgNO3, y
0,100 M en ácido acético, CH3COOH? Ks[Ag(CH3COO)] = 2,3 10–13 mol2 l–2, Ka(CH3COOH) = 1,76
10–5 mol l–1.
Soluciones a los Seminarios13.1 Porque la concentración del disolvente en disoluciones diluidas es casi constante y su valor se engloba dentro del valor del
producto iónico.13.2 Por 100. Por 10.13.3 a) ácido; b) ácido; c) básico; d) invariable; e) ácido; f) básico; g) según las K; h) básico; i) básico; j) básico.13.4 Todas hacia la derecha, excepto la última.13.5 Para la a) y la c).13.6 Limitándonos a escoger, por ejemplo, entre fenolftaleína (pKa = 9,4) y naranja de metilo (pKa = 3,4): a) cualquiera de los dos;
b) fenolftaleína; c) naranja de metilo; d) fenolftaleína.13.7 Disminuir el grado de disociación del amoníaco y el valor del pH.13.8 a) Se desplaza el equilibrio de disociación del ácido hacia la izquierda; b) se trata de un ácido débil, por lo que no está totalmente
disociado (1,0 sería el pH esperado para un ácido fuerte); c) una disolución tampón está formada por una mezcla de un ácidodébil y de su base conjugada. El ácido/base adicionado reacciona con la base conjugada/ácido débil, con lo que se amortigua lavariación del pH; d) si la cantidad adicionada de ácido/base es mayor que la de base conjugada/ácido débil, el efecto amortiguadorse destruye.
Soluciones a los Problemas13.1 a) pH = 0,629; b) pH = 13,176; c) pH = 6,96.13.2 a) pH = 0,70; b) pH = 13,7.13.3 a) pH = 2,0; b) pH = 12,0; c) pH = 10,30.13.4 a) pH = 0,0, pOH = 14,0; b) pH = 7,0, pOH = 7,0;
c) pH = 13,0, pOH = 1,0.13.5 a) [H+] = [ClO4
–] = 0,355 mol l–1, pH = 0,45; b)[Ba2+] = 0,206 mol l–1, [OH–] = 0,412 mol l–1,pH = 13,62.
13.6 0,0932 mol l–1.13.7 [H+] = [F–] = 1,71 10–3 mol l–1, [HF] = 8,29
10–3 mol l–1.13.8 [H+] = 1,38 10–3 mol l–1.13.9 Ka = 4,9 10–10 mol l–1.
13.10 1,41 mol l–1.13.11 a) pH = 11,210; b) α = 0,0416.13.12 Ka = 1,76 10–5 mol l–1.13.13 a) pH = 4,47, b) pKa = 5,92.13.14 Para la disolución 0,100 M, a) α = 2,5 10–2; b) pH
= 2,60. Para la disolución 0,030 M, a) α = 4,610–2; b) pH = 2,86.
13.15 a) [H+] = [NO2–] = 2,8 10–3 mol l–1, α = 0,14,pH = 2,55; b) [H+] = [CNO–] = 1,2 10–3 mol l–1,α = 0,089, pH = 2,9; c) [NH4
+] = [OH–] = 1,6410–3 mol l–1
, α = 0,0109, pH = 11,21.13.16 0,21 M.13.17 a) [HSO4
–] = 0,139 mol l–1, [SO42–] = 0,0109
mol l–1, [H+] = 0,161 mol l–1; b) pH = 4,0.13.18 [H2S] = 0,10 mol l–1, [HS–] = 1,0 10–4 mol l–1,
[S2–] = 1 10–14 mol l–1, [H+] = 1,0 10–4 moll–1.
13.19 pH = 1,397.13.20 Ka = 2,00 10–5 mol l–1.13.21 a) 0,0075%, pH = 8,87; b) 0,075%, pH = 7,87; c)
0,00525%, pH = 4,98; d) 0,0525%, pH = 5,98.13.22 a) pH = 8,74, 0,0027%; b) pH = 10,64, 4,4%; c)
pH = 5,29, 0,010%; d) pH = 8,06, 0,000115%.13.23 18,78 g.13.24 4,74.13.25 a) 2,4; b) 9,55; c) 8,95.13.26 pH = 1,097.13.27 a) pH = 9,27; b) pH = 8,61.13.28 a) pH = 4,56; b) pH = 4,92.13.29 [H+] = 1 10–5 mol l–1, [CN–] = 1 10–5 mol l–1,
[HCN] = 0,499 mol l–1.13.30 [H+] = 0,0183 mol l–1, [F–] = 0,0183 mol l–1,
[HF] = 0,482 mol l–1.13.31 [NH4
+] = 1,82 10–3 mol l–1, [OH–] = 1,82 10–3
mol l–1, [NH4OH] = 0,182 mol l–1.13.32 pH =5,93.13.33 1,000, 1,176, 1,368, 1,602, 1,954, 7,000, 11,959,
12,223, 12,364, 12,456, 12,523.13.34 2,89, 4,15, 4,57, 4,92, 5,35, 8,72, 11,96, 12,223,
12,364, 12,456, 12,523.13.35 11,127, 9,860, 9,434, 9,082, 8,656, 5,280, 2,04,
1,777, 1,636, 1,544, 1,478.13.36 a) pH = 3,62, b) pH = 8,62, c) pH =11,30. Se tiene
una disolución reguladora en a). No se podrá utilizarbromo de cresol como indicador.
13.37 11,61 ml.13.38 a) Pasa de 4,74 a 4,72; b) pasa de 4,74 a 1,50.13.39 a) pH = 3,49; b) pH = 3,10; c) pH = 3,62.13.40 a) pH = 4,60, b) pH = 4,60, c) pH = 4,60.13.41 a) 10–12 M; b) 3 10–5 M.13.42 a) 2,0 10–3 M; b) 0,20 M.13.43 a) 2,2 10–4 M; b) 4,0 10–4 M.13.44 Qs = 1,32 10–4 mol2 l–2, sí precipitará.
136 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
14 Equilibrio Rédox14.1 Generalidades14.2 Procesos rédox no espontáneos14.3 Procesos rédox espontáneos14.4 Potencial y energía libre, ecuación de Nernst
_________________________________________________________________________________________
14.1 GeneralidadesOxidación y reducción. En una reacción de oxidación-reducción o rédox existe la transferencia de uno
o más electrones de una especia a otra. Ejemplo: NaCl Na + 1/2Cl2. Un proceso rédox ó reacción de
célula puede ser dividido, para su estudio, en dos semisistemas o reacciones de electrodo:
Reducción Na+ + 1e– Na el Na+ se reduce, es el oxidante.
Oxidación Cl– 1/2Cl2 + 1e– el Cl– se oxida, es el reductor.
La reacción inversa de una reducción es una oxidación:
Oxidación Na Na+ + 1e– el Na se oxida, es el reductor.
La oxidación y la reducción ocurren a la vez: no puede haber oxidación sin reducción y viceversa.
Estado de oxidación. El estado de oxidación de un átomo es la carga que tendría si se asignaran los
electrones de cada enlace al átomo más electronegativo (repasar las reglas para asignar los números de
oxidación en los apuntes de nomenclatura inorgánica). Una especie se oxida cuando alguno de sus átomos
constituyentes aumenta su estado de oxidación y se reduce cuando disminuye su estado de oxidación.
Ajuste de reacciones rédox. Una reacción rédox puede ajustarse siguiendo los siguientes pasos:
1. Localiza las especies que cambian de estado de oxidación y escribe las dos semirreacciones.
2. Ajusta cada semirreacción por separado procediendo por el orden siguiente:
a) ajusta el número de átomos cuyo estado de oxidación cambia.
b) ajusta el oxígeno añadiendo moléculas de H2O a uno de los lados de la ecuación.
c) ajusta el hidrógeno añadiendo iones hidrógeno (H+).
d) ajusta la carga añadiendo electrones (el número de electrones debe corresponderse con el cambio en
el estado de oxidación).
3. Multiplica las dos ecuaciones de forma que el número de electrones ganados por una sea igual a lo
perdidos por la otra. Suma las dos ecuaciones.
4. Si la reacción se realiza en medio básico, añade iones hidróxido (OH–) a ambos lados hasta “neutralizar”
los iones hidrógeno (H+) convirtiéndolos en H2O.
5. Añade las especies espectadoras y ajústalas.
6. Comprueba el ajuste de la reacción final (número de átomos de cada especie y carga neta). Comprueba
que los coeficientes son lo más simples posible.
Valoraciones rédox. Son valoraciones que se basan en procesos rédox. En el punto de equivalencia se
cumple que V(valorante)×cN(valorante) = V(valorado)×cN(valorado). El número de equivalentes es igual al
número de moles multiplicado por la valencia, la cual se define como el número de electrones que
intercambia la especie considerada. El punto de equivalencia se detecta mediante un indicador rédox.
14.2 Procesos rdox no espontneosCélula electrolítica. Cuando un proceso rédox no es espontáneo, puede ser forzado mediante la
aplicación de un trabajo externo de tipo eléctrico. Al proceso así realizado, se le llama electrólisis. El
recipiente en el que se realiza el proceso recibe el nombre de célula electrolítica. Una célula electrolítica está
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compuesta por dos electrodos de un material conductor sólido, generalmente un metal o grafito; uno se
llama cátodo y en él tiene lugar la reducción, el otro se llama ánodo y en él tiene lugar la oxidación. El
cátodo se conecta al polo – de una fuente de corriente continua y el ánodo al ⊕ . Los dos electrodos se
sumergen en el electrólito que es un conductor iónico, generalmente una disolución acuosa de iones o una
sal fundida.
Figura 14.1. Electrolisis del agua. La adición de sulfato de sodio mejora la conductividad facilitando la electrolisis.
ÁnodoOxidación
CátodoReducción
Na
O (g)2 H (g)2
+
SO2–4
H SO2 4 NaOH
2H O2 O (g) + 4H + 4e2+ – 2H O + 2e2 H (g) + 2OH2
– –
H O2 H O2
+ –
e– e–
H + OH–
Electrodo
Productos de la electrólisis. Al electrolizar una disolución acuosa de una sal AB en agua podemos
tener los siguientes procesos de electrodo:
Reducción: A+ + 1e– A o 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–
Oxidación: B– B + 1e– o 2H2O(l) O2(g) + 4H++ 4e–
Aspectos cuantitativos de la electrólisis. Las leyes de la electrólisis fueron desarrolladas por
Faraday en el siglo XIX antes de que se conociera la naturaleza eléctrica de la materia y ayudaron a
descubrirla:
1. El paso de la misma cantidad de electricidad a través de una célula produce siempre la misma cantidad de
transformación química para una reacción dada. La masa de un elemento depositada o liberada en un
electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pase por él.
2. Se han de emplear 96485 culombios de electricidad para depositar o liberar 1 mol de una sustancia que
fije o ceda un electrón durante la reacción de la célula. Si en la misma reacción intervienen n electrones,
entonces se requieren 96485n culombios de electricidad para liberar un mol de producto.
El fundamento de estas leyes es fácilmente entendible a la luz del conocimiento actual de la naturaleza de la
materia. La relación entre la cantidad de corriente y el número de moles de electrones es Q = n(e–)F, donde
n(e–) es el número de moles de electrones y F es la constante de Faraday (96485 C mol–1).
14.3 Procesos rdox espontneosCélula galvánica o pila. Un proceso espontáneo puede ser aprovechado para generar trabajo eléctrico.
En este caso, el recipiente se llama célula galvánica o pila. Una célula galvánica se diferencia de una célula
electrolítica en que los procesos de reducción y de oxidación deben separarse para evitar la reacción
directa.Las disoluciones se unen mediante un puente salino (o un tabique poroso) que contiene una
disolución una disolución conductora como KNO3(aq) o Na2SO4(aq) y que permite cerrar el circuito
eléctrico.Al igual que en la célula electrolítica, los electrones salen del ánodo, donde se produce la
oxidación, y que en una pila es el polo – (el ⊕ en una célula electrolítica), y llegan al cátodo, donde se
produce la reducción y es el polo ⊕ .
Diagrama de célula. Existe un convenio de notación para las células llamado diagrama de célula. El
diagrama para una pila Daniell es Zn(s) | Zn2+(aq) | | Cu2+(aq) | Cu(s). Ala izquierda se escribe el ánodo y a
la derecha el cátodo, de forma que los electrones circulan de izquierda a derecha. La barra vertical simple (|)
indica la existencia de una interfase, mientras que la barra vertical doble (| |) indica un puente salino.
138 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Figura 14.2. Pila galvánica con puente salino
Ánodo de zinc
Cátodo de Cobre
e– e–Voltímetro
V
Cl – K+
Puente salino [KCl(aq)]
ZnSO (aq)4 CuSO (aq)4
2+ZnSO2–
4
Cu2+
SO2–4
Algo–dones
Pilas comerciales. Las pilas comerciales primarias producen electricidad a partir de los reactivos
introducidos en la célula cuando se fabrica. Los tipos más comunes de pilas primarias son la pila seca o
Leclanché, la pila alcalina, y la pila de mercurio. Las pilas secundarias deben cargarse antes de su uso y,
normalmente, son recargables. Los tipos más comunes de pilas secundarias son las de ácido-plomo (usadas
en las baterías de los automóviles) y las de níquel-cadmio.
Figura 14.3. Pila seca Figura 14.4. Pila de mercurio Figura 14.5. Acumulador de plomo
Cera (aislante) Cátodo
Diagrama poroso
Envase de cinc
Cubierta de papel (aislante)
Ánodo (base del recipiente contenedor que queda descubierta)
Barra central de carbono rodeada de MnO2(s)
Electrolito (NH4Cl, ZnCl2 y relleno inerte)
Cierre deneopreno y aislante
Ánodo
Diagrama poroso de separación
Cápsula de acero
Cátodo
Electrolito
14.4 Potencial y energa libre, ecuacin de NernstPotenciales de electrodo y de célula. Una célula genera un potencial o fuerza electromotriz (E) entre
sus dos polos, que podemos determinar experimentalmente. El potencial normal (E°) es el potencial medido
en condiciones normales. El potencial de una pila tiene signo positivo (y negativo el de una célula
electrolítica). Una pila se “agota” cuando la reacción química que la mantiene llega al equilibrio. En ese
momento, el potencial es nulo.
El potencial de una célula es la suma de los potenciales de cada electrodo: E° = E°(ánodo) + E°(cátodo).
Como no es posible determinar los valores absolutos de los potenciales normales de electrodo, se usan los
potenciales relativos al electrodo normal de hidrógeno: Pt | H2(g, 1 atm) | H+(aq, 1 M). Los potenciales para
un semisistema pueden darse en el sentido de reducción o en el de oxidación, siendo sus valores idénticos
pero de signo contrario:
Reducción: Zn2+(aq) + 2e– Zn(s) E° = –0,76 V (Potencial normal de reducción)
Oxidación: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– E° = +0,76 V (Potencial normal de oxidación)
Por convención, todos los potenciales normales se listan como potenciales de reducción. La lista siguiente
recoge algunos potenciales normales de reducción, ordenados de mayor a menor potencial de reducción.
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Una lista en la que los potenciales se ordenan de esta forma se llama serie electroquímica (tabla 14.1). Los
potenciales más negativos corresponden a sustancias más reductoras. Cuando mezclamos dos parejas, la
más baja en la lista forma el ánodo y la más alta el cátodo. La especie oxidada de la pareja más alta oxida a
la especie reducida de la más baja._____________________________________________________________________________________________________
Tabla 14.1. Potenciales normales de electrodo a 25°C (Semirreacción de reducción)Agente oxidante Agente reductor
/especie oxidada) (especie reducida) E°, VF2 + 2e– 2F– +2,87 Más Oxidantes (SE REDUCEN)
S2O82– + 2e– 2SO4
2– +2,05
Au+ + e– Au +1,69
Pb4+ + 2e– Pb2+ +1,67
MnO4– + 8H+ + 5e– Mn2+ + 4H2O +1,51
Cl2 + 2e– 2Cl– +1,36
Cr2O72– + 14H+ + 6e– 2Cr3+ + 7H2O +1,33
O2 + 4H+ + 4e– 2H2O +1,23 (+0,81 a pH = 7)
Br2 + 2e– 2Br– +1,09
Ag+ + e– Ag +0,80
Fe3+ + e– Fe2+ +0,77
I2 + 2e– 2I– +0,54
O2 + 2H2O + 4e– 4OH– +0,40 (+0,81 a pH = 7)
Cu2+ + 2e– Cu +0,34
AgCl + e– Ag + Cl– +0,22
2H+ + 2e– H2 0 (por definición) (–0,42 a pH = 7)
Fe3+ + 3e– Fe –0,04
O2 + H2O + 2e– HO2– + OH– –0,08
Pb2+ + 2e– Pb –0,13
Sn2+ + 2e– Sn –0,14
Ni2+ + 2e– Ni –0,25
Fe2+ + 2e– Fe –0,44
Cr3+ + 3e– Cr –0,74
Zn2+ + 2e– Zn –0,76
2H2O + 2e– H2 + 2OH– –0,83 (–0,42 a pH = 7)
Cr2+ + 2e– Cr –0,91
Mn2+ + 2e– Mn –1,18
Al3+ + 3e– Al –1,66
Mg2+ + e– Mg –2,36
Na+ + e– Na –2,71
Ca2+ + e– Ca –2,87
K+ + e– K –2,93
Li+ + e– Li –3,05 Mas Reductores (SE OXIDAN)_____________________________________________________________________________________________________
Energía libre y trabajo eléctrico. Tal como vimos (Tema 10), el máximo trabajo eléctrico (o diferente
al de expansión) que puede realizar un sistema es igual a la energía libre: weléctrico(máximo) = ∆G.
Energía libre y potencial. Como weléctrico(máximo) = –QE = –n(e–)FE, donde E es la fuerza
electromotriz o potencial de la célula, entonces ∆G = –n(e–)FE.
Ecuación de Nernst . La ecuación de Nernst relaciona los potenciales normales con los potenciales en
condiciones distintas a las normales: E = E° – (RT/n(e–)F)lnQ. Esta ecuación es deducida a partir de ∆G =
∆G ° + RTlnQ y ∆G = –n(e–)FE.
Potencial normal de célula y constante de equilibrio. Como una reacción rédox llega al equilibrio
cuando E = 0 = E° – (RT/n(e–)F)lnQ, y en el equilibrio Q = K , se deduce que E° = (RT/n(e–)F)lnK .
140 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Sobrepotencial. Una célula electrolítica (proceso no espontáneo) se caracteriza por tener un potencial
negativo. Así, la electrólisis del agua tiene un potencial normal de –1,23 V. Para que la reacción tenga lugar
es necesario aplicar una corriente eléctrica cuyo potencial sea al menos de +1,23 V. En la práctica es
necesario aplicar un potencial significativamente mayor. El potencial adicional recibe el nombre de
sobrepotencial. En el caso del agua, el sobrepotencial es 0,6 V, por lo que el potencial necesario para que
haya reacción a una velocidad apreciable es de 1,8 V .
BibliografaAtkins, págs. 617–656; Dickerson, págs. 670-716; Masterton, págs. 638–693; Russell, págs. 543-575;
Whitten, págs. 409-429, 600-641.
Seminarios oxidaciones, reducciones, oxidantes y reductores
14.1 Indica cuales de las siguientes reacciones (sin ajustar) son de tipo rédox:
a) CaO + H2O Ca(OH)2
b) Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
c) Cl2 + H2O HCl + HClO
Indica, en aquellas que lo sean, cuál es el agente oxidante y cuál es el reductor.
14.2 Di el estado de oxidación de cada átomo de:
a) NO2–; b) HIO3; c) TeF8
2–; d) N2O3; e) Na2MoO4; f) RuF5; g) HCO3–; h) S2O3
2–; i) ClO4–; j) CaC2O4.
14.3 Clasifica cada una de las siguientes semirreacciones como oxidación o reducción:
a) Ca(s) Ca2+(aq)
b) Fe3+(aq) Fe2+(aq)
c) Cl2(g) ClO3–(aq)
d) OH– (aq) O2(g)
e) NO3– (aq) NO(g)
14.4 El cloro y sus compuestos presentan estados de oxidación –1, +1, +3, +5 y +7. ¿Cuáles de las siguientes
especies pueden actuar como agentes oxidantes?¿Cuáles como agentes reductores?
a) HClO2; b) ClO4–; c) Cl–; d) ClO–; e) Cl2O7.
14.5 Para cada una de las siguientes reacciones, identifica la especie oxidada, la especie reducida, el agente
oxidante y el agente reductor. Ajusta las ecuaciones.
a) Fe3+(aq) + I–(aq) Fe2+(aq) + I2(s)
b) ClO3–(aq) + S2–(aq) + H2O(l) Cl–(aq) + S(s) + OH–(aq)
c) Cr2O3(s) + Al(s) Cr(s) + Al2O3(s)
14.6 Ajusta las siguientes ecuaciones en disolución básica:
a) MnO4–(aq) + Cl–(aq) Mn2+(aq) + ClO–(aq)
b) NO2–(aq) + Br2(l) NO3
–(aq) + Br–(aq)
14.7 Ajusta las siguientes ecuaciones:
a) ClO–(aq) + CrO2–(aq) CrO4
2–(aq) + Cl–(aq) (medio básico).
b) KClO3(aq) + H2C2O4(aq) ClO2(g) + CO2(g) + H2O(l) + K2C2O4(aq)
c) Ag2S2O3(aq) + H2O(l) Ag2S(s) + SO42–(aq) (medio ácido).
d) Bi(s) + HNO3(aq) Bi2O5(s) + NO(g) + H2O(l)
e) Mn2+(aq) + S2O82–(aq) + H2O(l) MnO4
–(aq) + SO42–(aq) (medido ácido).
f) H2O2(aq) + Fe2+(aq) H2O(l) + Fe3+(aq) (medio ácido).
g) FeSO4(aq) + KMnO4(aq) + H2SO4(aq) Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O(l)
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 141
electrólisis
14.8 Establece qué productos se formarán en el ánodo y en el cátodo cuando se electrolizan disoluciones acuosas
de los siguientes compuestos:
a) HI; b) CuCl2; c) KOH; d) Ni(NO3)2; e) CoCl2.
14.9 Una forma de limpiar monedas (que contienen cobre parcialmente oxidado) en arqueología, consiste en
colgar el objeto de un hilo de cobre unido al polo negativo de una batería, sumergirlo en una disolución de
NaOH al 2,5% e introducir en la disolución un electrodo de grafito unido al terminal positivo. ¿Cuál es la
reacción que tiene lugar en la moneda?
células galvánicas y electrolíticas
14.10 Compara el tipo de proceso químico, el signo del ánodo y del cátodo, y el sentido de circulación de la
corriente eléctrica en las células electrolíticas y en las pilas galvánicas.
14.11 ¿Cuál es la función del puente salino en una célula galvánica?
14.12 Escribe las semirreacciones y la reacción de célula para cada una de las siguientes células:
a) Ag(s) | Ag+(aq) | | Fe3+(aq), Fe2+(aq) | Pt
b) U(s) | U3+(aq) | | V2+(aq) | V(s)
c) Cu(s) | Cu2+(aq) | | Cu+(aq) | Cu(s)
d) Pt | Pb4+(aq), Pb2+(aq) | | Sn4+(aq), Sn2+(aq) | Pt
e) Pt | Sn4+(aq), Sn2+(aq) | | Sn2+(aq) | Sn(s)
f) Au(s) | Au+(aq) | | Au3+(aq) | Au(s)
14.13 Imagina una célula para cada una de las siguientes reacciones:
a) Cr(s) + Zn2+(aq) Cr2+(aq) + Zn(s)
b) H2(g) + Cl2(g) 2HCl(aq)
c) AgNO3(aq) + KI(aq) AgI(s) + KNO3(aq) (reacción de precipitación)
d) H3O+(aq, conc1) H3O+(aq, conc2) (dilución)
potenciales normales de reducción
14.14 Ordena los siguientes elementos de acuerdo a su carácter reductor (usa los potenciales normales de
reducción):
a) Cu, Zn, Cr, Fe; b) Li, Na, K, Mg.
14.15 Para las siguientes parejas, determina quién reducirá a quién en condiciones normales (usa los potenciales
normales de reducción):
a) K+/K y Na+/Na; b) Cl2/Cl– y Br2/Br–.
14.16 En base a los potenciales normales de reducción, determina si los siguientes metales pueden o no pueden
ser depositados electroquímicamente a partir de una disolución acuosa:
a) Mn, b) Al, c) Ni, d) Au, e) Li.
14.17 A continuación se muestra un diagrama de potencial en el que se indican los potenciales normales de
reducción para las semirreacciones entre los estados de oxidación de un elemento metálico hipotético M.
+1,01 v+1,04 v
+0,93 v+1,15 v+0,47 v-2,03 vMO 2
2+MO 2+M4+M3+M
En condiciones normales:
a) ¿reaccionará M con Ag+?; b) ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M3+?; c) ¿puede el cloro (Cl2)
oxidar al catión M3+?; d) ¿puede el estaño metálico reducir al catión M4+?; e) ¿reaccionarán M4+ y MO22+?;
f) ¿desproporcionará espontáneamente MO2+?
142 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
ecuación de Nernst
14.18 Supongamos que hemos olvidado el signo de la ecuación de Nernst E = E° ± (RT/nF)lnQ ¿Qué argumentos
puedes utilizar para elegir correctamente el signo? Piensa en el sentido en que debe variar E al aumentar la
concentración/presión de los reactivos y en el que debe cambiar al aumentar la de los productos.
14.19 Calcula el potencial de los semisistemas H+(aq)/H2(g) y H2O(l)/H2(g) a pH = 0, pH = 7 y pH =14.
14.20 ¿Cómo varía el potencial del semisistema H+(aq)/H2(g) con el pH, si p(H2(g)) = 1 atm? Diseña un método
electroquímico para medir el pH de una disolución.
14.21 Discute la posibilidad de crear un medidor de presión basado en dos electrodos de hidrógeno.
14.22 ¿Cuál es la fuerza impulsora que crea una diferencia de potencial en una pila de concentración (una pila
como la del ejercicio 14.13 e)?¿Cuánto vale E° en una pila de concentración?
14.23 Un acumulador de plomo es una pila basada en el proceso Pb(s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4–(aq)
2PbSO4(s) + 2H2O(l) ¿Por qué disminuye lentamente el voltaje mientras se va gastando?
14.24 Una pila níquel–cadmio se basa en el proceso Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
¿Por qué el voltaje permanece constante aunque se vaya gastando?
potencial y energía libre
14.25 Compara el signo de ∆G y de E para una pila y para una célula electrolítica. ¿Qué diferencia de potencial
mínima hay que aplicar a una célula para que se produzca la electrólisis?
14.26 Compara los valores de ∆G y de E para la siguientes ecuaciones:
a) Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
b) 2Zn(s) + 2Cu2+(aq) 2Zn2+(aq) + 2Cu(s)
Problemas células electrolíticas, cantidad de corriente y cantidad de materia
14.1 Cuando se electroliza una disolución acuosa de NaCl
a) ¿Qué cantidad de corriente se precisa para producir 0,015 mol de Cl2(g) en el ánodo? (F = 96485 C
mol–1)
b) ¿Cuánto tiempo deberá pasar una corriente de 0,010 A para producir 0,015 mol de H2 (g) en el cátodo?
14.2 Se electroliza una disolución de NaCl durante 80 minutos, con lo que se desprenden 5,0 litros de Cl2(g)
medidos en condiciones normales (VM = 22,4 l mol–1, F = 96485 C mol–1). Calcula:
a) la cantidad de corriente que pasó por la disolución.
b) la intensidad de la corriente.
c) el volumen de gas desprendido en el cátodo durante el proceso en condiciones normales.
14.3 ¿Cuántos gramos de Zn metal (M = 65,39 g mol–1) pueden depositarse en el cátodo al electrolizar cloruro
de cinc fundido si hacemos pasar 0,010 A durante 1,00 h? (F = 96485 C mol–1).
14.4 Calcula lass masas de Zn(s) (M = 65,37 g mol–1) y Cl2(g) (M = 70,906 g mol–1) que se liberan en los
electrodos de una célula electrolítica que contiene una disolución acuosa de cloruro de cinc, si se hacen
pasar a través de ella 173673 C de corriente eléctrica (F = 96485 C mol–1).
14.5 Cuando se hidroliza en condiciones apropiadas una disolución acuosa de AgNO3, la reacción anódica es
2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e–, mientras que la catódica es Ag+(aq) + e– Ag(s). En esta
electrólisis observamos que en el cátodo se depositan 23,8 mg de Ag(s) (M = 107,87 g mol–1). ¿Qué
volumen de O2, medido en condiciones normales, se formarán en el ánodo? (VM = 22,4 l mol–1).
células galvánicas, cantidad de corriente y cantidad de materia
14.6 En una célula galvánica tiene lugar la reacción global Zn(s) + Cl2(g) Zn2+(aq) + 2Cl–(aq). ¿Durante
cuánto tiempo podrá entregar 0,10 A al exterior si se consumen 1,50 g de Zn(s) (M = 65,39 g mol–1)?
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 143
14.7 En un acumulador de plomo, la reacción anódica es Pb(s) + HSO4–(aq) PbSO4(s) + H+(aq) + 2e–.
Una batería típica tiene una capacidad de 100 «amperios–hora», lo que significa que tiene capacidad
química suficiente para entregar 100 amperios durante 1 hora, o 1 amperio durante 100 horas. ¿Qué masa
de Pb (M = 207,2 g mol–1) se consumirá en el ánodo en este proceso?
potenciales normales
14.8 Si el E° de Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– es 0,76 V,
a) ¿cuál será el E° de Zn2+(aq) + 2e– Zn(s)?
b) ¿cuál es el E° de la reacción Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)?
c) ¿cuál es el E° de la reacción Zn2+(aq) + H2(g) Zn(s) + 2H+(aq)?
d) ¿en qué sentido será la reacción espontánea en condiciones normales?
14.9 Ajusta las siguientes reacciones y calcula su E°:
a) Zn(s) + Cl2(g) Zn2+(aq) + Cl–(aq)
si E°(Zn2+/Zn) = –0,76 V y E°(Cl2/Cl–) = 1,36 V;
b) Br–(aq) + IO3–(aq) + H+(aq) Br2(l) + I2(s) + H2O
si E°(IO3–, H+/I2) = 1,20 V y E°(Br2/Br–) = 1,07 V;
c) Br2(l) + Cr3+(aq) Cr2O72–(aq) + H+(aq) + Br–(aq)
si E°(Cr2O72–, H+/Cr3+) = 1,33 V y E°(Br2/Br–) = 1,07 V;
d) AuCl4–(aq) + I2(s) Au(s) + Cl–(aq) + IO3
–(aq) + H+(aq)
si E°(IO3–, H+/I2) = 1,20 V y E°(AuCl4
–/Au) = 1,00 V.
14.10 Calcula el potencial normal de la reacción Fe2+(aq) + H2(g) Fe(s) + 2H+(aq). ¿Es espontánea la
reacción directa? [E° (Fe2+/Fe) = –0,44 V].
14.11 Calcula el potencial de la pila galvánica que utiliza como sistemas rédox Cr3+/Cr y Ni2+/Ni en condiciones
normales [E°(Cr3+/Cr) = –0,74 V; E°(Ni2+/Ni) = –0,25 V].
ecuación de Nernst
14.12 Calcula el potencial del proceso MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e– Mn2+(aq) + 2H2O cuando [Mn2+] = 0,10
M y pH = 5,0 (E°(MnO2/Mn2+) = 1,23 V).
14.13 Calcula el valor de E(H+/H2(g)), según la ecuación de Nernst, cuando:
a) [H+] = 1 mol l–1, p(H2) = 1 atm;
b) [H+] = 1 mol l–1, p(H2) = 100 atm;
c) [H+] = 10–2 mol l–1, p(H2) = 1 atm.
d) [H+] = 10–2 mol l–1, p(H2) = 100 atm;
14.14 ¿Qué valor puede esperarse para E(Pb2+(aq)/Pb(s)) en una disolución 0,015 M de Pb2+, si
E°(Pb2+(aq)/Pb(s)) = –0,13 V?
14.15 ¿Cuál será el valor de E para la semirreacción 2H2O + HAsO2(aq) H3AsO4(aq) + 2H+(aq) + 2e–, si
E° = –0,56 V, cuando las concentraciones son [HAsO2] = 0,10 M, [H3AsO4] = 0,050 M, [H+] = 1,0 10–6
M?
14.16 ¿Cuál será el valor de E para la reacción Pb(s) + 2H+(aq) Pb2+(aq) + H2(g), si E° (Pb2+/Pb) = –0,13
V, cuando las concentraciones son [H+] = 0,010 M, [Pb2+] = 0,10 M y p(H2) = 1,0 10–6 atm?
14.17 El valor de E° para la reacción 2H2O + 2I2(s) + 5O2(g) 4IO3–(aq) + 4H+(aq) es de 0,03 V. ¿Qué pH
es necesario para que E = 0,02 V, si mantenemos el resto de condiciones normales?
14.18 El potencial de la célula Ni(s) | Ni2+(aq) | | H+(aq) | H2(g) | Pt(s) es 0,109 V. Si la concentración de la
disolución de níquel es 0,100 M y la presión de hidrógeno es 1,0 atm ¿cuál es el pH de la disolución donde
está sumergido el electrodo de platino? (E°(Ni2+/Ni) = –0,25 V,R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C
mol–1).
144 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
14.19 El potencial de la pila Pt | H2(g, 1 atm) | H+(aq) | | Cu2+(0,020 M) | Cu(s), es 0,467 V. Calcula el pH de la
disolución anódica si E°(Cu2+/Cu) es 0,34 V.
14.20 Suponiendo que todas las especies disueltas tienen concentración 1 M, ¿qué presión de hidrógeno sería
necesaria teóricamente a 298 K para invertir la reacción Pb(s) + 2H+(aq) Pb2+(aq) + H2(g), si E°
(Pb2+/Pb) = –0,13 V? (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1)
14.21 Calcula la relación entre las concentraciones de Cr3+ y Cr2+ para que el potencial de la pila Fe(s) | Fe2+(1
M) | | Cr3+(aq), Cr2+(aq) | Pt sea de 0,10 V (E°(Cr3+/Cr2+) = –0,41 V, E°(Fe2+/Fe) = –0,44 V, R = 8,314 J
K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
pilas de concentración
14.22 Se forma una pila con el electrodo normal Cl2(1 atm)/Cl–(1 M), con E° = 1,36 V, y con el electrodo
Cl2(1 atm)/Cl–(0,010 M). ¿Cuál es el potencial de la pila? Determina ∆G para la reacción que tiene lugar.
14.23 Se construye una pila en la que un electrodo de Ag está sumergido en una disolución de Ag+ 1,00 M y la
otro electrodo de Ag en una disolución de Ag+ 1,00 10–2 M. Calcula el potencial de la pila (R = 8,314 J
K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
14.24 Una pila está formada por dos electrodos de hidrógeno sumergidos en disoluciones de HCl(aq). Si el
potencial de la pila es 0,177 V y la concentración de HCl(aq) en el cátodo es 0,0100 M, calcula la
concentración de HCl(aq) en el ánodo (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
potenciales rédox, energías libres y equilibrio químico
14.25 Calcula el potencial normal (E°), la energía libre normal (∆G°) y la constante de equilibrio (K) de los
siguientes procesos, indicando el sentido de circulación de los electrones si construyéramos una pila en
condiciones normales (T = 298 K, R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1):
a) Cd2+(aq) + Zn(s) Cd(s) + Zn2+, E°(Cd2+/Cd) = –0,40 V, E°(Zn2+/Zn) = –0,76 V;
b) MnO4–(aq) + 8H+(aq) + 5Fe2+(aq) Mn2+(aq) + 5Fe3+(aq) + 4H2O, E°(MnO4
–/Mn2+) = 1,51 V,
E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V;
14.26 Se prepara una pila formada por los pares Ag+/Ag (E° = 0,80 V) y Cu2+/Cu (E° = 0,345 V) con
concentraciones iónicas 1 M. Se conectan y se espera a que la pila se agote.
a) ¿Cuál es el potencial de la pila inicialmente?
b) ¿Cuáles serán las concentraciones iónicas en el equilibrio? (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1)
c) ¿Qué cantidad de corriente habrá suministrado, si el volumen de las disoluciones es de 1 litro?
d) ¿Qué cantidad de corriente sería necesario pasar para recargar la pila?
14.27 La constante de equilibrio para la reacción Sn2+(aq) + 2Hg2+(aq) Hg22+(aq) + Sn4+(aq) es de 5,0
1025. Calcula el potencial normal de la pila (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
14.28 Calcula la constante de equilibrio de los siguientes procesos:
a) Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)
E°(Cu2+/Cu) = 0,34 V; E°(Ag+/Ag) = 0,89 V
b) 2MnO4–(aq) + 5Sn2+(aq) + 16H+(aq) 2Mn2+(aq) + 5Sn4+(aq) + 8H2O
E°(MnO4–/Mn2+) = 1,52 V; E°(Sn4+/Sn2+) = 0,15 V
c) Cl2(s) + 2I–(aq) 2Cl–(aq) + I2(s)
E°(Cl2/Cl–) = 1,36 V; E°(I2/I–) = 0,53 V.
14.29 Calcula el valor del producto de solubilidad del cloruro de plata a 298 K, a partir de los siguientes
potenciales normales de reducción medidos a la misma temperatura: E°(Ag+(aq)/Ag(aq)) = 0,7991 V,
E°(AgCl(s)/Ag(s)) = 0,2225 V (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
14.30 Calcula la constante para el equilibrio Ag(NH3)2+ Ag+ + 2NH3, sabiendo que T = 298 K, R = 8,314
J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1 y
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 145
Ag+ + e– Ag E° = 0.80 V
Ag(NH3)2+ + e– Ag + 2 NH3 E° = 0.37 V
Soluciones a los Seminarios14.1 a) No es rédox (ningún elemento cambia su estado de oxidación); b) Rédox, Ag es el agente reductor y HNO3 es el agente
oxidante; c) Rédox, Cl2 es el agente reductor y el agente oxidante.14.2 Se dan los estados de oxidación de cada elemento por orden de aparición en la fórmula: a) III+, II–; b) I+, V+, II–; c) VI+, I–; d)
III+, II–; e) I+, VI+, II–; f) V+, I–; g) I+, IV+, II–; h) II+, II–; i) VII+; II–.14.3 a) Oxidación; b) reducción; c) oxidación; d) oxidación; e) reducción.14.4 Pueden actuar como oxidantes todas las especies en el que el cloro no esté en su estado de oxidación mínimo (I–), es decir todas
salvo Cl–. Pueden actuar como reductoras todas las especies en el que el cloro no esté en su estado de oxidación máximo(VII+), es decir todas salvo ClO4
– y Cl2O7.14.5 a) 2Fe3+(aq) + 2I–(aq) 2Fe2+(aq) + I2(s)
b) ClO3–(aq) + 3S2–(aq) + 3H2O(l) Cl–(aq) + 3S(s) + 6OH–(aq)
c) Cr2O3(s) + 2Al(s) 2Cr(s) + Al2O3(s)14.6 a) 2MnO4
–(aq) + 5Cl–(aq)+ 3H2O(l) 2Mn2+(aq) + 5ClO–(aq) + 6OH–(aq)b) NO2
–(aq) + Br2(l) + 2OH–(aq) NO3–(aq) + 2Br–(aq) + H2O(l)
14.7 a) 3ClO–(aq) + 2CrO2–(aq) + 2OH–(aq) 2CrO4
2–(aq) + 3Cl–(aq) + H2O(l)b) 2KClO3(aq) + 2H2C2O4(aq) 2ClO2(g) + 2CO2(g) + 2H2O(l) + K2C2O4(aq)c) Ag2S2O3(g) + H2O(l) Ag2S(s) + SO4
2–(aq) + 2H+(aq)d) 6Bi(s) + 10HNO3(aq) 3Bi2O5(s) + 10NO(g) + 5H2O(l)e) 2Mn2+(aq) + 5S2O8
2–(aq) + 8H2O(l) 2MnO4–(aq) + 10SO4
2–(aq) + 16H+(aq)f) H2O2(aq) + 2Fe2+(aq) + 2H+(aq) 2H2O(l) + 2Fe3+(aq)g) 10FeSO4(aq) + 2KMnO4(aq) + 8H2SO4(aq) Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + 2MnSO4(aq) + 8H2O(l)
14.8 Ver la tabla de potenciales para saber qué procesos anódicos y catódicos son los más favorables.a) b) c) d) e)
Á n o d o I2 Cl2 O2 O2 Cl2C á t o d o H2 Cu H2 Ni Co
14.9 Reducción de óxido de cobre a cobre metálico.14.10 Ver teoría.14.11 Cerrar el circuito eléctrico mediante un conductor iónico.14.12 a) Ag(s) + Fe3+(aq) Fe2+(aq) + Ag+(aq)
b) 3V2+(aq) + 2U(s) 3V(s) + 2U3+(aq)c) 2Cu+(aq) Cu(s) + Cu2+(aq) (desproporcionación)d) Sn4+(aq) + Pb2+(aq) Pb4+(aq) + Sn2+(aq)e) 2Sn2+(aq) Sn(s) + Sn4+(aq) (desproporcionación)f) Au3+(aq) + 2Au(s) 3Au+(aq) (comproporcionación)
14.13 a) Cr(s) | Cr2+(aq) || Zn2+(aq) | Zn(s)b) Pt(s) | H2(g) | H+(aq) || Cl–(aq) | Cl2(g) | Pt(s)c) Ag(s) | Ag+(aq) || AgI(s) | Ag(s)d) Pt(s) | H2(g) | H+(aq, conc2) || H+(aq, conc1) | H2(g) | Pt(s)
14.14 De menor a mayor carácter reductor:a) Cu2+ + 2e– Cu +0,34
Fe2+ + 2e– Fe –0,44
Zn2+ + 2e– Zn –0,76
Cr2+ + 2e– Cr –0,91
b) Mg2+ + e– Mg –2,36
Na+ + e– Na –2,71K+ + e– K –2,93
Li+ + e– Li –3,05
14.15 a) K reducirá a Na+; b) Br– reducirá a Cl2.14.16 Au+ + e– Au E° = +1,69 Sí
Ni2+ + 2e– Ni E° = –0,25 Sí2H+ + 2e– H2 E = –0,42 a pH = 7
Mn2+ + 2e– Mn E° = –1,18 No (se obtiene H2)
Al3+ + 3e– Al E° = –1,66 No (se obtiene H2)
Li+ + e– Li E° = –3,05 No (se obtiene H2)
146 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
14.17 a) Sí (E° = 2,03 + 0,80 = 2,83 V); b) No (E° = –2,03 + 0,44 = –1,59 V); c) Sí (E° = –0,47 + 1,36 = 1,89 V); d) Sí (E° = 0,47+ 0,14 = 0,61 V); e) No (E° = –1,15 + 0,93 = –0,22 V); f) Sí (E° = 1,15 – 0,93 = 0,22 V)
14.18 Sabemos que al aumentar la concentración de productos, el potencial debe disminuir. Como al aumentar la concentración deproductos, Q aumenta, para que el potencial disminuya, el signo tiene que ser negativo.
14.19 En ambos casos se trata realmente de dos semisistemas equivalentes y el potencial a cada pH es idéntico: a pH = 0 es 0, a pH =7 es –0,42 V y a pH = 14 es –0,83 V. Obsérvese, sin embargo, que en condiciones normales el pH es 0 para el primersemisistema ([H+] = 1 M) mientras que es 14 para el segundo ([OH–] = 1 M).
14.20 E = –0,059 pH (a T = 298,15 K). Sumergiendo un electrodo de hidrógeno en la disolución y midiendo el potencialH+(concentración desconocida)/H2(1 atm) con respecto a un electrodo H+(1 M), H2(1 atm) en condiciones normales.
14.21 De forma análoga a la anterior, pero donde lo desconocido es ahora la presión de hidrógeno del primer electrodo.14.22 La diferencia de concentración de los reactivos. En una pila de concentración E° vale cero.14.23 Porque disminuyen las concentraciones de H+ y HSO4
–.14.24 Porque todos los reactivos son sólidos o líquidos puros, cuya concentración no varía.14.25 Pila: ∆G < 0, E > 0; célula electrolítica: ∆G > 0, E < 0. Hay que aplicar una diferencia de potencial que permita superar el
potencial negativo del proceso.14.26 Obsérvese que E(b) = E(a), mientras que ∆G(b) = 2∆G(a).
Soluciones a los Problemas14.1 a) Q = 2,9 103 C; b) t = 2,9 105 s.14.2 a) Q = 43000 C; b) I = 9,0 A; c) 5,0 l.14.3 m = 0,012 g.14.4 58,83 g de cinc y 63,8 g de cloro.14.5 V = 1,24 ml.14.6 t = 4,4 104 s.14.7 m = 3,87 102 g.14.8 a) –0,76 V; b) +0,76 V; c) –0,76 V,
d) en el sentido b).14.9 a) E° = 2,12 V; b) E° = 0,13 V; c) E° = –0,26 V;
d) E° = –0,20 V.14.10 E = –0,44 V, no es espontánea.14.11 E° = 0,49 V.14.12 E = 0,67 V.14.13 a) E = 0; b) E = –0,0592 V; c) E = –0,118 ;
d) –0,177 V.14.14 E = –0,18 V.14.15 E = –0,20 V.14.16 E = 0,22 V.
14.17 pH = –0,85.14.18 pH = 2,9.14.19 pH = 3,0.14.20 p = 25 103 atm.14.21 [Cr3+]/[Cr2+] = 15,4.14.22 E = 0,118 V, ∆G = –22,8 kJ mol–1 (de Cl2).14.23 E = 0,118 V.14.24 1,00 10–5 M.14.25 a) E° = 0,36 V, ∆G° = –69,5 kJ mol–1, K = 1,5
1012, del cinc al cadmio; b) E° = 0,74 V, ∆G° =–357 kJ mol–1, K = 3,8 1062, del hierro almanganeso.
14.26 a) E = 0,455 V;b) [Ag+] = 2,4 10–8 mol l–1,[Cu2+] = 1,5 mol l–1; c) 96 103 C;d) 96 103 C.
14.27 E° = 0,76 V.14.28 a) K = 4,41 1018; b) K = 10232; c) K = 1,37 1028.14.29 Ks = 1,77 10–10 mol2 l–2.14.30 K = 5,1 10–8.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 147
_________________________________________________________________________________________
15 Estructura Electrónica y Elementos químicos15.1 Metales, no metales y metaloides15.2 Estados de oxidación más frecuentes15.3 Estructura de los no metales y metaloides en estado elemental15.4 Estado natural y preparación de los no metales
15.5 Reactividad, estado natural y preparación de los metales_________________________________________________________________________________________
15.1 Metales, no metales y metaloidesLos elementos pueden clasificarse en una forma muy general como metales, no metales o metaloides. Los
metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. N o existen límites precisos
entre las categorías. Las propiedades físicas y químicas más características de los metales y los no metales
se listan en la tabla 15.1._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.1. Propiedades físicas y químicas más características de los metales y no metalesPropiedades Metales No metalesf ís icas Elevada conductividad eléctrica Mala conductividad eléctrica
Elevada conductividad térmica Buenos aislantes del calorAspecto metálico (gris salvo Cu y Au) Aspecto no metálicoSólidos a temperatura ambiente (salvo Hg) Sólidos, líquidos o gasesMaleables (se laminan en hojas) QuebradizosDúctiles (se estiran en hojas) No dúctiles
Propiedadesquímicas Generalmente tienen pocos electrones de valencia Generalmente tienen muchos electrones de valencia
Electropositivos ElectronegativosAgentes reductores Agentes oxidantesBajas entalpías de ionización Elevadas entalpías de ionizaciónBajas afinidades electrónicas Elevadas afinidades electrónicasForman cationes Forman anionesLos óxidos e hidróxidos suelen ser básicos o anfóteros Los óxidos y oxoácidos son ácidos_____________________________________________________________________________________________________
Las propiedades de los metales son básicamente consecuencia del pequeño número de electrones de
valencia y de su carácter electropositivo. Los no metales sólo requieren un pequeño número de electrones
para alcanzar la estructura de gas noble, por lo que en su estado elemental se combinan entre sí mediante
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al
Be
G a
In
B
N a
K
Rb
Cs
M g
C a
S r
Ba
S c
Zr
Hf
Y
Lu
V
N b
T a
M n
Tc
Re
Cr
M o
W
F e
Ru
Os
Ti C o
Rh
C u
Ag
N i
Pd
Z a
C d
2 13 14 15 16 17
18
Metales
Metaloides
No metales
S n
PbTl
P
As
S b
Bi
N
C l
Br
I
At
F
S
S e
T e
Po
O
Ar
Kr
X e
Rn
N e
S i
G e
C
H e
1
H
Li
Ir AuPt H g
Fr Ra Lr
TmL a
Ac
C e
Th
N d
U
Pr
P a
Pm
N p
Eu
Am
S m
Pu
Gd
Cm
Tb H oDy Er Yb
N oM dBk EsCf Fm
Figura 15.1. Distribución de los metales, no metales ymetaloides en la tabla periódica.
148 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
enlaces covalentes. Además, su electronegatividad les confiere unas características químicas diferentes a las
de los metales. En compuestos iónicos, los metales suelen ser el catión y los no metales el anión. En
compuestos covalentes, los metales suelen ser la parte más positiva y los no metales la más negativa.
Lo dicho justifica que el comportamiento metálico de los elementos en la tabla periódica aumenta en
sentido contrario a la electronegatividad, lo que explica la situación de la barrera divisoria entre metales y no
metales (figura 15.1). El comportamiento químico de un elemento también depende del estado de oxidación
que presente. Así, por ejemplo, algunos metales de transición en altos estados de oxidación tienen un
comportamiento químico asociable al de los no metales (por ejemplo forman oxoaniones).
15.2 Estados de oxidacin ms frecuentesAlgunas reglas generales son las siguientes:
1. Sólo los elementos más electronegativos suelen tener estados de oxidación negativos.
Fundamentalmente son H, F, Cl, Br, I, O, S, Se, Te, N, P, C, Si, y, más raramente, At, Po, As, Ge,
B. Como la suma de los estados de oxidación de una especie química debe ser 0, los elementos
anteriores forman parte de la gran mayoría de combinaciones químicas.
2. El máximo estado de oxidación positivo posible para cada elemento suele ser igual a la última cifra del
grupo que lo aloja. Cuando ésta es muy elevada, no suele alcanzarse.
3. Cada elemento sólo suele tener un estado de oxidación negativo que coincide con el número de
electrones que le faltan para completar la capa de valencia.
4. El máximo estado de oxidación conocido es 8+ y sólo se ha alcanzado para Ru, Os (grupo 8) y Xe
(grupo 18). Estos elevados estados de oxidación sólo pueden alcanzarse mediante enlaces covalentes
con átomos muy electronegativos.
Elementos de los grupos principales. Los elementos de los grupos 1 y 2 alcanzan fácilmente los
estados de oxidación 1+ y 2+ respectivamente. El hidrógeno también presenta el estado de oxidación 1–.
Para los grupos 13, 14 y 1 5, a parte de los estados de oxidación 3+, 4+ y 5+, se conocen los estados
de oxidación 1+, 2+ y 3+ respectivamente. La estabilidad de estos últimos estados de oxidación se justifica
por la inercia del par electrónico ns2 a participar en enlaces químicos. Esta inercia aumenta al descender en
el grupo ya que, los enlaces formados son cada vez más débiles y compensan peor la energía necesaria para
promocionar un electrón de un orbital ns a un orbital np. Por ello, la estabilidad máxima de los estados de
oxidación bajos se presenta en los elementos más pesados de cada grupo (tabla 15.2)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.2. Estados de oxidación más comunes para los elementos de los grupos 13–15
Grupo 13 Grupo 14 Grupo 15B, Al, Ga: sólo 3+ C, Si: fundamentalmente 4+ P: 3+ ó 5+In: 3+ ó 1+ Ge, Sn: 4+ y 2+ As, Sb: fundamentalmente 3+Tl: fundamentalmente 1+ Pb: fundamentalmente 2+ Bi: 3+
_____________________________________________________________________________________________________
El elemento cabecera del grupo 15 (nitrógeno) es especial por la alta inestabilidad del estado de oxidación
5+, que se justifica por la ausencia de orbitales d en la capa de valencia. Además para el nitrógeno también
son importantes los estados de oxidación 2+ y 4+. Cuando es la parte más electronegativa del enlace,
presenta también el estado de oxidación 3–.
Los elementos del grupo 1 6 pueden presentar estados de oxidación 6+, 4+ y 2+. Sin embargo, el
oxígeno (cabecera de grupo) no puede alcanzar los estados de oxidación 6+ ni 4+. Al ser el elemento más
electronegativo junto al flúor, el estado de oxidación más frecuente es el 2–. Este estado de oxidación
también es frecuente en el azufre. Salvo para el elemento cabecera, la estabilidad de los bajos estados de
oxidación aumenta al descender en el grupo. En el grupo 1 7, el flúor sólo presenta estado de oxidación
1–, mientras que los demás elementos presentan estados de oxidación 1–, 1+, 3+, 5+ y 7+.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 149
Gases nobles. En el grupo 1 8, el estado de oxidación máximo es el 8+. Sólo se conocen
combinaciones de Kr y Xe y fundamentalmente de este último (tabla 15.3)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.3. Estados de oxidación más comunes para los elementos del grupo 18
K r X eEstado de oxidación 2+ 2+ 4+ 6+ 8+Ejemplo KrF2 XeF2 XeF4 XeF6 Ba2XeO6_____________________________________________________________________________________________________
Elementos de los grupos de transición. En la tabla 15.4 se listan los estados de oxidación
conocidos para los metales de transición, habiéndose subrayado los estados de oxidación más comunes.
Algunos aspectos a resaltar son:
1. Los compuestos de los elementos de los grupos principales raramente tienen electrones desapareados,
por lo que adoptan estados de oxidación separados por dos unidades. En contraste, los compuestos de
los metales de transición adquieren fácilmente configuraciones estables con electrones desapareados,
debido a la menor tendencia de los orbitales d a participar en enlaces. Por ello pueden adoptar estados
de oxidación que se diferencian en una unidad.
2. Contrariamente a los elementos de los grupos principales, la estabilidad de los altos estados de
oxidación aumenta al descender en el grupo.
3. Los elementos de la izquierda prefieren altos estados de oxidación mientras que los de la derecha
prefieren bajos estados de oxidación. Ello se puede racionalizar por la mayor estabilidad de los
orbitales d al avanzar en el grupo, lo que disminuye su tendencia a participar en enlaces._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.4. Estados de oxidación de los metales de transición
3 4 5 6 7 8 9 1 0 11S c T i V Cr Mn F e C o N i Cu
En negrita los estados 1+de oxidación más comunes 2+ 2+ 2+ 2 + 2 + 2 + 2 + 2 +
3 + 3+ 3+ 3 + 3+ 3 + 3+4 + 4 + 4+ 4+ 4+
5+ 5+ 5+6+ 6+ 6+
7+Y Zr Nb M o Tc Ru Rh Pd A g
1+ 1 +2+ 2+ 2+ 2+ 2 + 2+
3 + 3+ 3+ 3+ 3 + 3 + 3+4 + 4+ 4+ 4+ 4 + 4+ 4+
5 + 5+6 + 6+ 6+ 6+
7 +8+
La Hf Ta W R e O s Ir P t Au1+ 1 +
2+ 2+ 2+ 2+3 + 3+ 3+ 3+ 3+ 3 + 3 +
4 + 4+ 4+ 4+ 4 + 4+ 4 +5 + 5+ 5+
6 + 6+ 6+ 6+7 +
8+_____________________________________________________________________________________________________
El comportamiento de los elementos del grupo 1 2 es similar al de los del grupo 2, presentando casi en
exclusividad el estado de oxidación 2+, salvo el Hg para el que es también habitual el 1+ (Hg22+). Como
no es necesario considerar la participación de ninguno de los 10 electrones d, generalmente no se incluye
este grupo entre los metales de transición.
150 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
El lantano (5d1 6s2) presenta en sus compuestos un estado de oxidación 3+. Los lantánidospresentan casi en exclusividad dicho estado de oxidación, lo que es indicativo de la poca participación de
los orbitales 4f en los enlaces químicos. En contraste, los orbitales 5f de los actínidos tienen mayor
capacidad para participar en enlaces químicos, por lo que presentan una mayor variedad de estados de
oxidación (por ejemplo, el uranio presenta los estados 3+, 4+, 5+y 6+).
15.3 Estructura de los no metales y metaloides en estado elementalGrupo 1 8. Al tener ocho electrones de valencia, en estado elemental son gases formados por moléculas
monoatómicas que interaccionan mediante fuerzas de London que aumentan al aumentar el tamaño del
átomo, lo que se refleja en la variación de los puntos de fusión y de ebullición (tabla 15.5).
Grupo 17 e hidrógeno. En estado elemental se encuentran formando moléculas diatómicas en las que
los átomos se encuentran unidos mediante enlaces simples. Para los halógenos, las energías de enlace X–X
(tabla 15.5) disminuyen al bajar en el grupo, con la excepción de F–F que es la más pequeña del grupo._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.5. Algunas propiedades de elementos no metálicos y metaloidesElemento Molécula temp. fusión, °C temp. ebullición, °C Energía de enlace (kJ mol–1)H H2 –259,2 –254,4 435He He –272,2 (25 atm) –268,9Ne Ne –248,6 –246,1Ar Ar –189,4 –185,9Kr Kr –157,2 –153,4Xe Xe –111,8 –108,1Rn Rn –71 –62F F2 –218,0 –187,9 158Cl Cl2 –101,0 –34,1 238Br Br2 –7,3 58,2 189I I2 113,6 183,0 148O O2 –218,9 –182,96 490S S8 118,95 444,60 267Se Se 217,4 684,8 241Te Te 449,8 989,8N N2 –210,0 –195,8 945P P4 44,1 280,5 171As As 817,5 (36 atm) 613,0 (sublim) 63Sb Sb 630,5 1380C C 3727 4830 347Si Si 1410 2680 178Ge Ge 937,4 2830 167B B 2030 2550_____________________________________________________________________________________________________
Grupos 14-16. Oxígeno y nitrógeno se encuentran formando moléculas diatómicas en las que los átomos
se encuentran unidos mediante enlaces dobles y triples, respectivamente. El aumento en la multiplicidad del
enlace se refleja en el aumento de la energía de enlace al pasar de F2 a O2 y a N2. Para el oxígeno existe
también otra forma molecular llamada ozono. El ozono es una forma alotrópica de oxígeno. Un elemento
presenta alotropía cuando sus átomos pueden agruparse en diversas estructuras moleculares ó las moléculas
pueden agruparse de distinta manera en el sólido. La formación de un enlace cuádruple entre dos átomos de
carbono no es favorable, por lo que este elemento cabecera forma unidades de mayor tamaño. Se conocen
tres formas alotrópicas para el carbono.Las tres formas alotrópicas para el carbono son:
• diamante: red covalente tridimensional. El carbono presenta hibridación sp3. Sustancia muy dura.
• grafito: red covalente bidimensional. El carbono presenta hibridación sp2. Las capas son hexagonales con
distancias C–C cortas (1,41 Å). Las capas están unidas mediante fuerzas de Van der Waals siendo la
distancia entre carbonos de distintas capas de 3,35 Å. Es conductor en direcciones paralelas a los planos
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 151
hexagonales, debido a la movilidad de la nube π.
• fullerenos: en realidad son un conjunto de formas alotrópicas diferentes, cuyo rasgo común es ser sólidos
moleculares. La forma más conocida es el C60 cuyas moléculas tienen la forma de un balón de futbol.
Estructura del diamante Estructura completa del grafitoUna de las estructuras deresonancia para el grafito
Los elementos no cabecera de los grupos 14–16 no forman enlaces múltiples entre sí. El azufre en su forma
más estable forma moléculas S8. El selenio forma también moléculas Se8 pero tiene otra forma alotrópica
similar al teluro que es semimetálica y se conoce con el nombre de gris. En el selenio gris, cada átomo está
unido a otros dos mediante enlaces covalentes formando cadenas helicoidales.
La forma más sencilla del fósforo es la de un sólido molecular formado por tetraedros P4 y que se
conoce como fósforo blanco. Una segunda forma alotrópica del fósforo es el fósforo rojo, del cual se
desconoce todavía de forma exacta su estructura. La tercera forma alotrópica del fósforo, la más estable
termodinámicamente, es el fósforo negro que se obtiene al calentar la variedad blanca a presiones muy
elevadas. Es un sólido covalente muy semejante al grafito, pero las capas son dobles y alabeadas, con cada
átomo de fósforo unido covalentemente a otros tres.
ordenación de los átomosen una capa doble del fósforo negro
azufre, S8
60°
fósforo blanco, P4
Para arsénico y antimonio se conocen formas alotrópicas amarillas que contienen moléculas As4 y Sb4
respectivamente, pero las modificaciones más estables tienen apariencia metálica y estructuras semejantes al
fósforo negro. Silicio y germanio tienen una estructura similar al diamante.
Grupo 13. El boro se presenta en diferentes formas alotrópicas. Todas ellas se caracterizan por estar for–
uniones de icosaedros en el boro α–romboédrico
icosaedro, B12figura 15.2
152 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
madas por unidades icosaédricas B12, unidas entre sí en disposiciones variables. En la figura 15.2 se
representa el boro α–romboédrico.
En la tabla 15.5 puede observarse que los puntos de fusión mayores corresponden a los sólidos de
covalentes tridimensionales (C en el diamante, Si, Ge y B), y los menores a los sólidos moleculares (H2,
gases nobles, halógenos, O2, S8, N2 y P4).
15.4 Estado natural y preparacin de los no metalesEstado natural y reactividad. Los gases nobles son poco reactivos por lo que se encuentran en estado
elemental como constituyentes del aire (tabla 15.6). Sólo el F2 ataca al Xe a más de 200 °C y a presiones
elevadas. El O2 y el N2 son cinéticamente poco reactivos debido a sus enlaces múltiples, por lo que se
encuentran fundamentalmente en el aire. El oxígeno se encuentra también combinado en el agua y en una
gran cantidad de óxidos y oxoaniones metálicos. Salvo con el litio, el nitrógeno sólo reacciona a
temperatura y presiones elevadas. Los halógenos, debido a su alta electronegatividad, se presentan como
halogenuros. No se presentan en estado natural como X2 debido a su elevada reactividad. El halógeno más
electropositivo, el yodo, se presenta también como yodatos. La reactividad de los halógenos disminuye en
el sentido F2 >> Cl2 > Br2 > I2. La elevada reactividad del F2 es consecuencia de la debilidad de los enla-
ces que forma consigo mismo y de la fuerza de los enlaces que forma con otros elementos. Los halógenos
reaccionan en condiciones suaves con todos los restantes elementos, salvo con O2 y N2. El hidrógeno se
encuentra fundamentalmente como agua en la naturaleza. Su reactividad es elevada pero debido a la alta
energía del enlace H–H, la energía de activación es alta y las reacciones son generalmente lentas.
De los restantes especies elementales, las más reactivas son las de tipo molecular (S8, P4, As4, Sb4).
Las especies A4 son muy reactivas por la inestabilidad de la estructura cuyos ángulos A–A–A son muy
cerrados (60°). El S8 es estable, y de hecho se presenta nativo en la naturaleza, pero por calentamiento
reacciona fácilmente generando sulfuros. El azufre se encuentra en la naturaleza también como sulfuros y
sulfatos. Selenio y teluro se encuentran como seleniuros y telururos. Los elementos menos reactivos son
aquellos que forman sólidos covalentes, sobretodo los que forman redes tridimensionales. Así el diamante
resiste incluso el ataque de ácidos y bases concentradas. Los elementos más electropositivos como As, Sb,
Si, Ge y B, se encuentran en la naturaleza en estados de oxidación positivos en forma de óxidos,
oxoaniones ó sulfuros._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.6. Abundancia y materias primas para elementos no metálicos y metaloides
Abundancia en la Abundancia en laElemento Materia prima corteza terrestre(%) Elemento Materia prima corteza terrestre(%)H agua, hidrocarburos 0,9 S nativo, gases naturales 0,052He aire, ciertos gases naturales Se seleniuros* 10–7
Ne aire Te telururos* 10–7
Ar aire N aire 4,6 10–3
Kr aire P fosfatos 0,118Xe aire As óxidos, sulfuros, arseniuros 5 10–4
Rn desintegración radiactiva Sb sulfuros 1 10–4
F fluorita, F2Ca 0,06-0,09 C carbones, grafito 0,032Cl cloruros, sobretodo NaCl 0,031 Si óxidos, oxoaniones 27,72Br bromuros 1,6 10–4 Ge óxidos, sulfuros 7 10–4
I yoduros, yodatos 3 10–5 B boratos 3 10–4
O aire, agua 46,6 * asociados con sulfuros frecuentemente_____________________________________________________________________________________________________
Obtención de no metales a partir del aire. Los elementos contenidos en el aire (tabla 15.7) se
pueden obtener por destilación fraccionada del aire líquido (método de Linde). El aire se licúa a –200 °C,
con lo que se separan Ne y He del resto de la mezcla. El He y Ne se separan por posterior enfriamiento a
–250 °C. El resto de elementos se separan por destilación fraccionada del aire líquido.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 153
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.7. Sustancias elementales en la atmósfera
Composic ión Temperatura de Elemento en volumen (%) ebullición (°C) U s o sN2 78,08 –196 Síntesis de amoníaco.O2 20,95 –183 Fabricación de acero.Ar 0,934 –186 Atmósferas inertes en bombillas.Ne 0,00182 –246 Luces de neón, láser.He 0,000524 –269 Globos aerostáticos, dirigibles.Kr 0,000114 –152 Lámparas de centelleo rápidas.Xe 0,000009 –107 Anestésico._____________________________________________________________________________________________________
Obtención de los halógenos. Los halógenos se obtienen por oxidación química o electroquímica de
los halogenuros (tabla 15.8). El flúor, al ser la sustancia más oxidante conocida, sólo puede ser obtenido
electroquímicamente. Se usa HF anhidro como reactivo y KF como electrolito. Se obtiene también
hidrógeno. El cloro puede ser obtenido por electrólisis de NaCl fundido (se obtiene además sodio), por
electrólisis de disoluciones acuosas de NaCl (se obtiene además hidrógeno y queda como residuo hidróxido
de sodio), o por oxidación química (por ejemplo con MnO4–, procedimiento a escala de laboratorio). El
bromo y el yodo se obtienen por oxidación de bromuro y yoduro con cloro. El yodo también puede ser
obtenido por reducción de yodato con ácido sulfuroso._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.8. Potenciales de oxidación de los halógenos X–(aq) 1/2X2 + 1 e–
X F Cl Br IE° (V) –2,85 –1,36 –1,06 –0,54_____________________________________________________________________________________________________
Obtención de hidrógeno. El hidrógeno se puede preparar por electrólisis del agua (se obtiene
hidrógeno de elevada pureza pero muy caro) o por reducción del agua vapor a altas temperaturas con
carbono o hidrocarburos como metano. En este último caso, se obtiene una mezcla de hidrógeno y
monóxido de carbono que se conoce como gas de agua y que es de gran utilidad industrial.
Obtención de azufre. El azufre nativo se extrae por el método de Frash que se ilustra en la siguiente
figura 15.3. Además, el azufre también se obtiene actualmente a partir del H2S contenido en el gas natural.
Figura 15.3. Proceso Frasch deextracción de azufre. El vapor de aguasupercalentado a 165 °C se envía através de la camisa exterior del tubo paraformar azufre fundido (punto de fusión =119 °C) en la base. Por la camisainterior del tubo se manda airecomprimido, que eleva el azufre a lasuperficie. Los depósitos de azufre aveces están a más de 100 m deprofundidad, cubiertos de capas de arenay rocas.
Obtención de no metales y metaloides por reducción. Muchos no metales y metaloides se
encuentran formando combinaciones con estados de oxidación positivos, por lo que deben prepararse por
reducción mediante métodos muy similares a los de los metales (ver 15.5).
154 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
15.5 Reactividad, estado natural y preparacin de los metales_____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.9. Estructuras cristalinas de los metales.
Li13,094hcp<72ccc<PE
Be4,913
hcp<1250ccc<PE
Li Elemento13,094 Volumen molar (cm3 molÐ1), a 298,15 Khcp<72 Rango de temperatura (K) de estabilidadccc<PE de las formas alotrpicas de cada metal
Na23,932hcp<36ccc<PE
Mg14,082
hcp
Los colores indican el tipo de estructuracristalina del metal en su forma alotrópica
estable a 298,15 K y 0,1 MPa.
Al10,061
ccp
K45,646
ccc
Ca26,439
ccp<510ccc<PE
Sc15,134
hcp<1607ccc<PE
Ti10,697
hcp<1173ccc<PE
V8,377
ccc
Cr7,274
ccc
Mn7,42
cub<1368ccp<1408
ccc<PE
Fe7,137
ccc<1183ccp<1663
ccc<PE
C o6,712
hcp<661ccp<PE
Ni6,631
ccp
C u7,156
ccp
Zn9,219
hcp
Ga11,865
orto
Rb56,200
ccc
Sr34,07
ccp<486hcp<878ccc<PE
Y20,017
hcp<1733ccc<PE
Zr14,106
hcp<1138ccc<PE
N b10,895
ccc
Mo9,443
ccc
Tc8,644
hcp
Ru8,222
hcp
Rh8,334
ccp
Pd8,918
ccp
Ag10,335
ccp
C d13,078
hcp
In15,851
fct
Sn16,391
diam<291tcc<PE
Cs70,168
ccc
Ba38,399
ccc
La-Lu Hf13,526
hcp<2268ccc<PE
Ta10,919
ccc
W9,601
ccc
Re8,916
hcp
Os8,476
hcp
Ir8,572
ccp
Pt9,148
ccp
Au10,277
ccp
Hg14,152tcc<79
romb<PE
Tl17,322
hcp<503ccc<PE
Pb18,377
ccp
Bi21,442
romb
Fr Ra41,337
ccc
Ac-Lr
La22,74
hcpd<613ccp<1141
ccc<PE
Ce20,83
ccp<95hcpd<263ccp<1003
ccc<PE
Pr20,93
hcpd<1094
ccc<PE
N d20,71
hcpd<1135
ccc<PE
Pm20,361
hcpd
Sm20,12
hcpd<1190
ccc<PE
Eu29,160
ccc
Gd20,027
hcp<1535ccc<PE
Tb19,43
orto<220hcp<1589
ccc<PE
Dy19,123
hcp<1243ccp<PE
Ho18,869
hcp<1239ccc<PE
Er18,565
hcp<1190ccc<PE
Tm18,183
hcp<1277ccc<PE
Yb25,00
hcp<270ccp<1005
ccc<PE
Lu17,891
hcp<1673ccc<PE
Ac22,694
ccp
Th19,922
ccp<1673ccc<PE
Pa15,278
tcc<1443ccc<PE
U12,572
orto<935tetr<1045
ccc<PE
N p11,65
orto<553tetr<850ccc<PE
Pu12,12
mon<395
Am17,74
hcpd<923ccp<1350
ccc<PE
Cm18,17
hcpd<1550
ccp<PE
Bk16,95
hcpd<1200
ccp<PE
Cf16,50
hcpd<873ccp<998ccp<PE
Es
ccp
Fm Md N o Lr
Empaquetamientos cúbicosccp = cúbico compacto (centrado en caras, ABC…)ccc = cúbico centrado en el cuerpocub = cúbico simple
Empaquetamientos hexagonaleshcp = hexagonal compacto (ABAB…)hcpd = hexagonal compacto doble (ABAC…)
Empaquetamientos rómbicosromb
Empaquetamientos tetragonalestcc = tetragonal centrado en el cuerpotetr = tetragonal complejo
Empaquetamientos ortorrómbicosorto = ortorrómbico centrado en las caras
Empaquetamientos monoclínicosmon
_____________________________________________________________________________________________________Reactividad de los metales. La reactividad de los metales está en relación con la facilidad con la que se
oxidan (tabla 15.10). Los metales alcalinos reaccionan violentamente con agua en medio neutro:
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)
Ca, Sr y Ba también reaccionan con agua a temperatura ambiente. Mg reacciona con vapor de agua:
Mg(s) + H2O(g) 2MgO(s) + H2(g)
Berilio y aluminio no reaccionan en medio neutro (el óxido es muy insoluble y forma una capa protectora)
pero sí en medio básico, formándose una especie aniónica soluble.
Be(s) + 2OH–(aq) + 2H2O(l) [Be(OH)4]2–(aq) + H2(g)
2Al(s) + 2OH–(aq) + 6H2O(l) 2[Al(OH)4]–(aq) + 3H2(g)
Otros metales son menos reactivos y sólo se disuelven en medio ácido. Los metales nobles (Au, Pt, Hg,
Cu, etc.) no son atacados por ácidos no oxidantes.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 155
_____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.10. Potenciales normales de reducción para los metales en disolución acuosa (en V)Grupo 1 [M+ (aq) → M(s ) ] Li Na K Rb CsE° –3,05 –2,71 –2,93 –2,93 –2,92Grupo 2 [M2 +(aq) → M(s ) ] Be Mg Ca Sr Ba RaE° –1,85 –2,37 –2,87 –2,89 –2,90 –2,92Grupo 13 [M3 +(aq) → M(s ) ] Al Ga In TlE° –1,66 –0,53 –0,34 +0,916Grupo 14 [M2 +(aq) → M(s ) ] Ge Sn PbE° –0,3 –0,14 –0,126Metales de transición [M2 +(aq) → M(s ), salvo para Sc, M3 +(aq) → M(s ) ]
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu ZnE° –2,08 –1,63 –1,2 –0,91 –1,18 –0,44 –0,28 –0,29 +0,34 –0,76
H+ (aq) → 1 / 2 H2 (g ) ó H2O(aq) → 1 / 2 H2 (g ) + OH–(aq) pH= 0 pH = 7 pH = 14E° 0 –0,42 –0,83_____________________________________________________________________________________________________
Muchos metales también son oxidados por oxígeno. Nuevamente son generalmente los elementos de los
grupos 1 y 2 los que reaccionan con mayor facilidad para producir:
• Grupo 1, con oxígeno limitado: M2O (óxido)• Grupo 1, con oxígeno en exceso: Na2O2 (peróxido), MO2 (M = K, Rb, Cs, superóxido)• Grupo 2: MO (óxido) y BaO2 (peróxido).
Estado natural. Los metales que se oxidan con facilidad se encuentran en la naturaleza en forma
combinada. Los que son menos activos (los que tienen potenciales de reducción positivo) pueden aparecer
en estado nativo. En la corteza terrestre hay muchos compuestos insolubles de los metales. Los sólidos que
los contienen se denominan minerales, y de ellos se extraen los metales (tabla 15.11). Los minerales
contienen menas, o compuestos bastante puros del metal en cuestión, mezcladas con cantidades elevadas de
arena, arcilla y otros materiales, denominados ganga. Los compuestos solubles suelen encontrarse en el
mar o en depósitos salinos, ahí donde se han evaporado grandes cantidades de agua._____________________________________________________________________________________________________Tabla 15.11. Minerales más comunesAnión Ejemplos y nombre del mineralninguno (nativos) Au, Ag, Pt, Os, Ir, Ru, Rh, Pd, As, Sb, Bióxidos hematites, F2O3; magnetita, F3O4; bauxita, Al2O3; casiterita, SnO2; periclas, MgO; sílice, SiO2.sulfuros calcopirita, CuFeS2; calcocita, Cu2S; esfalerita, ZnS, galena, PbS, pirita de hierro, FeS2; cinabrio, HgS.cloruros sal gema, NaCl; silvina o silvinita, KCl; carnalita, KCl⋅MgCl2.carbonatos caliza, CaCO3; magnesita, MgCO3; dolomita, MgCO3⋅CaCO3.sulfatos yeso, CaSO4⋅2H2O; epsomita, MgSO4⋅7H2O; barita, BaSO4.silicatos berilio, Be3Al2Si6O18; caolinita, Al2(Si2O8)(OH)4;espodumeno, LiAl(SiO3)2._____________________________________________________________________________________________________
La rama de la ciencia que estudia la obtención de los metales se denomina metalurgia. El proceso de
obtención de un metal incluye, en general, una o más de las siguientes etapas: a) concentración del mineral,
b) reducción del metal, c) purificación del metal.
Reducción del metal. Para comprender los diferentes métodos de obtención de metales por reducción,
es útil utilizar un diagrama de Ellingham (figura 15.4). Este diagrama muestra la variación con la
temperatura de ∆G° para la oxidación de los metales por mol de oxígeno consumido 2M + O2 2MO.
Los óxidos situados en la parte inferior del diagrama se reducen con dificultad, mientras que los situados en
la parte superior lo hacen con facilidad. Un elemento M’ podrá reducir a un óxido metálico MO + M’
M’O + M, si a la temperatura de trabajo está por debajo en el diagrama de Ellingham. A la hora de estudiar
los procesos de reducción, podemos considerar tres tipos diferentes de metales:
• los metales que se reducen con dificultad se preparan por electrólisis;
• los metales “normales” se preparan por reducción con otro elemento, normalmente carbono;
156 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
• los metales poco electropositivos se reducen con facilidad por vías diversas.
Figura 15.4. Variación de ∆G° con latemperatura para la formación de óxidos pormol de O2 consumido (diagrama deEllingham).
BibliografaAtkins, págs. 512–530, 659–799; Dickerson, págs. 500–506 (sólo apartado 15.3); Masterton, págs.
85–113, 361–368, 694–696; Russell, págs. 576–712 (este tema y el siguiente); Whitten, págs. 642–800
(este tema y el siguiente). También puede consultarse Brady y Humiston, Química Básica, capítulos 18–20.
Seminarios metales, no metales y metaloides
15.1 Traza, sobre un trozo de papel, el perfil de la tabla periódica y marca aproximadamente las regiones donde
se encuentran los metales, los no metales y los semimetales.
15.2 Escribe el símbolo de
a) un elemento de los grupos principales, b) un metal alcalino, c) un metal alcalinotérreo, c) un elemento de
transición interna, d) un elemento de transición externa, e) un halógeno.
15.3 En cada uno de los siguientes pares, selecciona el elemento que esperas que presente mayor carácter
metálico:
a) Li o Be, b) B o Al, c) Al o Cs, d) Sn o P, e) Ga o I.
15.4 El berilio y el aluminio forman hidróxidos anfóteros. Busca alguna relación entre su semejanza química y
su situación en la tabla periódica.
15.5 Predice entre los siguientes pares cuál tendrá mayor covalencia en sus enlaces:
a) Bi2O3 o Bi2O5, b) PbO o PbS, c) CaCl2 o BeCl2, d) SnS o PbS
estabilidad de los estados de oxidación
15.6 ¿Por qué las disoluciones de Sn2+ son reductoras pero no las de Pb2+?
15.7 ¿Por qué los nitratos son más oxidantes que los fosfatos?
no metales y metaloides
15.8 ¿Por qué el fósforo blanco es autoinflamable al aire?
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 157
15.9 Explica por qué a temperatura ambiente el cloro es gaseoso, el bromo es líquido y el yodo es sólido.
15.10 Explica el hecho de que a temperatura ambiente el hidrógeno existe como molécula diatómica mientras que
el fósforo no.
15.11 ¿Cómo se explica la conductividad eléctrica del grafito?
15.12 ¿Por qué casi siempre los metaloides se producen por reducción química y no por oxidación?
15.13 Escribe las ecuaciones químicas para la reducción química de
a) BCl3 con hidrógeno; b) As2O3 con hidrógeno; c) SiO2 con carbono.
15.14 Escribe la ecuación química balanceada para la producción de Cl2 a partir de KMnO4.
15.15 ¿Por qué no puede producirse flúor por oxidación química de NaF?
15.16 ¿Qué sucede al pasar una corriente de cloro a través de una disolución que contiene una mezcla de KF y
KI?
15.17 Describe como convertirías Br– en Br2.
15.18 ¿Por qué no puede producirse flúor por electrólisis de una disolución acuosa de NaF?
metales
15.19 Busca alguna explicación que justifique que el litio tenga un potencial normal de reducción menor que el
sodio.
15.20 Compara las fuerzas de Al, Ga e In como agentes reductores.
15.21 Escribe las reacciones químicas que ilustren la reducción química de un compuesto metálico utilizando:
a) carbono; b) hidrógeno; c) sodio; d) electrólisis.
Soluciones a los Seminarios15.1 Ver teoría15.2
15.3 Li, Al, Cs, Sn, Ga15.4 Se encuentran situados sobre la misma diagonal en la tabla periódica.15.5 Bi2O5, PbS, BeCl2, SnS15.6 Porque al subir en el grupo se estabiliza el estado de oxidación IV frente al II.15.7 Porque el estado de oxidación V es especialmente inestable en nitrógeno.15.8 Porque los ángulos P–P–P son muy cerrados (60°) y la estructura resultante es muy inestable, y por tanto reactiva.15.9 Cloro, bromo y yodo forman moléculas apolares, por lo que las únicas fuerzas intermoleculares son del tipo de London, y éstas
fuerzas aumentan, para moléculas similares, al aumentar el tamaño.15.10 El hidrógeno sólo forma un enlace covalente, produciendo moléculas diatómicas H–H. El fósforo tiende a formar tres enlaces
covalentes. La molécula diatómica P2 tendría un triple enlace P≡P, pero el tamaño del átomo de fósforo es demasiado grande ydesfavorece la formación de un triple enlace. Cada átomo de fósforo prefiere unirse a otros tres con enlaces sencillos P–P,formando unidades de más de dos átomos de fósforo (por ejemplo, P4).
15.11 El grafito está formado por capas en las que cada átomo de carbono está unido a otros tres mediante tres enlaces σ y un enlaceπ. Los electrones π de los carbonos de una capa están deslocalizados, formando una nube de densidad electrónica π, cuyamovilidad a lo largo de toda la capa es la responsable de la conductividad eléctrica del grafito.
15.12 Porque normalmente se encuentran en la naturaleza en estados de oxidación positivos, a diferencia de muchos no metales.15.13 Ver teoría.15.14 Ver teoría.15.15 Porque su potencial de reducción es el más elevado (ver tabla en tema 14.4).15.16 El I– se oxida a I2 y el Cl2 se reduce a Cl–.15.17 Por oxidación con Cl2.15.18 Porque se obtendría O2 por descarga del H2O.15.19 Para los procesos M+/M de los metales alcalinos, los potenciales son Na (–2,71 V) > K (–2,93 V) > Li (–3,05 V). La
posición anómala del litio, que no se corresponde con su mayor afinidad electrónica, se debe a que los potenciales se miden enagua, donde los cationes están hidratados. El pequeño catión litio se encuentra muy fuertemente hidratado, lo que dificulta sureducción.
15.20 Para los procesos M3+/M, los potenciales son In (–0,34 V) > Ga (–0,53 V) > Al (–1,66 V). Ver punto anterior.15.21 Ver teoría.
158 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
16 Reacciones Inorgánicas16.1 Ácidos y bases de Brønsted16.2 Ácidos y Bases de Lewis16.3 Hidruros16.4 Halogenuros16.5 Calcogenuros16.6 Oxoácidos y sus sales
16.7 Compuestos de coordinación_________________________________________________________________________________________
16.1 çcidos y bases de Br¿nstedÁcidos y bases de Brønsted. El concepto de ácido-base usado hasta ahora corresponde básicamente al
propuesto por Arrhenius en 1884 (ácido es la sustancia que en agua disocia protones y base la que disocia
iones hidróxido). En 1923 Brønsted y Lowry propusieron unas definiciones mejoradas:
Un ácido de Brønsted es cualquier molécula o ion dadora de protones (iones hidrógeno, H+).
Una base de Brønsted es cualquier molécula o ion aceptora de protones (iones hidrógeno, H+).
Una reacción ácido-base es una transferencia de un H+ del ácido a la base HA + B A– + BH+, donde
HA y BH+ son ácidos y B y A– son bases. Los ácidos y bases relacionados entre sí se dice que son
conjugados. Así HA y BH+ son ácidos conjugados de las bases A– y B, respectivamente. Las sustancias
que son a la vez ácidos y bases de Brønsted se llaman anfipróticas. Ejemplos: H2O, HCO3–, HS–, HSO4
–_____________________________________________________________________________________________________Ácidos y bases conjugadosÁcido HCl HNO3 H2SO4 HSO4
– H2CO3 CH3COOH H2O OH– H3O+ H2S HS– NH3 NH4+
Base Cl– NO3– HSO4
– SO42– HCO3
– CH3COO– OH– O2– H2O HS– S2– NH2– NH3_____________________________________________________________________________________________________
El concepto ácido-base de Brønsted amplía el número de sustancias que pueden considerarse como ácidos y
como bases y simplifica el estudio de las reacciones ácido-base al unificar el tratamiento de reacciones que
en el concepto de Arrhenius son diferentes (disociación de ácidos y bases en agua, hidrólisis de sales,
neutralización, autoionización del disolvente, etc.). Además, la definición de Brønsted no hace mención
explícita del disolvente y puede ser aplicada a disolventes no acuosos como el amoníaco, e incluso a
reacciones en fase gaseosa.
Fuerza de ácidos y bases de Brønsted. La constante del equilibrio HA + B A– + BH+ será tanto
mayor cuanto mayor sea la fuerza del ácido y de la base. Obsérvese que eso implica que cuanto mayor sea
la fuerza de un ácido menor es la de su base conjugada, y viceversa. Podemos realizar una clasificación de
los ácidos (y lo mismo para las bases) por su fuerza ácida si medimos la constante de equilibrio frente a una
base de referencia, por ejemplo el agua:_____________________________________________________________________________________________________Constantes de ionización de ácidos en agua a 25°C, HA + H2 O A – + H3 O+
H A HClO4 H2SO4 HCl HNO3 H3O+ HF CH3COOH H2CO3 NH4+ H2O
K (mol l– 1) 1 3,5 10–4 1,8 10–5 4,3 10–7 5,6 10–10 1,0 10–14_____________________________________________________________________________________________________Constantes de ionización de bases en agua a 25°C, B + H2 O OH– + BH+
B H2O CO(NH2)2 CH3COO– NH3 OH– NaOH NH2– O2–
K (mol l– 1) 1,0 10–14 1,3 10–14 5,6 10–10 1,8 10–5 1_____________________________________________________________________________________________________
De esta forma podemos distinguir entre ácidos (y bases) fuertes (reaccionan casi completamente con el
agua) y débiles (reaccionan parcialmente). Además podemos ordenar los ácidos (y bases) débiles de
acuerdo a su fuerza, pero no los fuertes.
Efecto nivelador del disolvente. Cualquier ácido HA que sea un donador de protones más fuerte que
el H3O+ dará su protón a la molécula de H2O, por lo que estará completamente disociado en agua. El ácido
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 159
más fuerte que puede existir en agua es el H3O+. La base más fuerte que puede existir en agua es el OH–.
Se dice que, en agua, todos los ácidos más fuertes que H3O+ son nivelados a la fuerza de éste y las bases
más fuertes que OH– son niveladas a la fuerza de ésta.
Si queremos medir la fuerza relativa de los ácidos que son fuertes en agua debemos escoger un
disolvente más ácido que el agua, por ejemplo el ácido acético. Si queremos medir la fuerza relativa de las
bases que son fuertes en agua, debemos escoger un disolvente más básico que el agua, por ejemplo el
amoníaco. En la siguiente gráfica se recoge una escala relativa de fuerza de ácidos y de bases. Sólo las
especies que están dentro del rango de estabilidad para cada disolvente pueden existir como tales en el
disolvente señalado. Así no pueden existir en agua sustancias como HCl (se ioniza totalmente en Cl– y
H3O+), NH2– (reacciona totalmente con H2O para dar NH3 y OH–) o O2– (reacciona totalmente con H2O
para dar OH–).
F–
fuerza ácida fuerza básica
H2A
c+
HC
lO4
HB
r
H2S
O4
HC
l
H3O
+
HF
HA
c
H2C
O3
NH
4+
H2O
Ac–
CO
(NH
2)2
NH
3
OH
–
NH
2–
O2–
rango de estabilidad ácido-base en agua
rango de estabilidad ácido-base en ácido acético
rango de estabilidad ácido-base en amoníaco
16.2 çcidos y bases de LewisÁcidos y bases de Lewis. Lewis formuló en 1923 una definición alternativa a la de Brønsted:
Un ácido de Lewis es un ion o molécula aceptor de pares electrónicos.
Una base de Lewis es un ion o molécula dador de pares electrónicos.
En una reacción ácido-base, el ácido y la base comparten el par electrónico aportado por la base, formando
un enlace covalente, A+ :B A—B. Todos los ácidos y bases de Brønsted son ácidos y bases de Lewis.
La definición de una base de Brønsted como aceptora de H+, H+ + B BH+, no es más que un caso
particular de base de Lewis, donde H+ es el ácido de Lewis. Sin embargo, muchos ácidos de Lewis no son
ácidos de Brønsted. Por ejemplo, BF3 (BF3 + :NH3 F3B←NH3) o SO3 (SO3 + H2O: H2SO4).
Las sustancias que pueden actuar a la vez como ácidos y bases de Lewis, se denominan anfóteras. Por
ejemplo, el óxido de aluminio.
Ácidos y bases blandos y duros. En la definición de Lewis, la fuerza de un ácido se puede evaluar
mediante la constante del equilibrio A+ :B A—B, donde B es una base de referencia. En realidad, la
escala de fuerza ácida depende de la base escogida como referencia, de forma que un ácido puede ser más
fuerte que otro frente a una base pero más débil frente a otra. Para los ácidos y bases de Lewis se han
desarrollado reglas cualitativas que permiten preveer su fuerza y estimar qué clases de bases preferirá un
ácido determinado y viceversa. Estas reglas se basan en dividir las bases en:
• bases duras, que son aquellas que tienen un átomo dador cuya densidad electrónica se polariza (se
deforma) difícilmente. Por ello, normalmente el átomo dador es pequeño y muy electronegativo (N, O y F).
Ejemplos: F–, OH–, O2–, H2O, R2O (éteres), NH3.
• bases blandas que son aquellas que tienen un átomo dador cuya densidad electrónica se polariza (se
deforma) con facilidad. Los átomos dadores son generalmente menos electronegativos y mayores que los
160 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
de las bases duras (elementos no cabecera de los grupos 15 a 17). Ejemplos: Br–, I–, CN–, SCN–, H–, R–,
RS–, CO, RNC.
En general, las bases blandas deberían ser más fuertes que las duras pues ceden con mayor facilidad
el par electrónico. Ahora bien, se ha observado que ciertos ácidos forman enlaces más estables con las
bases duras que con las blandas. Los ácidos que en proporción se enlazan mejor con las bases duras
reciben el nombre de ácidos duros. Los ácidos que en proporción se enlazan mejor con las bases blandas
reciben el nombre de ácidos blandos. La siguiente tabla muestra una lista de ácidos blandos y duros._____________________________________________________________________________________________________Ácidos duros Ácidos intermedios Ácidos blandosH+, Li+, Na+, K+ Cu+, Ag+, Au+, Tl+, Hg2
2+, Cs+
Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sn2+ Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Pb2+ Pd2+, Cd2+, Pt2+, Hg2+
Al3+ Tl3+
Si4+ I+, Br+, HO+, RO+_____________________________________________________________________________________________________
Para explicar este comportamiento observado experimentalmente, se pueden utilizar dos modelos
complementarios:
• modelo iónico–covalente. Los ácidos duros se encuentran con preferencia entre los cationes
metálicos ligeros y/o con alta carga, mientras que los ácidos blandos se encuentran con preferencia entre los
cationes pesados y/o con baja carga. Una base dura es poco polarizable por lo que tenderá a formar enlaces
con una importante componente iónica. Estos enlaces importantemente iónicos serán más fuertes cuando el
catión sea un ácido duro, es decir pequeño y/o con alta carga. Una base blanda tenderá a formar enlaces con
una importante componente covalente. Estos enlaces covalentes serán más fuertes con un ácido blando.
• modelo de enlace π. Es un modelo apropiado sobretodo para los cationes de los metales de transición.
La característica principal de la mayor parte de ácidos blandos es la presencia de electrones en orbitales d
débilmente sujetos (a consecuencia de la baja carga). Las bases blandas contienen ligandos con orbitales d
vacíos en el átomo dador (P, As, S, I, etc.) o tienen orbitales π∗ vacíos (CO o CNR). El enlace entre un
ácido blando y una base blanda se encuentra reforzado por una contribución π. La característica principal de
los ácidos duros es tener orbitales d vacíos que son aceptores (a consecuencia de la alta carga) y pueden
recibir pares electrónicos de ligandos con átomo dador pequeño como O ó F.
A
. .
B
π
:σ
ácido duro - base duraácido blando - base blanda
σ:
π
B
. .
A
En cambio, la interacción π entre ácidos blandos y bases duras es desfavorable ya que los dos orbitales
están llenos, y la interacción π entre un ácido duro y una base blanda no es posible ya que los dos orbitales
están vacíos.
16.3 HidrurosNaturaleza de los hidruros. Los hidruros son compuestos binarios del hidrógeno con cualquier otro
elemento. La siguiente tabla recoge una división tradicional de los hidruros. Los hidruros de los grupos
principales pueden ser salinos o moleculares, mientras que los hidruros caracterizados de los metales de
transición son metálicos.
Los hidruros salinos son compuestos binarios del hidrógeno con los elementos más electropositivos.
Son básicamente iónicos (por lo que a temperatura ambiente forman sólidos) y la carga negativa está sobre
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el hidruro.
1 2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
salino
met lico
molecular
no caracterizado
o desconocido
Las diferentes clas
de compuestos
binarios de hidr ge
en la tabla peri di
Los hidruros moleculares son compuestos binarios con elementos cuya diferencia de
electronegatividad con el hidrógeno es menor, por lo que son fundamentalmente covalentes. Generalmente
están formados por moléculas discretas y en la mayoría de casos son gases (NH3, CH4, HCl, etc) o
líquidos (H2O, etc). Al avanzar desde la izquierda hacia la derecha, pasamos de compuestos polares con la
carga parcial negativa sobre el hidrógeno a compuestos poco polares y a compuestos polares con la carga
positiva sobre el hidrógeno. Al subir en un mismo grupo, aumenta la carga parcial positiva sobre el
hidrógeno.
Los hidruros metálicos reciben este nombre porque son conductores eléctricos. También tienen una
composición variable, con un número variable de hidrógenos ocupando los agujeros (intersticios) entre los
átomos metálicos del sólido. Al ser calentados, liberan hidrógeno. Podría decirse que son disoluciones
sólidas intersticiales, pero parece que la red metálica se ve alterada por la entrada de hidrógeno, lo que hace
pensar en una interacción química entre ambos.
Reactividad de los hidruros de los grupos principales. Los hidruros de la izquierda reaccionan
con los de la derecha, produciendo H2. El proceso es tanto más favorable cuanto más separados estén
ambos hidruros en la tabla periódica.
Aδ+Hδ– + Hδ+Bδ– AB + H2
NaH + HCl NaCl + H2 (rápido)
(BH3)2 + 2NH3 (BN)x + 6H2 (altas temperaturas)
Los hidruros de la derecha (a partir del grupo 15) tienen pares libres por lo que pueden aceptar H+ de los
hidruros situados más a la derecha (en el ejemplo, transferencia del protón desde la base débil Cl– a la base
más fuerte NH3).
Hδ+Clδ– + :NH3 Cl– + NH4+
Los hidruros del grupo 13 son ácidos de Lewis por lo que pueden aceptar H– de los hidruros situados a la
izquierda (en el ejemplo, transferencia del H– desde el ácido más débil Li+ al ácido más fuerte (BH3)2).
2LiH + (BH3)2 2Li+ + 2BH4–
Debido a la facilidad con la que el H– pierde uno de sus electrones (E°(H2(g)/H–(aq)) = –2,25 V), los
hidruros iónicos son muy reductores. Los siguientes hidruros suelen emplearse comúnmente como agentes
reductores: LiH, NaH, CaH2, LiAlH4, LiBH4, NaBH4, KBH4.
Preparación de los hidruros. El método más común de preparación es la reacción directa entre los
elementos (por ejemplo, LiH, CaH2, HCl, etc). En algunos casos, es necesario aplicar condiciones
especiales como en la síntesis de Haber de amoníaco (altas temperaturas y presiones, catalizador). La
162 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
preparación directa de HF es explosiva.
Otro método alternativo para la preparación de hidruros con hidrógeno ácido (hidruros de la derecha)
es mediante una reacción de desplazamiento en la que se produce la transferencia de protones desde un
ácido más fuerte a otro más débil o volátil:
CaF2(s) + H2SO4(aq, conc) CaSO4(aq) + 2HF(g)
2NaCl(s) + H2SO4(aq, conc) Na2SO4(aq) + 2HCl(g)
FeS(s) + H2SO4(aq, conc) FeSO4(aq) + H2S(g)
FeS(s) + 2HCl(aq) FeCl2(aq) + H2S(aq)
Los hidruros con hidrógeno menos positivo (hidruros del centro de la tabla periódica) se pueden preparar
por desplazamiento de halogenuros por hidruros, usando LiBH4 o reactivos similares:
BF3 + 3LiBH4 3LiF(s) + 2(BH3)2SiCl4 + LiAlH4 LiCl(s) + AlCl3 + SiH4
Acidez de las especies HnX. Algunos de los hidruros HnX, donde X es un grupo más
electronegativo que el hidrógeno (ver figura) pueden ionizarse en agua:
HnX(aq) + H2O(l) Hn–1X–(aq) + H3O+(aq)
El aumento en la polaridad del enlace Hδ+—Xδ– debe favorecer la fuerza del ácido. Así, el NH4+, con una
diferencia de electronegatividad de 0,9, es un ácido de Brønsted en agua, mientras que el CH4, con una
diferencia de 0,4, no lo es. Sin embargo (ver tabla), otro factor fundamental es la fuerza del enlace H—X,
de forma que el HF, con una fuerza de enlace de 562 kJ/mol es un ácido débil en agua, mientras que el
HCl, con una fuerza de enlace de 431 kJ/mol, es un ácido fuerte a pesar de su menor polaridad.
Figura. Diferencias entre la electronegatividaddel hidrógeno (2,1) y los elementos del grupo p.Obsérvese los elevados valores de oxígeno yflúor. Los cuadros más claros indican loselementos que son menos electronegativos queel hidrógeno.
Ga–0,5
B–0,1Al–0,6
In–0,4Tl
–0,3
C0,4Si
–0,3Ge–0,3
Pb–0,3
Sn–0,3
P0
As–0,1Sb–0,2Bi
–0,2
N0,9
1 8
O1,1
1 6
S0,4Se0,3
Po–0,1
Te0
1 3 1 4He
1 5 1 7
Cl0,9Br0,7I
0,4At0,1
Ne
Ar
Kr
Rn
Xe
menos electronegativos que el H0 a 0,5
0,6 a 1,0
> +1,1
_____________________________________________________________________________________________________Acidez de las especies HnXEspecie HF HCl HBr HI H2O H2SDiferencia de electronegatividad 1,3 0,9 0,7 0,4 1,1 0,4Fuerza de enlace H—X (kJ/mol) 562 431 366 299 463 338K a (mol l– 1) (1ª disociación) 3,5 10–4 ac. fuerte ac. fuerte ac. fuerte 1,0 10–14 1,32 10–7_____________________________________________________________________________________________________
16.4 HalogenurosNaturaleza de los halogenuros. Se llaman halogenuros a los compuestos binarios de los halógenos en
estado de oxidación –1. Los halógenos son elementos muy electronegativos por lo que forman compuestos
predominantemente iónicos con los metales de los grupos 1 y 2 y con los metales de transición en bajos
estados de oxidación._____________________________________________________________________________________________________Electronegatividad de los halógenos en la escala de PaulingHalógeno Flúor Cloro Bromo YodoElectronegatividad 4,0 3,0 2,8 2,4_____________________________________________________________________________________________________
El aumento de la carga en un metal produce un aumento de su poder de polarización (y de su
electronegatividad) lo que favorece el carácter covalente de sus halogenuros. Esta variación del carácter
iónico-covalente de los halogenuros puede observarse en la siguiente tabla:
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_____________________________________________________________________________________________________Electronegatividad de los halógenos en la escala de PaulingCompues to KCl CaCl2 ScCl3 TiCl4Carácter iónico-covalente iónico iónico intermedio covalenteTipo de sólido iónico iónico molecularPunto de fusión (°C) 770 782 939 –25_____________________________________________________________________________________________________
Los halógenos forman halogenuros covalentes con otros halógenos, con otros no metales, y con metales de
transición en altos estados de oxidación. Los halogenuros iónicos forman sólidos iónicos que, por tanto,
tienen altos puntos de fusión. Los halogenuros covalentes pueden formar sólidos moleculares o, sobretodo
los halogenuros límites entre los iónicos y los covalentes, sólidos covalentes monodimensionales (cadenas
infinitas) o bidimensionales (capas). Por ello, pueden ser a temperatura ambiente sólidos, líquidos o gases.
Preparación de los halogenuros. La mayor parte de halogenuros se pueden preparar por síntesis
directa del halógeno con el metal o no metal. La facilidad con la que se produce la reacción suele
corresponderse con la reactividad del halógeno F2 > Cl2 > Br2 > I2. La síntesis directa suele emplearse para
preparar halogenuros metálicos anhidros, en los casos en los que en agua se obtienen hidratados.
Cu(s) + Cl2(g) CuCl2(s)
También puede partirse de un óxido en lugar del metal (en el ejemplo, el carbono reduce al cloro).
Cr2O3(s) + 3C(s) + 3Cl2(g) ∆
2CrCl3(s) + 3CO(g)
Los halogenuros de los metales más electropositivos pueden también obtenerse por reacción ácido-base
entre el ácido HX y el hidróxido, óxido o carbonato:
Na(OH)(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
Los halogenuros pueden también prepararse por desplazamiento:
BaCl2(aq) + 2KF(aq) BaF2(s) + 2KCl(aq) (precipitación)
Reactividad de los halogenuros covalentes. Algunos halogenuros covalentes se comportan como
ácidos, aunque por razones distintas. Otros halogenuros como el CCl4 son cinéticamente inertes
(inaccesibilidad de la esfera de coordinación).
HCl(g) + H2O(l) Cl–(aq) + H3O+
PCl3 (s) + 3H2O(l) H3PO3 + 3HCl (hidrólisis del enlace P—Cl)
AlCl3 (s) + 3H2O(l) Al(OH)3 + 3HCl (hidrólisis del enlace Al—Cl)
16.5 CalcogenurosNaturaleza de los calcogenuros. Se llaman calcogenuros a los compuestos binarios de los elementos
del grupo 16 (calcógenos) en estado de oxidación –2. Los calcógenos tienen electronegatividades menores
que los halogenuros, por lo que habrá más calcogenuros covalentes que halogenuros covalentes. Los
calcogenuros de los grupos 1 y 2 son fundamentalmente iónicos. Sólo los óxidos de metales de transición
en bajos estados de oxidación pueden considerarse iónicos. Como es lógico, al descender en el grupo (O,
S, Se y Te) se produce un aumento del carácter covalente de sus compuestos con los elementos
electropositivos. _____________________________________________________________________________________________________Electronegatividad de los calcógenos en la escala de PaulingCalcógeno Oxígeno Azufre Selenio TeluroElectronegatividad 3,4 2,5 2,4 2,1_____________________________________________________________________________________________________
Los calcogenuros covalentes se presentan como sólidos moleculares o covalentes en capas o en cadenas.
Los sólidos moleculares se dan preferentemente entre los óxidos de elementos de pequeño tamaño, ya que
en dichos casos se favorece la existencia de enlaces dobles M=O y por tanto la naturaleza monómera del
compuesto. Así SO2 y N2O3 forman moléculas discretas mientras que SeO2 y As2O3 forman redes.
Óxidos. Los óxidos de elementos de la izquierda son básicos mientras que los de la derecha son ácidos
164 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
(recordar que el anión O2– no es estable en agua).
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)
Los óxidos básicos reaccionan con ácidos y los óxidos ácidos con hidróxidos.
CaO(s) + H2SO4(aq) CaSO4(aq) + H2O(l)
De esta forma se pueden disolver los óxidos más insolubles (por ejemplo los sólidos covalentes formados
por redes).
SeO2(s) + 2NaOH(aq) Na2SeO4(aq) + H2O(l)
Los óxidos ácidos pueden reaccionar con los óxidos básicos:
Na2O + SO3 Na2SO4Algunos óxidos tienen tanto comportamiento ácido como básico (son anfóteros).
Al2O3(s) + 3HCl(aq) AlCl3(aq) + 3H2O(l) Al2O3(s) + NaOH(aq) Na[Al(OH)4](aq)
1 2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
b sicos
cidos
anf teros
desconocidos
Las diferentes clas
de xidos en la tab
peri dica
Al
Be
G a
S n
Pb
Preparación. El método más general es la síntesis directa a partir de los elementos.
SO3(g)+ 1/2O2(g)
500 °C, V2O5(s)SO2(g)S(s)
1000 °C
+ O 2(g)
C(s) + O2(g) CO2(g)
Los óxidos metálicos pueden prepararse por descomposición térmica de los carbonatos.
CaCO3(s) ∆
CaO(s) + CO2(g)
16.6 Oxocidos y sus salesLos oxoácidos y oxoaniones pueden clasificarse en sencillos, catenados y condensados.
Oxoácidos y oxoaniones sencillos. Los oxoácidos sencillos constan de un átomo de un no metal al
que está enlazado uno o más grupos oxhidrilo, –OH, más quizá, átomos de oxígeno adicionales no
enlazados al hidrógeno, lo que conduce a la fórmula general XOm(OH)n. El H+ unido al oxígeno se puede
eliminar más o menos fácilmente, dando lugar a un oxoanión.
Además de los no metales, los metaloides y algunos metales de transición en altos estados de
oxidación forman oxoácidos o oxoaniones. También los hidróxidos de berilio y aluminio tienen carácter
ácido. En algunos casos sólo se conocen los oxoaniones en forma de sales y no los correspondientes
oxoácidos. En el caso del ácido fosforoso, uno de los hidrógenos está directamente unido al fósforo y no
presenta carácter ácido.
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_____________________________________________________________________________________________________Oxoácidos y oxoaniones sencillos de los no metalesGrupo 13 H3BO3
(no hay boratos sencillos)Grupo 14 H2CO3 H4SiO4* H4GeO4*
CO32– SiO4
4– GeO44–
Grupo 15 HNO2 H2PHO3NO2
– PHO32–
HNO3 H3PO4 H3AsO4NO3
– PO43– AsO4
3–
Grupo 16 H2SO3 H2SeO3 H2TeO3*SO3
2– SeO32– TeO3
2–
H2SO4 H2SeO4 Te(OH)6SO4
2– SeO42– TeO(OH)5
–
Grupo 17 HOF HClO HBrO HIOOF– ClO– BrO– IO–
HClO2 HBrO2ClO2
– BrO2–
HClO3 HBrO3 HIO3ClO3
– BrO3– IO3
–
H5IO6H2IO6
3–
HClO4 HBrO4 HIO4ClO4
– BrO4– IO4
–
* No se conoce_____________________________________________________________________________________________________
Fuerza ácida de los oxoácidos sencillos. El carácter ácido de los oxoácidos se debe a la
polarización que M provoca en el enlace O–H, lo que permite la eliminación más o menos sencilla de H+.
Esta polarización será tanto mayor cuanto mayor sea la electronegatividad de M. Este razonamiento simple
nos permite comprender las siguientes tendencias observadas en la fuerza ácida de los oxoácidos:
1. Manteniendo constante el estado de oxidación, la fuerza ácida aumenta al desplazarnos hacia la
derecha en un período:________________________________________________________________________________________________
Al(OH)3 HNO2 HClO2Anfótero Ácido muy débil (Ka = 4,3 10–4 mol l–1) Ácido débil (Ka = 1,0 10–2 mol l–1)
________________________________________________________________________________________________
2. Manteniendo constante el estado de oxidación, la fuerza ácida decrece al bajar en un grupo.________________________________________________________________________________________________
As(OH)3 Sb(OH)3 Bi(OH)3Ácido débil Anfótero Base débil
________________________________________________________________________________________________
3. La fuerza ácida aumenta al aumentar el estado de oxidación.________________________________________________________________________________________________
HClO HClO2 HClO3 HClO4Ácido débil Ácido semifuerte Ácido fuerte Ácido muy fuerte
________________________________________________________________________________________________
Preparación de oxoácidos sencillos. Con frecuencia, los oxoácidos pueden ser obtenidos por
reacción de los óxidos con agua:
SO3(g) + H2O(l) H2SO4 (aq)
P4O10(s) + H2O(l) H3PO4 (aq)
También se obtienen en algunos casos por desplazamiento de una sal por otro ácido como ácido sulfúrico:
H2SO4(l) + NaNO3(s) NaHSO4(s) + HNO3(l) (HNO3 se destila)
Ba(ClO3)2(aq) + H2SO4(aq) BaSO4(s) + 2HClO3(aq) (precipitación)
Ca3(PO4)2(s) + 3H2SO4(l) 3CaSO4(s) + 2H3PO4(l) (ácido débil)
166 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Los oxoácidos XOH, donde X = Cl, Br, I, pueden obtenerse por reacción entre halógeno y agua.
X2(g) + 2H2O(l) XOH(aq) + X–(aq) + H3O+(aq)
X2(g) + 2OH–(aq) XO–(aq) + X–(aq) + H2O(aq)
Apartir de XOH pueden obtenerse otros oxoácidos en estados superiores de oxidación. La oxidación desde
un estado de oxidación inferior a otro superior es otro método general de preparación de oxoácidos.
I2HNO3 HIO3H2SeO4
HClO3H2SeO3
Recordemos que otro método de obtener oxoácidos es por hidrólisis de halogenuros covalentes (ver 16.3).
Oxoácidos catenados. Son oxoácidos que contienen dos o más átomos de los no metales unidos
directamente entre sí. Por ejemplo, los ácidos politiónicos H2SnO6 (n 2).
HO S
O
OHS(S) n–2
O
O O
Oxoácidos condensados. Estas sustancias constan de dos o más átomos de los no metales unidos por
medio de puentes de oxígeno. Se producen primordialmente en el tercer período y sucesivos. Pueden
considerarse formalmente como derivados de los oxoaniones sencillos por pérdida de moléculas de agua.
(Eso no implica que se puedan preparar en todos los casos por deshidratación del oxoácido sencillo.) En el
caso de oxoácidos sencillos HnXO4, la pérdida de una molécula de agua lleva a oxoácidos de fórmula
general HmX2O7 llamados piro, en los que dos tetraedros comparten un vértice.
+ H2OX O—H XH—O XOX
_____________________________________________________________________________________________________Oxoácidos, óxidos y oxoaniones “piro”
HO SiOH
OHOHSiO
OH
OHHO P
O
OHOHPO
O
OHHO S
O
OOHSO
O
OO Cl
O
OOClO
O
O
Oxoácido H6Si2O7 H4P2O7 H2S2O7 Cl2O7Oxoanión Si2O7
6– P2O74– S2O7
2–_____________________________________________________________________________________________________
Por la pérdida de dos moléculas de agua, se forman oxoácidos meta, que forman cadenas infinitas o ciclos,
en los que cada tetraedro comparte dos vértices. La fórmula general de estos oxoácidos es (HmXO3)x.
XH—O O—HX O—H H—O X O—H XH—O
X O X XOXO O X O X
Al compartirse dos vértices, sepueden formar estructuras infinitasen cadenas. Un ejemplo es el anióndel mineral espodumenaLiAl(SiO3)2.
OP
O
PO
P
HO O
OHHO
O O
Si
Si
Si
Si
Si
SiO
O
O O
O
O
H3P3O9(anión cíclico)
Be3Al2(Si6O18)Mineral Berilo(anión cíclico)
Otra posibilidad es la formación deciclos, como los de los ejemplos dela izquierda, dando lugar a moléculasdiscretas. (En el anión Si6O18
12–,no se han dibujado los dos oxígenosterminales situados sobre cadasilicio)
Por la pérdida de tres moléculas de agua, se pueden formar estructuras más complejas, en las que cada
tetraedro comparte tres vértices. La fórmula general de estos oxoácidos es (HmX2O5)x.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 167
SiSi O
O
OSi
Si SiO
O O
O
SiSi
Si
O
O
O
OSi
SiO
O
OSi
Si
Si
SiO
O
O
O
O
Si
Si
SiSi
O
O
O O
OSi
Si
SiSi
Si
SiO
O
O O
O
OPP
O O
O
O OO O
O
O
P
P
O
Si
Si Si
Si
O
O O
OO
Si
Si Si
Si
O
O O
OO
Si
Si
Si Si
Si
Si
O
O
O
O
OO
[Ca2Mg5(Si4O11)2(OH) 2]xasbesto
(red monodimensional)
(Si2O52–)x
talco(red bidimensional)
P4O10(ciclo)
Cuando se comparten tres vértices,se pueden formar moléculasdiscretas (P4O10), cadenas (asbesto)o capas (talco). (En el asbesto y eltalco, no se han dibujado losoxígenos terminales que hay sobrecada átomo de silicio).
Por la pérdida de cuatro moléculas de agua, se pueden formar estructuras más complejas, en las que cada
tetraedro comparte los cuatro vértices. Este es el caso del cuarzo (SiO2)x, que forma una red tridimensional._____________________________________________________________________________________________________Oxoaniones y óxidos de los no metales formados por condensación de unidades XO4
Silicio Fósforo Azufre CloroAniones sencillos (sin puentes X—O—X)Moléculas o iones moleculares discretos SiO4
4– PO43– SO4
2– ClO4–
Aniones “piro” (un puente X—O—X)Moléculas o iones moleculares discretos (dímeros) Si2O7
6– P2O74– S2O7
2– Cl2O7Aniones “meta” (dos puentes X—O—X)Moléculas o iones moleculares discretos o en cadenas (SiO3)x
2x– (PO3)xx– (SO3)x (en sólido)
Tres puentes X—O—XMoléculas o iones moleculares discretos, cadenas o láminas (Si2O5)x
2x– (P2O5)2Cuatro puentes X—O—XRedes tridimensionales (SiO2)x_____________________________________________________________________________________________________
Solubilidad de las sales de oxoaniones sencillos. Al igual que para el resto de sales, la energía de
red es generalmente el factor que determina mayormente la solubilidad de estas sales, de forma que la
solubilidad disminuye al aumentar la energía de red, es decir al aumentar la carga de los iones y al disminuir
su tamaño. Como reglas específicas de solubilidad pueden darse las siguientes:
1. Todos los acetatos, cloratos, nitratos, nitritos y percloratos son solubles.
2. Los sulfatos son solubles excepto los de Sr2+, Ba2+ y Pb2+ que son muy poco solubles.
3. Sólo son solubles los hidróxidos, carbonatos, cromatos, sulfitos y fosfatos alcalinos y de amonio.
4. Las sales ácidas suelen ser solubles.
16.7 Compuestos de coordinacinUn complejo es el resultado de la interacción entre un átomo central ácido de Lewis y una o varias bases de
Lewis, llamadas ligandos, que resulta en la formación de un enlace covalente coordinado. Por eso los
complejos reciben también el nombre de compuestos de coordinación. El conjunto puede ser neutro,
catiónico o aniónico. Los ligandos forman la primera esfera de coordinación, mientras que los contraiones
forman la segunda esfera.
El átomo central tiene que disponer de orbitales vacíos capaces de aceptar pares electrónicos. Por ello
habitualmente es un catión metálico. Sin embargo, los cationes de los grupos 1 y 2, al disponer de orbitales
con poca tendencia a aceptar pares electrónicos, tienen poca tendencia a formar complejos. Los metales de
transición tienen una elevada tendencia a formar complejos. Por ejemplo, muchos cationes de metales de
transición en disolución acuosa se encuentran formando aquocomplejos, por ejemplo [Fe(H2O:)6]2+.
Los enlaces formados por los cationes metálicos en altos estados de oxidación o por los no metales
suelen describirse mejor como enlaces covalentes normales (no coordinados) por lo que sus compuestos no
suelen considerarse como complejos.
168 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
A menudo, sólo se consideran como complejos las sustancias que contienen ligandos que tienen
existencia libre. Algunos ejemplos de ligandos se recogen en la siguiente tabla._____________________________________________________________________________________________________Ligandos comunes en los complejos (en negrita el átomo que generalmente actúa como dador)Monodentados H2O NH3 CO NO CN– CN–
(generalmente) OH– O2– F– Cl– Br– I–
S CN– SCN– NO2– ONO–
Bidentados –OOC–COO– oxalato H2N-CH2-CH2-NH2 etilenodiamina_____________________________________________________________________________________________________
Tipos de ligandos. Los ligandos pueden clasificarse en
• monodentados: aquellos que tienen un sólo átomo dador. Los ligandos cuyo átomo dador tiene más de
un par electrónico que puede ser cedido, pueden coordinarse de forma terminal o puente.
• polidentados (bi–, tri–, etc): aquellos que tienen más de un átomo dador. Los ligandos bidentados
pueden coordinarse de forma quelato (los dos átomos dadores unidos al mismo metal) o puente (cada
átomo dador unido a un metal diferente).
Número o índice de coordinación. El número de coordinación es el número total de átomos unidos al
átomo central en un complejo. Los índices de coordinación y geometrías más habituales son:_____________________________________________________________________________________________________Indices de coordinación más habituales en complejosIndice de coordinación 2 3 4 4 5 6Geometría lineal triangular plana plano-cuadrada tetraédrica bipirámide trigonal octaédrica_____________________________________________________________________________________________________
Isomería en los complejos. Isómeros son compuestos que contienen el mismo número de los mismos
átomos pero distribuidos diferentemente. En química de la coordinación es habitual la existencia de
isómeros. Podemos distinguir dos grandes grupos de isomerías:
• isomería estructural: los átomos están enlazados de diferente forma. Algunos ejemplos:
• isomería de ionización: [Co(NH3)5Br]SO4 y [Co(NH3)5SO4]Br.
• isomería de hidratación: [Cr(H2O)6]Cl3 y [Cr(H2O)5Cl]Cl2⋅H2O.
• isomería de enlace: [Co(NH3)5NO2]2+ (nitro) y [Co(NH3)5ONO]2+ (nitrito).
Los compuestos anteriores tienen distintas propiedades y son sustancias diferentes.
• estereoisómería: los átomos están enlazados de la misma forma pero varía la disposición espacial.
• isomería geométrica:
cis transCl
PtNH3
Cl NH3Pt
ClNH3
NH3Cl
Cada isómero es una especie química diferente aunque a veces sus propiedades son semejantes.
• isomería óptica: ocurre cuando un complejo y su imagen en el espejo no son superponibles. Cada
isómero recibe el nombre de enantiómero y la molécula se dice que es quiral. En química de la
coordinación este tipo de isomería se da habitualmente en complejos octaédricos. Ejemplo,
[Co(en)3]3+ (en = etilenodiamina = H2N–CH2-CH2-NH2).
N
CoN
N
N
N
NCo
N
N
N
N
N
N
Los enantiómeros tienen idénticas propiedades físicas y químicas salvo que pueden reaccionar de
forma diferente con otros compuestos quirales, y que desvían de diferente forma la luz polarizada
(son ópticamente activos). Cuando se sintetiza un compuesto quiral a partir de compuestos no
quirales, se obtiene una mezcla racémica (una mezcla que contiene idénticas cantidades de ambos
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 169
enantiómeros y que es ópticamente inactiva).
Teoría del campo ligando. Aunque la teoría de orbitales moleculares (y la TEV) es aplicable también a
los complejos dando una explicación completa de su estabilidad y propiedades, la teoría del campo ligando
es un modelo simple que permite discutir ciertas propiedades de los complejos de los metales de transición
como estabilidades relativas, coloración, magnetismo, etc. En un catión libre de un metal de transición, los
cinco orbitales d tienen la misma energía. Cuando se acercan los ligandos para formar el complejo, los
orbitales situados en la dirección de acercamiento de los ligandos se verán desestabilizados con respecto al
resto, tendrán una menor tendencia a llenarse ya que un electrón en ellos sufrirá las repulsiones de los pares
electrónicos de los ligandos. En concreto, en un complejo octaédrico se diferenciarán dos niveles de energía
llamados t2g y eg.
∆ο
dxy, dxz dyz orbitales t2g
dx2-y2, dz2 orbitales eg
x
y
zz
y
x x
y
zdx ydx2-y2
dz2
La separación de energía (∆o) entre los dos conjuntos de orbitales se llama desdoblamiento del campo
ligando. Los orbitales se llenan aplicando el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Sin
embargo, al introducir el cuarto electrón, éste se puede introducir tanto en un orbital t2g, experimentando
una repulsión con el otro electrón que lo ocupa que se llama energía de apareamiento (P), o en eg, donde
sufre la repulsión ∆o de los ligandos. La configuración adoptada será la que tenga una menor energía
global. Los ligandos que crean altos campos como NH3, favorecen las configuraciones de bajo espín,
mientras que los ligandos de bajo campo como F– favorecen las configuraciones de alto espín. Una serie
espectroquímica es una ordenación de ligandos de acuerdo al desdoblamiento ∆o que producen._____________________________________________________________________________________________________Configuraciones electrónicas de los complejos octaédricos dn
Núm. de electrones d 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10t2g
1 t2g2 t2g
3 t2g6eg
2 t2g6eg
3 t2g6eg
4
bajo espín t2g4 t2g
5 t2g6 t2g
6eg1
alto espín t2g3eg
1 t2g3eg
2 t2g4eg
2 t2g5eg
2__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Serie espectroquímicaLigandos de campo fuerte Ligandos de campo débilCN– CO NO2
– NH3 H2O OH– F– SCN– Cl– Br– I–_____________________________________________________________________________________________________
Color de los complejos. Muchos complejos de metales de transición son coloreados debido a que la
energía ∆o se corresponde a la frecuencia de la luz visible. Algunos complejos pueden absorber luz visible
pasando un electrón de un nivel t2g a uno eg, con lo que mostrarán el color complementario (un complejo
que absorba el verde presentará una coloración roja y viceversa).
BibliografaVer bibliografía del Tema 15.
Seminarios ácidos y bases
170 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
16.1 Identifica los dos pares conjugados ácido-base en cada una de las siguientes reacciones:
a) C2H3O2– + H2O HC2H3O2 + OH–
b) HF + NH3 NH4+ + F–
c) Zn(OH)2 + 2OH– ZnO2– + 2H2O
d) O2– + H2O 2OH–
e) HCN + H2SO4 H2CN+ + HSO4–
16.2 Escribe las reacciones de autoionización para las siguientes sustancias:
a) H2O(l); b) NH3(l); c) HCN(l).
16.3 El sulfuro de hidrógeno es un ácido más fuerte que la fosfina. ¿Qué puede concluirse sobre las fuerzas de
sus bases conjugadas, HS– y PH2–.
16.4 La constante ácida del H2S en agua es 1,1 10–7 mol l–1. ¿Puedes sugerir un disolvente en el que la
constante ácida sea mayor y otro en el que sea menor?
16.5 El amoníaco es una base débil en agua. ¿Lo es también en ácido acético?.
16.6 El ácido acético en el disolvente ácido sulfúrico, ¿esperas que sea un ácido o una base?. ¿Y el ácido
perclórico?. Escribe la reacción del ácido acético y el perclórico con el disolvente.
16.7 Indica si esperas que las siguientes sustancias sirvan como ácidos o bases de Lewis:
a) AlCl3; b) OH–; c) Br–; d) H2O; e) NH3; f) Fe3+.
16.8 Los valores de pKa para la hidrólisis de Na+, Ca2+ y Mg2+, son 14,6, 12,7 y 11,4 respectivamente.
Explica dicha tendencia.
16.9 ¿Quién crees que tiene mayor a) poder reductor, Fe3+ o Fe2+?; b) fuerza ácida, Fe3+ o Fe2+?; c) poder
oxidante, Cl2 o F2?; d) poder reductor, Li o Ca?.
16.10 Clasifica las siguientes sustancias como ácidos o como bases, de acuerdo a los criterios que conozcas:
a) H2SO4; b) SO2; c) BCl3; d) H2O; e) Ti2+; f) NH4Cl; g) LiOH; h) F–.
16.11 ¿Es SiO2 + CaO CaSiO3 una reacción ácido–base de Brønsted? ¿Y de Lewis?
16.12 ¿Cuál es la diferencia entre una sustancia anfótera y una anfiprótica?
16.13 Di si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí para formar sal más agua.
b) El ácido agua es su propia base conjugada.
c) La base conjugada de un ácido débil es una base fuerte.
d) El HNO3 es un ácido en NH3 líquido.
e) El BF3 es una base de Lewis.
química de los elementos de los grupos principales
16.14 Escribe una ecuación para la reacción que ocurre cuando el hidruro de sodio se agrega sobre:
a) agua, b) amoniaco líquido.
16.15 Predice el orden de la fuerza ácida de cada uno de los siguientes pares de ácidos protónicos:
a) H2S y HBr; b) HF y HCl; c) H2S y H2Se.
16.16 ¿Cuál de los siguientes compuestos esperas que tenga el punto de fusión más alto, CaF2 o SF2?
16.17 ¿Por qué a temperatura ambiente los óxidos de los metales son sólidos, mientras que muchos de los no
metales tienden a ser gases?
16.18 Las propiedades del CO2 (el sólido es fácil comprimirlo y sublima a 195 K) son muy diferentes a las del
SiO2 (es muy duro y tiene un punto de fusión de 1 883 K). ¿Qué diferencia estructural crees que hay entre
ambos compuestos que justifica esa diferencia de propiedades? Explica esta diferencia de comportamiento
en términos de los enlaces σ y π relativos de las especies moleculares CO2 y SiO2.
16.19 Indica tres métodos de preparación de óxidos y escribe la reacción química de cada uno de ellos.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 171
16.20 Escribe una ecuación para la reacción que ocurre cuando se añade agua a cada compuesto:
a) K2O, b) SO2, c) Na, d) P2O5, e) PCl3.
16.21 Escribe un método de preparación de ácido fosfórico.
16.22 ¿Cuál de los siguientes pares de ácidos crees que será el más fuerte?
a) HBrO3 o HBrO, b) HClO o HBrO, c) H2SO3 o H2SeO3, d) HIO o HIO2.
química de la coordinación
16.23 Identifica los ligandos y sus cargas, el átomo central y su carga, y el índice de coordinación para los
complejos:
a) [Cr(NH3)2(H2O)2Br2]+; b) [Co(C2O4)2Cl2]3–; c) K3[Au(CN)4]; d) [Mo(CO)4Br2];
e) [Co(CN)5(OH)]3–.
16.24 Clasifica los siguientes ligandos en monodentados, bidentados, etc.:
a) P(CH3)3; b) H2N–(CH2)2–NH–(CH2)2–NH2; c) –OOC–CH2–COO–; d) H2O; e) CO32–.
16.25 Esquematiza la geometría de
a) cis–[Cu(H2O)2Br4]2–; b) [Co(H2O)2Cl2] (tetraédrico); c) [Ag(CN)2]–; d) [Cu(C2O4)3]4–;
e) cis–[Ni(H2O)2Cl2].
16.26 ¿Cuáles de los siguientes complejos muestran isomería geométrica? Dibuja las estructuras de los posibles
isómeros.
a) [Fe(CN)6]4–; b) [Fe(H2O)2Cl3Br]–; c) [Fe(H2O)2Cl2Br2]–.
16.27 ¿Cuántos isómeros geométricos existen del compuesto de coordinación [Co(NH3)4Cl2]Cl?
16.28 ¿Por qué no puede haber isómeros geométricos en compuestos tetraédricos?
16.29 ¿Cuál de los siguientes iones metálicos formarán complejos octaédricos paramagnéticos con ligandos de
alto campo?¿Y con ligandos de bajo campo?
a) Mn3+,b) Co3+, c) Rh3+, d) Ti2+, e) Mo2+, f) Fe2+.
16.30 ¿Por qué [CoF6]3– es paramagnético y [Co(CN)6]3– es diamagnético?
Soluciones a los seminarios16.1 Ácido/Base: a) HC2H3O2/C2H3O2
–, H2O/OH–; b) HF/F–, NH4+/NH3; c) Zn(OH)2/ZnO2
–, H2O/OH–; d) OH–/O2–, H2O/OH–; e) H2CN+/HCN, H2SO4/HSO4
–.16.2 a) 2H2O H3O+ + OH–; b) 2NH3 NH4
+ + NH2–; c) 2HCN H2CN+ + CN–.
16.3 Si H2S es más ácido que PH3, entonces HS– es menos básico que PH2–.
16.4 La fuerza ácida será mayor en un disolvente más básico que el agua como es el NH3 y menor en un disolvente más ácido comoes el ácido acético.
16.5 No. En ácido acético es una base fuerte (ver figura en apartado 16.1).16.6 El ácido acético será una base y el ácido perclórico un ácido (ver figura en apartado 16.1).16.7 Ácidos de Lewis: AlCl3, Fe3+. Bases de Lewis: OH–, Br–, H2O, NH3.16.8 La hidrólisis de un catión es tanto más favorable cuanto mayor es su fuerza ácida (capacidad de atraer pares electrónicos de una
base), y esta fuerza es tanto mayor cuanto menor sea su tamaño y mayor su carga. Por ello el orden de acidez es Mg2+ > Ca2+
> Na+, y en ese orden disminuye su hidrólisis (al disminuir la hidrólisis, disminuye Ka y aumenta pKa).16.9 a) Fe2+; b) Fe3+; c) F2; d) Li.
16.10 Ácidos: a), b), c), e) y NH4+ en f). Bases: Cl– en f), g) y h). Sustancia anfiprótica: H2O.16.11 Es una reacción ácido–base de Lewis pero no de Brønsted.16.12 Ver teoría.16.13 a) Falso, b) falso, c) falso, d) cierto, d) falso.16.14 a) NaH + H2O NaOH + H2; b) NaH + NH3 NaNH2 + H2.16.15 Más ácidos son: a) HBr; b) HCl; c) H2S.16.16 CaF2 porque es una sustancia iónica, mientras que SF2 es molecular.16.17 Los óxidos de los metales son en muchos casos sustancias iónicas mientras que muchos óxidos de los no metales son
moleculares.16.18 El carbono es más pequeño que el silicio, lo que la estabiliza los enlaces dobles. El CO2 es un sólido molecular formado por
moléculas O=C=O, mientras que el SiO2 es un sólido covalente tridimensional en el que cada átomo de oxígeno está unidomediante enlaces sencillos a dos átomos de silicio: –Si–O–Si–O–.
172 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
16.19 Ver teoría.16.20 a) K2O + H2O 2KOH; b) SO2 + H2O H2SO3; c) 2Na + 2H2O 2NaOH + H2;
d) P2O5 + 3H2O 2H3PO4; e) PCl3 + H2O H3PO3 + 3HCl.16.21 P4 + 5O2 2P2O5; P2O5 + 3H2O 2H3PO4.16.22 a) HBrO3; b) HClO; c) H2SO3; d) HIO2.16.23 a) Ligandos: NH3, H2O, Br–. Átomo central: Cr3+. Índice de coordinación: 6.
b) Ligandos: C2O42– (bidentado), Cl–. Átomo central: Co3+. Índice de coordinación: 6.
c) Ligandos: CN–. Átomo central: Au+. Índice de coordinación: 4.d) Ligandos: CO, Br–. Átomo central: Mo2+. Índice de coordinación: 6.e) Ligandos: OH–, CN–. Átomo central: Co3+. Índice de coordinación: 6.
16.24 a) Monodentado; b) tridentado; c) bidentado; d) monodentado; e) bidentado.16.25
BrCu
OH2Co
O
O
Br
Br
OH2
Br
O
O O
O
CC
C
C
C
C
O
O
O
O
O
OCl
Co
Cl OH2
OH2NC Ag CN
16.26 a) Un sólo isómero.b)
BrFe
ClFe
Cl
OH2
Cl
OH2
OH2
Cl
Cl
Cl OH2
Br ClFe
OH2Cl
Br
OH2
Cl
c)
FeCl
OH2
Cl
Br OH2
BrClFe
OH2Br
Cl
FeBr
OH2
OH2
Cl
OH2
Br
Br
Cl BrFe
BrFe
Br
OH2
Cl
OH2
OH2
Cl
Br
Cl OH2
Cl
16.27
cistrans
NH3Co
ClH3N
NH3
CoH3N
Cl
Cl
H3N
Cl
H3NNH3
NH3
16.28 Porque las cuatro posiciones de coordinación de un tetraedro tienen siempre la misma disposición espacial relativa entre sí.16.29 C a t i ó n Configuración del catión Configuración del complejo M a g n e t i s m o
a) Mn3+ d 4 t2 g3eg
1 (alto espín) Paramagnético
t2 g4eg
0 (bajo espín) Paramagnéticob) Co3+ d 6 t2 g
4eg2 (alto espín) Paramagnético
t2 g6eg
0 (bajo espín) Diamagnético
c) Rh3+ d 6 t2 g4eg
2 (alto espín) Paramagnético
t2 g6eg
0 (bajo espín) Diamagnético
d) Ti2+ d 2 t2 g2eg
0 Paramagnéticoe) Mo2+ d 4 t2 g
3eg1 (alto espín) Paramagnético
t2 g4eg
0 (bajo espín) Paramagnético
f) Fe2+ d 6 t2 g4eg
2 (alto espín) Paramagnético
t2 g6eg
0 (bajo espín) Diamagnético
16.30 Ambos son complejos de Co3+ (d6) (ver ejercicio 16.29, apartado b). El complejo de flúor (ligando de campo débil) tiene unaconfiguración de alto espín por lo que es paramagnético, mientras que el complejo de cianuro (ligando de campo fuerte) tieneuna configuración de bajo espín por lo que es diamagnético.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 173
_________________________________________________________________________________________
17 Principios generales dequímica orgánica17.1 Los compuestos orgánicos17.2 Isomería17.3 Características químicas generales de los compuestos orgánicos17.4 Tipos de reacciones orgánicas
17.5 Propiedades físicas de los compuestos orgánicos_________________________________________________________________________________________
17.1 Los compuestos orgnicosUn hidrocarburo saturado es aquel que no tiene enlaces múltiples carbono–carbono.
Un hidrocarburo insaturado es aquel que tiene al menos un enlace múltiple carbono–carbono.
Los hidrocarburos alifáticos incluyen a todos los hidrocarburos (de cadena recta, de cadena ramificada o
cíclicos, saturados o insaturados) salvo a los hidrocarburos aromáticos.
Una serie homóloga es una familia de compuestos con fórmulas moleculares que se obtienen insertando un
grupo dado (normalmente —CH2—) en la estructura original. Por ejemplo, los alcanos son una serie
homóloga derivada del CH4 insertando grupos —CH2—.
17.2 IsomeraIsomería estructural. Se da en compuestos con la misma fórmula molecular pero con los átomos
enlazados de diferente forma. Algunos ejemplos son:
• isomería de cadena:
CH2 CH3CH2CH2CH3
CH3
C
CH3
CH3H3C
• isomería de posición: CH2=CH–CH2–CH3 CH3–CH=CH–CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
• isomería de función: CH3–CH2–CH2–CH2–COH CH3–CH2–CO–CH2–CH3CH3–C≡C–CH3 CH2=CH–CH=CH2
CH2=CH–CH2OH CH3–CH2–CHO
Los isómeros anteriores tienen distintas propiedades y son sustancias diferentes.
Estereoisomería. Se da en compuestos con la misma fórmula molecular y con los átomos enlazados de
la misma forma pero con diferente disposición espacial.
• isomería geométrica:
cis transC CH3C
H H
CH3C
CH3
HC
H3C
H
Cada isómero geométrico del 2-buteno es una especie química diferente. Estas dos moléculas generan
compuestos diferentes porque el doble enlace impide la rotación de uno de los grupos –CH(CH3) entorno
al otro, lo que produciría la conversión de un isómero en otro. Una rotación como la señalada obliga a los
orbitales p que forman el enlace π a separarse y destruir el enlace.
174 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Ene
rgía
pote
ncia
l
284 kJ mol–1
CH3
HH
H3C H3C
HCH3
HH3C
H CH3
H
Cuando en lugar de enlaces dobles tenemos enlaces sencillos, también son posibles distintas disposiciones
geométricas, como se ilustra en la siguiente figura para el butano.
CH3
H
HCH 3
HH
H3C
HH
H
CH 3H
H3C
HH
H3C
HH
H
CH3
H
H3C
HH
C C
H3C CH3
H HH H
alternada 180°
Ene
rgía
pote
ncia
l
12 kJ mol –1
Proyecciones de Newmanpara las diferentesconformaciones del butano
eclipsada 0° eclipsada 120°alternada 60°
Sin embargo, la energía de rotación entorno a un enlace simple es tan pequeña ( 12 kJ mol–1) que a
temperatura ambiente la agitación térmica de las partículas es suficiente para provocar la rotación. Una
muestra de butano es una sustancia única que contiene moléculas de C4H10 que están en continuo
intercambio entre sus diferentes formas, que reciben el nombre de confórmeros o conformaciones. Los
confórmeros del butano más estables son aquellos que más alejan los grupos sustituyentes entre sí, y con
preferencia los más voluminosos (los metilos).
• isomería óptica. Una molécula se dice que es quiral cuando no es superponible con su imagen en el
espejo. Generalmente, las moléculas orgánicas que tienen algún carbono asimétrico (unido a cuatro
sustituyentes diferentes) son quirales. Sin embargo, ni todas las moléculas con carbonos asimétricos son
quirales, ni todas las que no tienen carbonos asimétricos son aquirales.
Una molécula con un carbono asimétrico tiene dos enantiómeros (imágenes especulares no
superponibles).
R1
C*
R2R3
R4
R1
C*
R2R3
R4
Si una molécula tiene dos centros asimétricos puede tener hasta cuatro isómeros ópticos que serán imágenes
especulares (enantiómeros) dos a dos. Los isómeros ópticos que no son imágenes especulares entre sí se
denominan diastereoisómeros.
diastereoisómeros
C* C*
H3C CH3
HO BrH H
C* C*
H3C CH3
Br OHH H
enantiómerosmolécula
quiralmolécula
quiral
C* C*
H3C CH3
HO HH Br
C* C*
H3C CH3
H OHBr H
enantiómerosmolécula
quiralmolécula
quiral
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 175
diastereoisómeros
C* C*
H3C CH3
HO OHH H
C* C*
H3C CH3
HO OHH H
enantiómerosmolécula
quiralmolécula
quiral
C* C*
H3C CH3
HO HH OH
moléculaaquiral
Hay moléculas que sin tener ningún carbono asimétrico son quirales:
enantiómerosmolécula
quiralmolécula
quiral
C C C
CH3
HH3C
HCCC
H3C
HCH3
H
Los isómeros ópticos tienen idénticas propiedades físicas y químicas salvo que pueden reaccionar de forma
diferente con otros compuestos quirales, y que desvían de diferente forma la luz polarizada (son
ópticamente activos). Cuando se sintetiza un compuesto quiral a partir de compuestos no quirales, se
obtiene una mezcla racémica (una mezcla que contiene idénticas cantidades de ambos enantiómeros y que,
por tanto, es ópticamente inactiva).
17.3 Caractersticas qumicas generales de los compuestos orgnicosLos enlaces del carbono. La tabla 17.1 muestra que:
1. Las energías de los enlaces C–C y C–H son superiores a la mayor parte de energías de enlace C–X,
salvo C–O, C–F. Este hecho explica la estabilidad de las cadenas carbonatadas y de los enlaces C–H.
2. Un enlace doble es menos fuerte que dos enlaces sencillos y uno triple es menos fuerte que tres
sencillos. Los enlaces dobles y triples tenderán a convertirse en sencillos.
3. Como la diferencia de electronegatividad es pequeña, los enlaces del carbono con los no metales son
básicamente covalentes, salvo C–F y en menor medida C–O._____________________________________________________________________________________________________Tala 17.1 Energías de enlace del carbonoEnlace C–X Energía de enlace (kJ mol– 1) Electronegatividad de X Porcentaje ionicidadC–Fδ− 484 4,0 43C–Oδ− 360 3,5 22C=O 743C–Nδ− 305 3,0 6C=N 613C≡N 890C–Clδ− 338 3,0 6C–Brδ− 276 2,8 2C–C 348 2,5 0C=C 612 (306 por enlace)C≡C 837 (279 por enlace)C–I 238 2,5 0C–Hδ+ 412 2,1 4_____________________________________________________________________________________________________
En los hidrocarburos saturados, el carbono no tiene orbitales de baja energía vacíos (no tienen orbitales d y
tiene el octeto completo). Como además es un átomo pequeño, normalmente debe romper un enlace antes
de formar uno nuevo. Como los enlaces C–C y C–H se caracterizan por ser fuertes y covalentes, las
energías de activación son altas y las reacciones lentas. Por ello, la reactividad de un compuesto orgánico
suele centrarse en aquellas partes de la molécula donde hay insaturaciones y/o enlaces polarizados, es decir,
en los grupos funcionales. Los aspectos generales de la reactividad de cada uno de estos grupos es
generalmente muy semejante independientemente de la molécula donde se sitúen, por lo que la reactividad
176 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
orgánica se estudia de forma muy sistemática en base a una división en grupos funcionales (tabla 17.2)._____________________________________________________________________________________________________Tabla 17.2. Grupos funcionales más importantesGrupo funcional Nombre Grupo funcional NombreC=C alqueno R´–COOR ésterC≡C alquino R–COX haluro de aciloR–X haluro de alquilo R–CO–O–CO–R’ anhídrido de ácidoR–OH alcohol R–CO–NH2 amidaR-O-R’ éter R–CO–NHR’ “R-SH mercaptano R–CO–NR’R” “R–S–R’ sulfuro R–NH2 aminaR–S–S–R’ disulfuro R–NHR’ “R–COH aldehido R–NR’R” “R–CO–R’ cetona R–C≡N nitriloR–C(=NR’)–R” iminas R–NO2 nitrocompuestoR–COOH ácidos carboxílicos R–NO nitrosocompuestoR–COO– sal de ácido carboxílico R–SO2–R’ sulfona_____________________________________________________________________________________________________
Las moléculas orgánicas tienen muchos enlaces de fuerza parecida, por lo que las reacciones orgánicas
suelen ser poco selectivas (se obtienen otros productos además del deseado).
Reactivos electrófilos y nucleófilos. Las reacciones orgánicas son gobernadas en gran parte por la
polarización de los enlaces, es decir por la distribución de cargas parciales positivas y negativas entre los
átomos. Los grupos aceptores de electrones (por ejemplo, ácidos de Lewis) tienden a buscar puntos de
reacción en los que la densidad electrónica sea elevada. Se les denominan reactivos electrófilos (tabla 17.3).
Los grupos dadores de electrones (por ejemplo, bases de Lewis) tienden a buscar puntos de reacción de
baja densidad electrónica. Se les denomina reactivos nucleófilos._____________________________________________________________________________________________________Tabla 17.3. Reactivos electrófilos y nucleófilosReactivos electrófilosH+, H3O+, NO2
+, SO3, NO+, BF3, AlCl3, ZnCl2, FeCl3, X2, I*Cl, R3C+, R2C*=O, RCOX (X = halógeno), C*O2* = átomo electrófiloReactivos nucleófilosH–, NH–, OH–, RO–, RS–, RCO2
–, X–, HSO3–, CN–, RC≡C–, =O:, ≡N:, =S:, R– (RLi, RMgBr)
_____________________________________________________________________________________________________
La distribución de carga en los átomos y enlaces de un compuesto puede razonarse en base a varios factores
entre los que destacaremos el efecto inductivo y el efecto mesómero.
Efecto inductivo. Es el desplazamiento del par de electrones del enlace sencillo hacia el átomo o grupo
más electronegativo. Para una molécula R3C—X podemos tener dos situaciones distintas:
R3Cδ−–<–Xδ+ Efecto +I R3Cδ+–>–Xδ− Efecto –I
El orden de efecto inductivo obtenido experimentalmente es (tomando al hidrógeno como referencia):
Aumenta cesión (efecto +I)Aumenta atracción (efecto –I)
–NO2<–CN<–COOH< –F< –Cl<–Br<–I<–OCH3<–C6H5<–H<–CO2–<–C(CH3)3<–CH(CH3)2<–CH2CH3<–CH3
Para los alquilos, el efecto +I aumenta con el número de átomos de carbono y con el número de hidrógenos
sustituidos.
Efecto mesómero. Es un efecto que se refiere a la polarización de la densidad electrónica de tipo π.
Nuevamente podemos tener dos tipos de efecto. Los grupos capaces de actuar como dadores π, como
–NH2, –NHR, –NR2, –OH, –OR y –X (X = halógeno) ejercen un efecto +M:
. . +R—CH—CH=NH2
. .R—CH=CH—NH2
–
Los grupos capaces de actuar como aceptores π, como –NO2, –CN, –COOH y –COOR ejercen efecto –M
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 177
–.. ..
....
. .+
R–CH=CH–CO
OHR–CH–CH=C
OH
O
17.4 Propiedades fsicas de los compuestos orgnicosLos alcanos, alquenos y alquinos son poco polares por lo que las fuerzas intermoleculares dominantes son
las de London. Por ello, se vuelven menos volátiles conforme aumenta su peso molecular (tabla 17.4). Los
alcanos ramificados son más volátiles que los no ramificados ya que sus átomos no pueden acercarse tanto
a causa de las ramificaciones, lo que hace que las fuerzas de London sean más débiles. El enlace múltiple
en las moléculas de alquenos les quita flexibilidad lo que hace que no puedan empaquetarse tan juntas como
las moléculas de alcanos y, tienen generalmente puntos de fusión y ebullición menores._____________________________________________________________________________________________________Tabla 17.4. Puntos de fusión y ebullición de algunos alcanos y alquenos en °CAlcano P. f . P. e b . Alcano ramificado P. f . P. e b . Alqueno P. f . P. e b .Metano –183 –162Etano –172 –89 Etileno –169 –102Propano –187 –42 Propeno –185 –48Butano –138 0 Isobutano –159 –12 1–Buteno –185 –6,5Pentano –130 36 Isopentano –160 28 1–Penteno –165 30Decano –30 174_____________________________________________________________________________________________________
La poca polaridad de alcanos, alquenos y alquinos hace que sean muy poco solubles en agua. Los
aldehidos y cetonas son más polares por lo que son más solubles en agua y además tienen mayores puntos
de fusión. Los alcoholes y ácidos carboxílicos presentan además puentes de hidrógeno por lo que son muy
solubles en agua y tienen puntos de fusión y ebullición muy altos comparados con los alcanos.
C O R O
H
RO
H
R C
O
H
R
O
C
O
H Oδ−δ+
aldehidos o cetonas alcoholes ácidos carboxílicos_____________________________________________________________________________________________________Tabla 17.5. Comparación de los puntos de ebullición y solubilidad de aldehidos, cetonas, alcoholes yácidos carboxílicosCompues to Propano Propanal Propanona 1–Propanol Ácido propanoicoP.eb (°C) –42 49 56 97 141Solubilidad insoluble soluble miscible miscible miscible(g/100 g de agua)Compues to Butano Butanal Butanona 1–Butanol Ácido butanoicoP.eb (°C) 0 76 80 118 163Solubilidad insoluble soluble muy soluble 7,9 miscible(g/100 g de agua)_____________________________________________________________________________________________________
BibliografaAtkins, págs. 839–896 (para temas 17 y 18); Masterton, págs. 381–388, 771–803; Russell, págs.
735–770.
Seminarios17.1 ¿Qué es una serie homóloga?¿Y un grupo funcional?
17.2 Dibuja los isómeros que presentan:
a) C4H10, b) C5H12, c) C4H9OH (butanol).
17.3 ¿Por qué no se encuentran isómeros cis–trans en los alcanos? ¿Es esto posible en los cicloalcanos?
17.4 Dibuja los isómeros geométricos del 2–penteno.
17.5 ¿Cuántos isómeros tiene el 1,2–dimetilciclohexano?
178 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
17.6 La forma silla del ciclohexano es más estable que la forma bote, siendo la diferencia de varios julios por
mol. Examinando estas dos estructuras, ¿puedes sugerir por qué la forma de bote tiene una mayor energía?
H
H
H
H
H
H
HHH H
H
H
H
H
HH
H
H
HH
H
H
H
H
forma boteforma silla
17.7 Indica cuáles de los siguientes moléculas presentan carbonos quirales:
a) CH3–CO–CHCl2, b) CH2=CH–CH=CH2, c) CH2OH–CHOH–CHO, d) CH3–CH2–CH(NH2)–CH3.
17.8 Da un orden creciente de acidez para los siguientes compuestos:
a) (CH3)3C–COOH, b) CCl3–COOH, c) CH2Cl–COOH, d) CHCl2–COOH, e) CH3–COOH,
f) (CH3)2–CH–COOH, g) CH3–CH2–COOH.
17.9 En los siguientes ataques, señala el carácter electrófilo y nucleófilo de las especies implicadas:
a) + CN–
C C
H
C C
HCN
b) HSO3–
C O COH
CO–
SO3H SO3–
17.10 ¿Por qué aumentan los puntos de ebullición de los alcanos lineales al aumentar el tamaño de la cadena?
17.11 ¿Por qué el punto de ebullición del éter dimetílico es más bajo que el de su isómero estructural etanol?
Soluciones a los seminarios17.1 Ver teoría17.2
17.3 Por la libre rotación en torno a los enlaces sencillos C–C. En los cicloalcanos sí puede haber isómeros cis y trans, ya que elciclo impide la rotación. Ejemplo:
cis–1,2–dihidroxiciclopropano trans –1,2–dihidroxiciclopropano
H
H HH
OH OH HOH
HOHH
H
17.4
transcis C CCH3–CH2
H H
CH3C
CH3
HC
CH3–CH2
H
17.5
trans –1,2–dimetilciclohexanocis–1,2–dimetilciclohexano
HHCH3
HH
CH3
HH
HH
H
CH3
H HH
HH
HH
H
CH3
HH
17.6 La forma bote tiene mayor energía porque las repulsiones dentro de la molécula son mayores.17.7 Se marca con un * el carbono quiral: c) CH2OH–C*HOH–CHO; d) CH3–CH2–C*H(NH2)–CH3.17.8 La acidez aumenta al aumentar el efecto de atracción (efecto –I) del grupo R unido al grupo carboxílico: R–COOH. Por ello el
orden de acidez es: b > d > c > e > g > f > a.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 179
17.9 a) Ataque nucleófilo del CN– al carbono con carga positiva.b) Ataque nucleófilo del HSO3
– al carbono de la cetona y ataque electrófilo del H+ al oxígeno.17.10 Porque aumentan las fuerzas de London.17.11 Porque en el etanol existen enlaces de hidrógeno entre sus moléculas, lo cual eleva su punto de ebullición.
180 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
_________________________________________________________________________________________
18 Reacciones orgánicas18.1 Reacciones de adición18.2 Reacciones de eliminación18.3 Reacciones de sustitución18.4 Reacciones entre ácidos y bases
_________________________________________________________________________________________
18.1 Reacciones de adicinSon reacciones en las que enlaces múltiples se transforman en enlaces sencillos. Pueden ser reacciones de
adición a enlaces carbono–carbono dobles (C=C) o triples (C≡C), a grupos carbonilo (C=O) o a grupos
nitrilo (C≡N).
Reacciones de adición en alquenos y alquinos. Los enlaces múltiples en alquenos y alquinos
presentan una tendencia característica a participar en reacciones de adición:
CH3–CH=CH–CH3 + HBr CH3–CH2–CHBr–CH3
CH2=CH2 + H2O H+CH3CH2OH
CH≡CH + HCl CH2=CHCl
CH≡CH + Br2 CHBr=CHBr
CH≡CH + 2Br2 CHBr2–CHBr2
CH≡CH + RCOOH CH2=CHOOCR
CH≡CH + C2H5OH CH2=CHOC2H5
Las reacciones anteriores se llaman de adición electrófila porque comienzan por el ataque del electrófilo
(H+, Br+, etc) al enlace múltiple. Esta es la etapa lenta, lo que justifica que la adición de H+ catalice la
adición de ácidos débiles.
+ HBr + Br–
+C C
H
H
H
HH C C H
H H
H
C
H
H
C
H
HH
Br
Si el alqueno no es simétrico, la reacción puede producir dos isómeros diferentes:
CH3–CH=CH2 + HBr CH3–CHBr–CH3 (90%) + CH3–CH2–CH2Br
La obtención mayoritaria del isómero 2–bromopropano se cree que se debe a la mayor estabilidad del
carbacatión intermedio (A), que tienen dos grupos +I, con respecto al carbacatión (B) que tiene uno sólo.
+ +
(A) (B)
C
H
H
C
H
HCH3 CH3 C C H
H H
H
Para la mayoría de adiciones a enlaces múltiples se puede deducir el isómero mayoritario siguiendo el
mismo razonamiento, lo que se resume en la regla de Markovnikoff: “El hidrógeno se une al carbono con
mayor número de átomos de hidrógeno”.
(CH3)2–C=CH2 + H2O H+(CH3)2C(OH)–CH3
Sin embargo, no todas las adiciones a dobles enlaces siguen la regla de Markovnikoff. Así:
RCH=CH2 + HBr
sin peróxidos
con peróxidos
RCHBrCH3 Adición de Markovnikoff
RCH2CH2Br Adición anti–Markovnikoff
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 181
La diferencia se justifica suponiendo que, en presencia de peróxidos, la adición no sigue un mecanismo de
adición electrófila sino uno más complejo por radicales libres.
Reacciones de polimerización. Una reacción de polimerización de un alqueno puede ser considerada
como una reacción de autoadición:CH2=CH2
catalizador (CH2–CH2)x
CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2=CH2CH2=CH2CH2=CH2
Reacciones de cicloadición. Un ejemplo típico son las reacciones de Diels–Alder:
R
RH
HH H
H HH
HH H
H H
R
R
+
Reacciones de adición sobre grupos carbonilo. En una adición sobre el grupo carbonilo, el
electrófilo se une al oxígeno y el nucleófilo al carbono:
R2C=O + R’OH R2C(OR’)(OH)
CH3HC=O + HCN CH3HC(CN)(OH)
Reacciones de hidrogenación. La reacción más simple del doble enlace es su saturación con
hidrógeno. La hidrogenación requiere un catalizador:
R–CH=CH–R’ + H2
NiR–CH2–CH2–R’
RCHO + H2Pt
RCH2OH
18.2 Reacciones de eliminacinLas reacciones de eliminación son las reacciones inversas a las de adición. Normalmente requieren de
alguna sustancia que cambie el sentido espontáneo de la reacción. Así en la siguiente reacción, la
precipitación de KI actúa como fuerza conductora de la reacción:
CH3–CHI–CH3 + KOH CH3–CH=CH2 + KI ↓ + 2H2O
La siguiente reacción precisa de la presencia de un deshidratante como H2SO4, que retire el agua producida:
– H+
+CH3–CH2
H+
HCH3–CH2OH
CH2=CH2 + H2OCH3–CH2OH
+ H+
++ H2O
18.3 Reacciones de sustitucinLas reacciones de sustitución son aquellas en las que se sustituye un átomo o grupo atómico de una
molécula por otro. Se pueden clasificar como reacciones de sustitución por radicales libres, de sustitución
nucleófila o de sustitución electrófila.
Reacciones de sustitución en haloalcanos. La siguiente adición es de sustitución nucleófila en el
sentido en que el nucleófilo (OH–) el que ataca al clorometano produciendo la sustitución.
CH3Cl + NaOH CH3OH + NaCl∆, H2O
Se pueden considerar dos mecanismos para esta reacción:
182 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
CH3Cl CH3+ + Cl–
Mecanismo de disociación heterolítica (SN1):
Etapa 1:
CH3+ + OH – CH3OHEtapa 2:
(lenta)
(rápida)
Ley de velocidad esperada:
v = k[CH3Cl]
CH3Cl + OH – Cl•••CH3•••OH–
Mecanismo concertado (SN2):
Etapa 1:
Cl•••CH3•••OH– CH3OH + Cl –Etapa 2:
(lenta)
(rápida)
Ley de velocidad esperada:
v = k[CH3Cl][OH–]
Como en todos los casos se ha encontrado que las cinéticas de reacción entre el clorometano y el ion
hidróxido son de segundo orden, se puede concluir que el mecanismo de esta sustitución es de tipo SN2 (Sde sustitución, N de nucleófila y 2 de segundo orden).
El mecanismo de una reacción de sustitución nucleofílica afecta a su estereoquímica. En una reacción
SN2 el ataque puede ser dorsal o lateral y se puede diferenciar entre ellos si se utiliza un reactivo
ópticamente activo:
H
C
H3CCH2CH3
Br–Br–
Un mecanismo de disociación heterolítica SN1 conduce a mezclas racémicas:
quiral y ópticamente activo
H
C
H3CCH2CH3
I
H
C
CH3CH2CH3
I
Mezcla racémica (50%de cada isómero). Ópticamente inactiva
I–
C
H
CH2CH3H3C
Aquiral. El ataque por cualquier lado es igualmente probable.
Un mecanismo concertado SN2 mantiene la actividad óptica, con retención de la configuración si el desplazamiento es frontal:
o con inversión de la configuración si el desplazamiento es dorsal:
H
C
H3CCH2CH3
BrI–
quiral y ópticamente activo
H
C
H3CCH2CH3
I
H
C
CH3CH2CH3
I
quiral y ópticamente activo: retención
–Br–
desplazamiento frontal
H
C
H3CCH2CH3
Br
I
H
C
H3CCH2CH3
BrI–
quiral y ópticamente activo quiral y ópticamente activo: inversión
–Br–
desplazamiento dorsal
C
H
CH2CH3H3C
BrI
Se ha encontrado que para este proceso, y otros procesos SN2 , se produce inversión de configuración, lo
que apoya como mecanismo probable el de desplazamiento dorsal.
Reacciones de sustitución en arenos. Los cicloalquenos, como los alquenos, dan reacciones de
adición.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 183
∆H = – 120 kJ mol–1+ H2
La entalpía esperable para la hidrogenación del benceno, considerando que posee tres enlaces dobles, es de
3×(–120) = –360 kJ mol–1. En realidad, la entalpía medida experimentalmente es de –208 kJ mol–1. Esta
diferencia se debe a que el benceno es en realidad un híbrido de resonancia de dos formas canónicas y los
152 kJ mol–1 de diferencia es la estabilización que produce la resonancia (energía de resonancia).
≡
Estructuras resonantes del benceno
–152 kJ mol–1
–208 kJ mol–1
–360 kJ mol–1
El benceno, y en general todos los arenos, dan preferentemente reacciones de sustitución frente a las de
adición, ya que así se mantiene la resonancia del areno.
XH
XHY
H
X Reacción desustitución
Reacción de adición(poco favorable)
+ HY
+ Y–
++ X+
Ejemplos:
–HCl
+ Cl2 + HNO3
–H2O –HCl
+ CH3COCl + RBr
–HBr
NO2Cl COCH3 R
El ataque inicial en una reacción de sustitución es un ataque electrófilo sobre la densidad electrónica π del
anillo. Por ello, la segunda sustitución en bencenos ya sustituidos se realizará en las posiciones con mayor
densidad electrónica π. Los sustituyentes con efecto +M aumentan la densidad electrónica π del anillo,
sobretodo en las posiciones orto– y para–, en las que se realizarán preferentemente las posteriores
sustituciones. Los sustituyentes con efecto –M disminuyen la densidad electrónica π del anillo pero menos
en las posiciones meta–, en las que se realizarán preferentemente las posteriores sustituciones.
+ 3Br2 + 3HBr + 2HBr+ 2Br2
OHOH
BrBr
Br
NO2NO2
Br Br
18.4 Reacciones entre cidos y basesAunque menos habituales que en química inorgánica, muchas reacciones orgánicas entran dentro de esta
categoría. Los ácidos carboxílicos, alcoholes y acetilenos terminales son algunos ejemplos de sustancias
que pueden comportarse como ácidos, disminuyendo en el orden mencionado su fuerza ácida. Así pueden
reaccionar con bases:
C2H5OH + NaOH C2H5O–Na+ + H2O
RCOOH + KOH RCOO–K+ + H2O
RC≡CH + NaNH2 RC≡C–Na+ + NH3
184 Química General. Grupo B. Curso 1993/94
Estos ácidos también pueden oxidar a los metales:
C2H5OH + Na C2H5O–Na+ + 1/2H2RCOOH + Zn Zn(RCOO)2 + H2RC≡CH + Li RC≡C–Li+ + 1/2H2
Éteres y alcoholes pueden comportarse como bases:
R2O: + HBr [R2OH]+Br–
ROH + HBr [ROH2]+Br–
La reacción entre un ácido carboxílico y un alcohol (esterificación de Fischer) puede también considerarse
una reacción ácido–base:
CH3–COOH + ROH CH3–COOR + H2O
BibliografaAtkins, págs. 839–896 (para temas 17 y 18); Dickerson, págs. 833–853; Russell, págs. 771–831.
Seminarios18.1 Utiliza la regla de Markovnikoff para completar las siguientes reacciones de adición:
a) CH3–CH2–CH=CH2 + HI
b) CH3–CH=CH2 + H2O H2SO4
c) CH3–CH2–CH=C(CH3)2 + H2O H2SO4
18.2 Indica los productos de reacción de HCl frente a
a) H2C=CH2; b) (CH3)2C=CH2; c) CH3CH=CH2; d) CH3CH=CHCH3.
18.3 Indica los reactivos y el orden de adición necesario para obtener a partir de benceno
a) o–cloronitrobenceno; b) m–clorometilbenceno; c) p–metilsulfobenceno.
18.4 Da un método razonado de preparación de
a) acetiluro de litio; b) 2–cloro–3,3–dimetilbutano; c) 2–butanol; d) 1,2–dicloroetano a partir de etanol; e)
éter dietílico.
18.5 Dibuja el producto de las siguientes reacciones de sustitución teniendo en cuenta que el mecanismo
propuesto es SN2 con ataque dorsal:H
C
H3CCH2CH3
BrHS–a)
H
C
H3CCH2CH3
Br
b)
–Br–
I–
–Br–
HS–
–I–
18.6 a) La ley de velocidad de la hidrólisis del 2–bromo–2–metilpropano es v = k[(CH3)3CBr].
(CH3)3CBr + H2O (CH3)3COH + HBr
Sugiere un mecanismo para dicha reacción.
b) La hidrólisis de 3–bromo–3–metilhexano, que posee dos enantiómeros, se produce por el mismo
mecanismo. Si se parte de uno de los dos enantiómeros, ¿se obtendrá un compuesto ópticamente activo o
una mezcla racémica?
Soluciones a los seminarios18.1 a) CH3–CH2–CHI–CH3; b) CH3–CHOH–CH3; c) CH3–CH2–CH2–COH(CH3)2.18.2 a) CH3–CH2Cl; b) (CH3)2CCl–CH3; c) CH3CHCl–CH3; d) CH3CHCl–CH2CH3.18.3 a) Primero Cl2, luego HNO3; b) primero CH3Br, luego Cl2; c) primero CH3Br, luego H2SO4.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 185
18.4 a) HC≡CH + Li; b) (CH3)3C–CH=CH2 + HCl; c) CH3–CH2–CH=CH2 + H2O en medio ácido;d) Primer paso: CH3CH2OH en H2SO4(conc), 2º paso: + Cl2; e) 1º paso: CH3CH2OH + Na CH3CH2O–Na+, 2ºpaso: CH3CH2O–Na+ + CH3CH2Cl CH3CH2–O–CH2CH3.
18.5H
C
CH3CH2CH3
HSa) H
C
CH3CH2CH3
Ib) H
C
H3CCH2CH3
SH
18.6 a) La ley de velocidad sugiere un mecanismo S N1 ; b) una mezcla racémica.
186 Química General. Grupo B. Curso 1993/94