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Química Industrial

Código: 89001577

Profesional Técnico

QUÍMICA INDUSTRIAL

ÍNDICE

I. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL. ___________________________ 7

1.1. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. _______________________ 7

1.2. MATERIA, PARTÍCULA, MOLÉCULA, ÁTOMO. ________________________ 7

1.3. PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LA MATERIA. ________________ 8

1.4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA. SUSTANCIA SIMPLE Y COMPUESTA. __ 9

1.5. MEZCLAS: HOMOGÉNEA Y HETEROGÉNEA. ________________________ 9

1.6. EJERCICIOS DE APLICACIÓN. ____________________________________ 11

II. ESTRUCTURA ATÓMICA. _________________________________________ 12

2.1. MODELOS ATÓMICOS. __________________________________________ 12

2.2. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. _____________________________________ 14

2.3. EJERCICIOS DE APLICACIÓN. ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE. _______ 18

III. TABLA PERIÓDICA (T.P.). _________________________________________ 19

3.1. ELEMENTOS DE LA T.P. _________________________________________ 19

3.2. NOMBRE, SÍMBOLO, NÚMERO ATÓMICO, PESO ATÓMICO. ___________ 20

3.3. PERÍODOS Y GRUPOS DE LA T.P. ________________________________ 21


IV. ENLACE QUÍMICO. _______________________________________________ 27

4.1. VALENCIA, NÚMERO DE OXIDACIÓN. _____________________________ 27

4.2. AFINIDAD ELECTRÓNICA, ELECTRONEGATIVIDAD. _________________ 28

4.3. ENLACE QUÍMICO. _____________________________________________ 28

4.4. ENLACE IÓNICO: CATIONES Y ANIONES, ENERGÍA DE IONIZACIÓN. ___ 29

4.5. ENLACE COVALENTE. __________________________________________ 31

4.6. ENLACE METÁLICO. ____________________________________________ 31

4.7. PUENTES DE HIDRÓGENO. ______________________________________ 32

4.8. COMPOSICIÓN PORCENTUAL. ___________________________________ 32

4.9. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS: EMPÍRICA, MOLECULAR. __________ 33

4.10. EJERCICIOS DE APLICACIÓN. __________________________________ 35

V. ESTEQUIOMETRÍA. ______________________________________________ 38

5.1. REACCIONES QUÍMICAS. _______________________________________ 38

5.2. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS. ____________________________ 40

5.3. RENDIMIENTO QUÍMICO. ________________________________________ 42

5.4. REACCION DE COMPOSICIÓN, ADICIÓN O SÍNTESIS. ________________ 43

5.5. REACCION DE DESCOMPOSICIÓN. _______________________________ 44

ADMINISTRACIÓN INDUSTRIAL 5

QUÍMICA INDUSTRIAL

5.6. REACCIÓN DE SIMPLE SUSTITUCIÓN. ____________________________ 44

5.7. REACCIÓN DE DOBLE SUSTITUCIÓN. _____________________________ 45

5.8. REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. ________________________ 46

5.9. REACCIONES ÁCIDO-BASE. _____________________________________ 47

5.10. pH, FUERZA DE UN ÁCIDO Y DE UNA BASE. ______________________ 48


VI. FUNCIONES QUÍMICAS. __________________________________________ 53

6.1. HIDRUROS METÁLICOS Y NO METÁLICOS. ________________________ 53

6.2. FUNCIÓN ÓXIDO, NOMENCLATURA. ______________________________ 55

6.3. FUNCIÓN HIDRÓXIDOS, NOMENCLATURA. _________________________ 56


6.5. ÁCIDOS OXÁCIDOS, NOMENCLATURA. ____________________________ 58

6.6. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS, NOMENCLATURA. __________________________ 59

6.7. SALES: NEUTRAS, ACIDAS, BÁSICAS, MIXTAS, HIDRATADAS. _________ 60


VII. SOLUCIONES. ___________________________________________________ 63

7.1. SOLVATACIÓN, HIDRATACIÓN. __________________________________ 63

7.2. TIPOS DE SOLUCIONES. ________________________________________ 63

7.3. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN. ________________________________ 65


VIII. QUÍMICA ORGÁNICA. ____________________________________________ 73

8.1. QUÍMICA DEL CARBONO. ESTRUCTURA MOLECULAR. PROPIEDADES. 73

8.2. PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS. ____ 77


IX. ALCOHOLES Y ALDEHÍDOS. ______________________________________ 87

9.1. ALCOHOLES. __________________________________________________ 87


X. CETONAS Y ACIDOS CARBOXÍLICOS. ______________________________ 93

10.1.CETONAS. _____________________________________________________ 93

10.2. PRINCIPALES COMPUESTOS Y DERIVADOS. _____________________ 94


BIBLIOGRAFÍA. ___________________________________________________ 99


QUÍMICA INDUSTRIAL

I. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL.

QUIMICA: Es una ciencia que se encarga de estudiar la estructura interna, propiedades y combinaciones de la materia.

1.1. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.

ESTADO SÓLIDO: Tiene forma y volumen definido, sus moléculas están muy cerca unas de otras, se atraen y prácticamente no se mueven solo vibran en su lugar.

ESTADO LÍQUIDO: Tienen volumen definido pero adoptan la forma que los contiene, se debe a que sus moléculas están un poco más alejadas unas de otras y se mueven a mayor velocidad.

ESTADO GASEOSO: No tienen forma ni volumen propio, los gases son comprensibles ya que las moléculas están muy alejadas unas de otras y la velocidad a la que se mueven es aún mayor.

1.2. MATERIA, PARTÍCULA, MOLÉCULA, ÁTOMO.

CUERPO: Porción limitada de la materia que tiene propiedades definidas como color, tamaño, forma, densidad, viscosidad, etc.


QUÍMICA INDUSTRIAL PARTÍCULA: Mínima parte de división de la materia que se obtiene por medios mecánicos como trituración, pulverización, martillación, etc. Ejemplo: el azúcar impalpable, la harina fina, etc.

MOLÉCULA: Es un agregado de por lo menos 2 átomos que se mantienen unidas a través de fuerzas químicas llamados enlaces químicos. Puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos, siempre en una proporción fija de acuerdo con la ley de las proporciones definidas. Se obtiene por medios físicos como la disolución, ebullición, etc.

ELEMENTO / COMPUESTO NOMBRE TIPO DE MOLÉCULA

H2 Hidrógeno Diatómica

N2 Nitrógeno Diatómica

O2 Oxígeno Diatómica

F2 Flúor Diatómica

Cl2 Cloro Diatómica

Br2 Bromo Diatómica

O3 Ozono Poliatómica

C2H5 Etano Poliatómica

Al2O3 Oxido de aluminio Poliatómica

Cl4C Cloroformo Poliatómica

SO2 Dióxido de azufre Poliatómica

ÁTOMO: Es la mínima porción de la materia que se obtiene por medios químicos; es decir, mediante reacciones químicas. El átomo es un sistema energético en equilibrio.

1.3. PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LA MATERIA. PROPIEDADES FÍSICAS DE LA MATERIA.

Se puede medir y observar esta propiedad sin modificar la composición o identidad de la sustancia, nos permiten descubrir su aspecto. Ejemplo: color, punto de ebullición, densidad, dureza, tenacidad, etc.

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LA MATERIA.

Se puede observar esta propiedad al realizar un cambio químico o cambiar su identidad básica. Ejemplo: oxidación del cobre, combustión de la gasolina, etc.


QUÍMICA INDUSTRIAL 1.4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA. SUSTANCIA SIMPLE Y

COMPUESTA. - MATERIA: Todo objeto o material que ocupa un determinado lugar en el

espacio, que tiene masa, se puede ver y tocar.

- SUSTANCIA: Poseen fórmula química que no varía. Están constituidas por átomos iguales y/o distintos en una proporción fija. Se caracterizan por tener composiciones fijas y responder a propiedades constantes.

- SUSTANCIAS SIMPLES: Es aquella en que sus moléculas están formadas

por una sola clase de átomo. Por ejemplo, el oxígeno (O2) y el ozono (O3), están formados sólo por átomos de oxígeno; el diamante y el grafito, están formados por átomos de una única clase, los del elemento carbono; otro ejemplo lo constituyen los gases nobles, metales, no metales y metaloides.

- SUSTANCIAS COMPUESTAS: Son aquellas sustancias puras en cuya

composición encontramos varias clases de átomos en una proporción constante. Pueden separarse mediante procedimientos químicos. Para distinguir una sustancia pura de otra nos basamos en sus propiedades. Así por ejemplo son sustancias compuestas: metano (CH4), formol (HCHO), los compuestos orgánicos e inorgánicos. Ejemplo: azúcar, sacarosa, oxido de calcio o cal viva.

1.5. MEZCLAS: HOMOGÉNEA Y HETEROGÉNEA.

- FASE: Se define como los distintos estados de una sustancia presente en un mismo sistema. Una fase es una parte homogénea de un sistema y aunque está en contacto con otras partes del mismo; está separada de esas partes por un límite bien definido.

Separación por métodos Físicos

Separación por

métodos químicos


QUÍMICA INDUSTRIAL - MEZCLA HOMOGÉNEA: Son aquellas donde una sustancia se disuelve en

otra, no hay reacción química, se encuentra en una fase. Está conformada por soluto (moléculas o iones, se disuelve, menor cantidad, más de uno y determina el nombre de la solución) y solvente (disuelve al soluto, está en mayor cantidad, solo uno, determina el estado físico de la solución).

Sólidas:

Cu(S) + Sn(S) + Zn(S) → BRONCE

Hg(L) + Ag(S) → AMALGAMA DE PLATA

Liquidas:

NaCl(S) + H2O(L) → SALMUERA

CO2(G) + H2O(L) → AGUA GASEOSA

H2O2 (L) + H2O(L) → AGUA OXIGENADA

Gaseosa:

AIRE SECO (78% N2 ,21% O2, 1% OTROS)

MEZCLA HETEROGÉNEA: Aquella que posee una composición no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual. Por ejemplo agua con mercurio, agua con aceite, etc.

EMULSIÓN, SUSPENSIÓN, COLOIDE, SOLUCIÓN.

- EMULSIONES: Conformada por 2 fases liquidas inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche, mayonesa, diámetro dispersión ≤ 0.005 mm.

- SUSPENSIÓN: Conformada por una fase sólida y una líquida. Las partículas dispersas son relativamente grandes. Ejemplo: Arcilla, tinta china (negro de humo + H2O). Su diámetro varía entre 0.0001 mm y 0.1 mm.

- COLOIDES: Sistema heterogéneo en donde el sistema disperso puede ser observado a través de ultramicroscopio. Su diámetro varía entre 0.0001 mm y 0.000001 mm. Una propiedad óptica de los “COLOIDES” consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de una disolución coloidal (EFECTO Tyndall). Esto no ocurre si el rayo de luz atraviesa una solución verdadera. Por ejemplo: las espumas, las nubes, la neblina, las pinturas, la clara de huevo, la gelatina, etc.

- SOLUCIONES: Es un sistema Homogéneo, de una fase donde las partículas que se disuelven son iones o moléculas. Ejemplo: solución azucarada. Su diámetro varía entre 0.000001 mm y 0.0000001 mm.


QUÍMICA INDUSTRIAL 1.6. EJERCICIOS DE APLICACIÓN.

ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE: 1. Identifique los estados de agregación de la materia que encuentra en un

supermercado, una panadería, un hospital, en el SENATI, una universidad, etc.

2. Identificar en objetos de uso práctico, sus componentes y relacionar con los temas estudiados (obtención de partículas).

3. Identificar las propiedades físicas y químicas de la materia. 4. Hacer una lista de sustancias, mezcla homogénea, mezcla heterogénea. 5. El ácido acético presente en el vinagre (CH3COOH) ¿Cuántos átomos

contiene cada uno de los elementos que la conforman? 6. El ácido carbónico (H2CO3) ¿Cuántos átomos contiene de cada uno de los

elementos que la conforman? 7. El ácido fosfórico (H3PO4) ¿Cuántos átomos contiene de cada uno de los

elementos que la conforman? 8. Identificar cuál de las siguientes mezclas es una emulsión, suspensión,

coloide o solución: - Betún - Jarabe - Mantequilla: - Ketchup - Mostaza: - Mazamorra - Lodo - Mayonesa - Gelatina - Espuma - Limonada.


QUÍMICA INDUSTRIAL

II. ESTRUCTURA ATÓMICA.

2.1. MODELOS ATÓMICOS. • TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1808).

Representa al átomo como una esfera compacta indivisible e indestructible. Dalton planteó postulados acerca del átomo: - Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas

indivisibles llamadas átomos.

- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

- Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación de número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. Esto confirma la LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES. Según esta ley, “si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro mantiene una relación de números pequeños”.

- Una reacción química implica sólo la separación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos. Es una forma de enunciar la LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA, la cual establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química se concluye que la masa también se debe conservar.

Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las propiedades mostradas por elementos como el hidrógeno son distintos de los átomos de oxígeno.

• MODELO ATÓMICO DE THOMPSON. “El átomo es una esfera de electricidad positiva, en el cual sus electrones estaban incrustados como pasas en un pastel, de tal manera que se neutralizaban”. Modelo del budín de pasas.


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Carga total + = carga total –

• MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD.

Premio nobel de Química en 1908 por sus investigaciones sobre la estructura del núcleo atómico estableció que el átomo estaba constituido por partículas con carga positiva concentradas en el centro del átomo que llamó núcleo, en torno al cual giraba una nube de electrones.

• MODELO ATÓMICO DE BOHR.

Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno (1913). Los físicos ya consideraban que el átomo estaba formado por protones y electrones y que el átomo era una unidad donde los electrones giraban alrededor del núcleo a gran velocidad, describiendo órbitas circulares que semejaban al movimiento de los planetas alrededor del sol.

Se suponía que en el átomo de hidrógeno, la atracción electrostática entre el protón positivo “solar” y el electrón negativo “planetario” empujaba al electrón hacia el interior y que esta fuerza se contrarrestaba por la componente de fuerza centrífuga de la aceleración externa.

También suponía Bohr que el electrón se mueve en diversas orbitas energéticas del átomo y demostró que la energía del electrón en una órbita está dado por:

En = -RH ( 1𝑛2

)

En = Energía del electrón en la órbita n

RH = Constante de Rydberg = 2.18 x 10-18 J

n = Número cuántico principal n = 1, 2, 3…

― = convención arbitraria que indica que la energía del electrón libre es

mayor que en la energía del e- en el átomo; es decir, si n → α Eα → 0

(máxima energía e- libre).


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En alcanza su valor más negativo cuando n=1 y corresponde al estado energético más estable: estado fundamental o nivel basal y corresponde al estado de energía más bajo del sistema.

La estabilidad del electrón disminuye para n = 2,3…

A estos estados energéticos se les llama estado excitado o nivel excitado y el electrón en estos estados tiene mayor energía que en el estado fundamental.

El radio de cada órbita circular depende de n2.

Si n → 2, 3… el radio de la órbita electrónica aumenta muy rápidamente por consiguiente:

Cuanto mayor es el estado excitado, el electrón se encuentra más lejos del núcleo y éste lo retiene con menos fuerza.

Cuando un electrón se mueve de un estado menos energético (menor valor de n) a otro de mayor energía (mayor valor de n) absorbe energía (fotones).

Cuando el electrón se mueve de un estado de mayor energía (alto valor de n, si n=1: estado basal), entonces emite energía (fotones).

2.2. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. Átomo es la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química, según la teoría atómica de Dalton.

n = 1 n = 2 n = 3 n = 4


QUÍMICA INDUSTRIAL NÚCLEO ATÓMICO, PROTÓN, NEUTRÓN. - Núcleo atómico: Es un núcleo de carga positiva, donde se concentra el

99.9% de la masa total. Se encuentran dos partículas fundamentales: el protón y el neutrón, denominadas NUCLEONES. El núcleo es una zona de alta densidad debido a la gran concentración de la masa total.

- Protón. Son partículas de carga eléctrica positiva. El protón tienen como masa la unidad de masa atómica (U.M.A) equivalente a la doceava parte de la masa del carbono doce. 1 U.M.A. = 1.66 x 10-24 g

- Neutrón. Es una partícula que no tiene carga y su masa es igual al protón.

ELECTRÓN, NIVELES ENERGÉTICOS, NUBE ELECTRÓNICA. - Nube electrónica. Región que envuelve al núcleo donde se encuentran los

electrones girando alrededor del núcleo formando una nube. Estas regiones tienen forma, tamaño y orientación, se denominan ORBITALES ATOMICOS.

- Electrón. Tiene una masa despreciable con respecto a la del protón y tiene carga negativa.

m 𝑒− = 11836

m 𝑝+

Partícula Masa(g) Unidad de carga

Electrón 9.10938 x 10-28 -1

Protón 1.67262 x 10-24 +1

Neutrón 1.67493 x 10-24 0

- Niveles energéticos. Dado que se conoce el comportamiento ondulatorio de

los e- surgió la pregunta ¿Cómo se podía precisar la posición de un e- que se comporta como onda?

NÚMEROS CUÁNTICOS: PRINCIPAL, SECUNDARIO, MAGNÉTICO Y SPIN. - Orbital. Es la región especial que rodea al núcleo, donde existe la más alta

probabilidad de encontrar 2 electrones en sentidos contrarios. Es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electrón.


QUÍMICA INDUSTRIAL - Números cuánticos. Para describir la distribución de los electrones en los

átomos, la mecánica cuántica precisa de 4 números cuánticos.

Número cuántico principal (n): n puede tener valores de 1, 2, 3,…,7. Indica el nivel de energía principal que ocupa el electrón. n está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital. Si n es grande → Mayor distancia del e- al núcleo. Orbital electrónico más alejado. Orbital menos estable.

Número cuántico secundario (l): subnivel.

Expresa la forma geométrica de los orbitales. Los valores de n están

comprendidos entre cero hasta (n-1), es decir l = 0, 1, 2, 3,… (n-1)

n 1 2 3 4 5 6

l 0 1 2 3 4 5

Nombre del orbital s p d f g h

Si l = 0 orbital s →

Si l = 1 orbital s, p →

El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor n, se conoce como NIVEL O CAPA. Los orbitales que tienen el mismo valor de n y l se conoce como SUBNIVEL O SUBCAPA. Ejemplo:

N

n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 n = 7

K L M N O P Q • A más cerca del núcleo menor energía.

• A más lejos del núcleo más energía

N

N


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NIVEL: n =2 l = 0 SUBNIVEL 2 s

l = 1 SUBNIVEL 2 p

NIVEL: n =3 l = 0 SUBNIVEL 3 s

l = 1 SUBNIVEL 3 p

l = 2 SUBNIVEL 3 d

Número cuántico magnético (ml): Describe la orientación del orbital en el

espacio.

Los valores numéricos que adquiere ml dependen de l ; ml toma valores

desde (-l) hasta (+l) solo numeros enteros incluyendo el cero. Ejemplo:

Si n = 2 l = 1 Valores de ml : ml = -1, 0, +1

Si n = 3 l = 2 Valores de ml : ml = -2, -1, 0, +1, +2

El valor de ml indica el N° de orbitales electrónicos que hay en un SUBNIVEL

con un mismo valor de l.

Número cuántico spin (ms): ms = + 12 ó -

12

El electrón gira sobre su propio eje (como la tierra), aleatoriamente

generando un campo magnético.

ORBITALES ATÓMICOS.

Relación entre orbitales atómicos y Números cuánticos.

n l ml Número de orbitales Designación de los orbitales atómicos

1 0 1s 0 1 1s

2 0 2s 0 1 2s

1 2p -1, 0, +1 3 2px, 2py, 2pz

3 0 3s 0 1 3s

1 3p -1, 0, +1 3 3px, 3py, 3pz

2 3d -2, -1, 0, +1, +2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y

2, 3dz2


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2.3. EJERCICIOS DE APLICACIÓN. ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE. 1. ¿Qué hace que un átomo de un elemento sea diferente del átomo de otro

elemento?

2. Dibujar la estructura atómica de los elementos químicos.

3. Hallar los números cuánticos (n, l, ml, ms) para el último electrón en: 2p4.

4. Explicar la ubicación de los 3 últimos electrones en los átomos, mediante los 4 números cuánticos.

a. Del Carbono ©.

b. Del Nitrógeno (N).

c. Del Flúor (F)

d. Del Oxígeno (O).

e. Del Mercurio (Hg).

f. Del Oro (Au).

g. Del Yodo (I).

h. De la Plata (Ag).

i. Del Cobre (Cu).

j. Del Bromo (Br).

k. Del Zinc (Zn).

l. Del Calcio (Ca).

m. Del Xenón (Xe).

n. Del Radón (Rn)


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III. TABLA PERIÓDICA (T.P.).

Entre los años 1800 y 1900 se descubrieron más de la mitad de los elementos que se conocen en la actualidad. En 1869 Dmitri Ivánovich Mendeléyev (ruso) y Julius Lothar Meyer (alemán), propusieron de manera independiente un acomodo para los elementos químicos basado en la repetición periódica y regular de las propiedades físicas y el comportamiento químico, este fue el inicio para el nacimiento de la T.P.

Una T.P. en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes, donde los elementos están acomodados de acuerdo a su número atómico (Z) que aparece sobre el símbolo del elemento; en filas horizontales llamadas períodos y en columnas verticales conocidas como grupos o familias.

3.1. ELEMENTOS DE LA T.P.

ELEMENTO QUÍMICO. Conjunto de átomos que tiene el mismo número atómico.

Representación del átomo de un elemento: E

𝐸𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑍𝐴

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA1 2

H He1,0 Número 4,03 4 Atómico 25 5 6 7 8 9 10

Li Be Mn Símbolo B C N O F Ne6,9 9,0 Peso 54,9 Químico 10,8 12,0 14,0 16,0 19,0 20,211 12 Atómico 13 14 15 16 17 18

Na 12 Al Si P S Cl Ar23,0 24,3 27,0 28,0 31,0 32,0 35,5 40,019 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr39,1 40,1 45,0 47,8 50,9 52,0 54,9 55,8 58,9 58,7 63,5 65,4 69,7 72,6 74,9 78,9 79,9 83,837 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

85,4 87,6 88,9 91,2 92,9 95,9 98,0 101,0 102,9 106,4 107,8 112,4 114,8 118,7 121,7 127,6 126,9 131,255 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn132,9 137,3 174,9 178,5 180,9 183,8 186,2 190,2 192,2 195,0 196,9 200,5 204,3 207,2 209,0 209 210 22287 88 103 104 105 106 107 108 109 110 11 112 113 114 115 116 117 118

Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo223 226 262 261 262 266 264 277 268 271 272,1 285 284 289 288 289 UNUNSEPTIU UNUNOCTIUM

119 120 121Uue Ubn Ubu

UNUNENIUM UNBINILIUM UNBIUNIUM

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

138,9 140,1 140,9 144,2 145,0 150,3 151,9 157,2 158,9 162,5 164,9 167,2 168,9 173,089 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No227,0 232,0 231,0 238,0 237,0 244,0 243,0 247,0 247,0 251,0 252,0 257,0 258,0 259,0

7

1

2

3

4

5

6

LANTANIDOS

ACTINIDOS


QUÍMICA INDUSTRIAL

Donde,

A = Nº de masa o Peso Atómico.

Z = Nº atómico.

E = Símbolo del elemento químico.

Carga = Valor positivo o negativo.

METALES: Son aquellos que tienen tendencia a perder electrones (se oxidan). Son buenos conductores del calor y la electricidad. Son electropositivos.

NO METALES: Son aquellos que tienen tendencia a ganar electrones (se reducen). Son malos conductores del calor y la electricidad. Son electronegativos.

METALOIDES (semimetales): Se encuentran ubicados entre los metales y no metales. Presentan propiedades intermedias entre los metales y los no metales.

GASES NOBLES (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn): Son gases que existen en la naturaleza como átomos sencillos, son monoatómicos.

Ejemplo:

Identificar el símbolo, número atómico, y peso atómico de los elementos químicos en la tabla periódica: Magnesio, Cobre, Oro, Plata, Helio, Calcio, Zinc, Fierro, Flúor, Yodo, Oxígeno, Carbono, Argón, Cloro, Aluminio, Platino, Mercurio, Potasio, Sodio, Kriptón, Litio, Radón, Estaño, etc.

3.2. NOMBRE, SÍMBOLO, NÚMERO ATÓMICO, PESO ATÓMICO. - Número Atómico: “Z”

Es igual al número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. Z = # p+

En un átomo neutro: # p+ = # e-

La identidad química de un átomo, queda determinada por su número atómico.

Elemento No Atómico (Z) Símbolo

Calcio 20 Ca

Aluminio 13 Al

Oro 79 Au

Plata 47 Ag

Yodo 53 I


QUÍMICA INDUSTRIAL NUMERO DE MASA: “A”

Es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo de un elemento.

A = # p+ + # no

A = Z + # no y # no = A - Z

Ejemplo:

ELEMENTO SÌMBOLO A Z #p+ #nº #e-

Carbono C 12 6 6 6 6

Oxígeno O 16 8 8 8 8

Sodio Na 23 11 11 12 11

3.3. PERÍODOS Y GRUPOS DE LA T.P. La T.P. tiene 7 filas horizontales denominados PERÍODOS de tal manera que:

- 1, 2 y 3 son denominados períodos cortos.

- 4 y 5 son denominados períodos largos.

- 6 y 7 son denominados períodos extralargos.

Los periodos indican el número de niveles de energía que tienen los átomos de los elementos.

La T.P. tiene 18 columnas verticales que forman los grupos A y B, cada grupo tiene 8 subgrupos que forman las familias químicas y se enumeran del I al VIII. Entonces tenemos:

- Los elementos principales o representativos son aquellos del bloque “s” y bloque “p”. Es decir aquellos cuya configuración termina en el subnivel “s” y en el subnivel “p”.

o Primera columna termina en s1

1

2 3

4 5

6 7

1H 1s1 3Li 1s2 2s1 11Na 1s2 2s22p5 19K 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1 37Rb 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s1 55Cs 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s1

87Fr 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 7s1

3s1


QUÍMICA INDUSTRIAL o Cuarta columna (IVA) termina en p2

2

3

4

5

6

• Los elementos colocados en una fila tienen igual número de niveles de energía.

• Los elementos de transición son los del bloque “d” es decir aquellos cuya configuración electrónica termina en el subnivel “d”.

• En conclusión la tabla periódica se separa en 4 bloques que son:

GRUPO A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS.

Grupo Familias es- valencia

IA Metales alcalinos s1 1

IIA Metales alcalinos térreos s2 2

IIIA Familia del boro p1 3

IVA Familia del carbono p2 4

VA Familia del nitrógeno p3 5

VIA Anfígenos o calcógenos p4 6

VIIA Halógenos p5 7

Período Último nivel de energía

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10

11 12 13 14 15 16 17 18

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

119 120

57 58 59 60 61 62 63 65 66 67 68 69 70

89 90 91 92 93 94 95 97 98 99 100 101 102

64

96

6C 1s2 2s22p2 14Si 1s2 2s22p6 3s23p2 34Ge 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p4 50Sn 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p2 82Pb 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p2

2 2


QUÍMICA INDUSTRIAL

Grupo A N° de electrones de “s” ó “s” y “p” del Nivel de energía más alto.

BRUPO B: ELEMENTOS DE TRANSICIÓN.

Período Último nivel de energía

Grupo B N° de electrones del último subnivel “s” y del subnivel “d” incompleto.

21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1 (Termina en “d”) Se ubica en el grupo B

Período: 4

Grupo: IIIB

22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2

Período: 4

Grupo: IVB

• CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: REGLA DE SARRUS.

Los electrones en el átomo se encuentran distribuidos sistemáticamente a través de los diversos niveles, subniveles y orbitales.

Por consiguiente para indicar la posición de un electrón usaremos la siguiente representación:

n l x n = nivel (en números) l = subnivel (en letras) x = # de electrones en l

Ejemplo:

1 s2 → Existen 2e- en el nivel 1 y subnivel 0 (s)

3 p4 → Existen 4e- en el nivel 3 y subnivel 1 (p)

5 f14 → Existen 14e- en el nivel 5 y subnivel 3 (f)

4 d12 → Falso, el subnivel d recibe máximo 10 e-

2 d8 → Falso, el nivel 2 no existe el subnivel “d”


QUÍMICA INDUSTRIAL K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7 s2 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

p6 2p 3p 4p 5p 6p 7p

d10 3d 4d 5d 6d 7d

f14 4f 5f 6f 7f

# de e- máximo 2 8 18 32 50 … …

# orbitales n2 1 4 9 16 25 … … Ejemplo:

I. Hacer la distribución electrónica del:

S1632 : Tiene 16 electrones (átomo neutro)

2 veces 2 veces

si sopa sopa se da pensión se fue de paseo

s s p s p s d p s d p s f d p s f d p

N → 1 2 3 4 5 6 7

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6

7s2 5f14 6d10 7p6

II. Señale o indique los probables números cuánticos de los electrones del átomo de Nitrógeno. N714

# e- n l ml ms

1º 1 0 0 + 1/2

2º 1 0 0 - 1/2

3º 2 0 0 + 1/2

4º 2 0 0 - 1/2

5º 2 1 -1 + 1/2

6º 2 1 0 + 1/2

7º 2 1 1 + 1/2

n l

1 s

2 s

2 px, 2 py, 2 pz


QUÍMICA INDUSTRIAL III. Determinar el número de subniveles y el número de orbitales que posee

un átomo cuyo número atómico es 36. Z =36

1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p6 # Subniveles: 8

s → 1 orbital

p → 3 orbitales

d → 5 orbitales

# de orbitales = 4(1) + 3(3) + 1(5) =18 orbitales

3.4. EJERCICIOS DE APLICACIÓN.

ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE:

1. Identificar el símbolo de los elementos de la T.P.

2. Identificar el período y grupo de los elementos en la T.P.

3. Hallar la cantidad de electrones, protones y neutrones de determinados elementos de la T.P. de acuerdo a Z y A.

4. Hacer la distribución electrónica de determinados elementos de la T.P.

5. Señale o indique los probables números cuánticos de los electrones del átomo de Nitrógeno.

6. Completar tabla:

SÍMBOLO Z A p+ e- nº Configuración electrónica

C 6 6 Fe 56 26 S 32 16 K 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 O 8 8

Mn 25 55 Ag 108 (Kr) 5s2 4d9 Rb 85 37 Zn 30 35 Au 79 197 Al 13 27 Cl 17 35,5 Si 14 28 Cu 29 35 Mg 12 12 F 9 10


QUÍMICA INDUSTRIAL

Br 35 45 N 7 7 Sn 50 69 I 53 74

Pb 82 125 Pt 78 117

7. Hallar el período y grupo donde se encuentra el elemento químico (Z=21).

8. ¿A qué período y grupo pertenece un elemento cuyo número atómico es 46?

9. Si el número másico de un átomo es 128 y el número de neutrones es 76. Diga Ud. ¿En qué período y grupo de la T.P. se podría encontrar este elemento? ¿Cuáles son los números cuánticos de los 2 últimos electrones?

10. Indicar en qué grupo y período de la T.P. pertenecen cada uno de los siguientes elementos:

a. z=88 b. z=80 c. z=86 d. z=78 e. z=85 f. z=77

11. ¿A qué periodo y grupo de la T.P. pertenece un elemento cuyo número atómico es 32?

a. Período 4 GRUPO IV A.

b. Período 4 GRUPO VI A.

c. Período 3 GRUPO VI A.

12. Si el número másico de un átomo es 190 y el número de neutrones es 114, ¿en qué grupo y periodo de la T.P. se podría encontrar este elemento?

a. Período 6 GRUPO VIIB.

b. Período 6 GRUPO IIIB.

c. Período 6 GRUPO VIIIB.


QUÍMICA INDUSTRIAL

IV. ENLACE QUÍMICO.

4.1. VALENCIA, NÚMERO DE OXIDACIÓN.

La reactividad química de los elementos está determinada en gran parte por sus electrones de valencia.

VALENCIA: Es el número de electrones que ocupan el nivel de energía más alto de un átomo.

Sin embargo debemos tener cuidado al predecir las propiedades de los elementos con base únicamente en su “pertenencia a un grupo”.

Por ejemplo los elementos del grupo 4A tienen las mismas configuraciones electrónicas n𝒔𝒔^𝟐𝟐 𝒏𝒏𝒑𝒑^𝟐𝟐, pero hay una variación notable en las propiedades químicas entre los elementos: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son metaloides y el estaño y el plomo son metales.

NÚMERO DE OXIDACIÓN: Llamado también estado de oxidación, es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Es un número entero que si posee signo, también puede ser cero.

Reglas para asignar el Número de Oxidación:

1. En los elementos libres (en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Así cada átomo H2, Br2, Na, Be, K, O2, y P4 tiene el mismo N.O.: cero.

2. Todos los metales alcalinos tienen un N.O. de +1 y todos los metales alcalinos térreos tienen un N.O. de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un N.O. de +3 en todos sus compuestos.

3. El N.O. del oxígeno es -2 en la mayoría de compuestos (por ejemplo MgO y H2O), pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) es -1.


QUÍMICA INDUSTRIAL 4. El N.O. del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en

compuestos binarios. Por ejemplo en los hidruros metálicos (LiH, NaH, CaH2) el N.O es -1.

5. El flúor tiene un N.O. de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br, I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuros en los compuestos. Cuando están combinados con oxígeno (oxiácidos y oxianiones), tienen números de oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ión. Por

ejemplo, en el ión amonio, 𝑁𝐻4+

4.2. AFINIDAD ELECTRÓNICA, ELECTRONEGATIVIDAD.

AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.): Es la energía liberada cuando un átomo gana un electrón, para convertirse en ión negativo (ANIÓN).

ELECTRONEGATIVIDAD (En): Es la capacidad que tiene un átomo para ganar electrones de otro átomo.

RADIO ATÓMICO (Ra): el contorno de la nube electrónica no puede ser definido con precisión, sin embargo se ha establecido mecanismos para dar a conocer un radio atómico.

4.3. ENLACE QUÍMICO.

Debemos entender que los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. Cuando los átomos interactúan para

IA VIIIAH IIA IIIA IVA VA VIA VIIA HeLi Be VIII B C N O F Ne

Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB Al Si P S Cl ArK Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnFr Ra

Aumento de la A.E. y En

Aumento del RADIO ATÓMICO (Ra)


QUÍMICA INDUSTRIAL formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más externas. Existen tres tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico.

Los electrones involucrados en el enlace químico son los electrones de valencia, los cuales, en casi todos los átomos, son aquellos que se encuentran en la capa ocupada más externa de un átomo.

El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto para cada electrón de valencia.

Elemento Configuración electrónica Símbolo de Lewis

Li [He]2s1

Li .

Be [He]2s2 . Be .

B [He]2s22p1 . . B .

C [He]2s22p2 . . C .

∙

N [He]2s22p3 .. . N .

∙

O [He]2s22p4 .. : O :

F [He]2s22p5 .. : F :

∙

Ne [He]2s22p6 ..

: Ne :

∙∙

La regla del octeto: Los átomos con frecuencia tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar el mismo número de electrones que el gas noble que se encuentra más cerca de ellos en la T.P. Como los gases nobles (excepto el He) tienen ocho electrones de valencia, muchos de los átomos que experimentan reacciones también terminan con ocho electrones de valencia.

4.4. ENLACE IÓNICO: CATIONES Y ANIONES, ENERGÍA DE IONIZACIÓN. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.): Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso y así formar un ión gaseoso.


QUÍMICA INDUSTRIAL Cuanto mayor sea la energía de ionización, más difícil será desprender el electrón. Los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes (+); en cambio, los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones (-).

IÓN: Es un átomo que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones (carga positiva) del núcleo de un átomo permanece igual durante las reacciones químicas, pero se pueden perder o ganar electrones (carga positiva o negativa).

CATIÓN: Se forma a partir de un átomo neutro con la pérdida de uno o más electrones, tiene carga positiva.

Ejemplo: Un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión Na+.

Átomo de Na Ión Na+

Protones 11 11

electrones 11 10

Otros cationes: Li+, K+, Rb+, Cs+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, etc.

ANIÓN: Es un ion cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones, es decir ha ganado electrones. Ejemplo:

Átomo de Cl Ión Cl-

Protones 17 17

electrones 17 18

Otros aniones: C4-, N3-, O2-, F-, Cl-, Br-, I-, Te-, P3-, etc.

ENLACE IÓNICO: Se realiza entre un átomo no metálico y otro metálico, que tenga elevada diferencia de electronegatividades. La existencia de iones con signos contrarios origina entre ellos una fuerza de atracción, donde el enlace es de naturaleza electrostática.


QUÍMICA INDUSTRIAL

4.5. ENLACE COVALENTE.

Es un enlace que se origina entre no metales y se caracteriza por la compartición mutua de uno o más pares de electrones de valencia, de tal forma que lleguen a completar el octeto. Existen excepciones como el Hidrogeno que solo completa a 2 electrones.

4.6. ENLACE METÁLICO.

Es un enlace propio de los elementos metálicos que les permite actuar como molécula monoatómica. Los metales tienden, por su baja energía de ionización, a perder electrones. Por tanto, podríamos considerar a un átomo metálico como un catión unido al electrón de valencia que podría perder. En un metal tenemos muchísimos átomos unidos entre sí. Entonces, podemos considerar a un metal como un conjunto de cationes metálicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. La movilidad de los electrones (el tipo de enlace) permite explicar la elevada conductividad eléctrica de los metales, buena conductividad térmica, el brillo metálico, la ductilidad, etc.

La atracción electrostática entre carga positiva (del catión) y negativa (del electrón) mantiene fuertemente unidos a todos los átomos del metal. La siguiente figura muestra un poco la idea del mar de electrones:

.. .. −Na∙ + : Cl : → + : Cl :

∙ ∙∙𝐍𝐚+

xx oo

xx Br x −− o Br oo

xx oo

xx N xxx

I I I

ooo N oo

xx O xxxxI I

xx oo xx

xx O oo S oo O xxxx xx

xx xxxx O xx I

Ioo C oo I

Ixx O xx


QUÍMICA INDUSTRIAL

4.7. PUENTES DE HIDRÓGENO.

Es un caso particular de las fuerzas dipolo-dipolo pero en este caso la fuerza electrostática se realiza entre el átomo de hidrógeno de una molécula (polo positivo) y el par de electrones no compartidos de otra molécula. Este último debe ser de un átomo altamente electronegativo como el flúor, oxígeno y nitrógeno, unido fuertemente al hidrógeno en mención. Ejemplo: H2O.

4.8. COMPOSICIÓN PORCENTUAL. Composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elemento contenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicando por 100%.

Composición % de un elemento = 𝑛 𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜

x 100

Donde n es el número de átomos contenidos en 1 mol del compuesto.

Ejemplo 1:

En un mol de Ácido Sulfúrico (H2SO4) hay 2 átomos de hidrogeno H, 1 átomo de azufre S y 4 átomos de oxígeno O. (P.A. H= 1, S= 32, O= 16).


http://www.google.com.pe/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&frm=1&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&docid=AmNJZTsEM-FC4M&tbnid=qOacYWObaJM-jM:&ved=0CAYQjRw&url=http://www.portalhuarpe.com.ar/medhime20/Talleres/Talleres%20Rawson/EPET3/10%20UNIONES%20QUIMICAS/NavegableUnionesQuimicas2011/EnlaceMetalico.html&ei=MO0kU-iHN4ejkQecnIGgBA&bvm=bv.62922401,d.eW0&psig=AFQjCNGpdqd4fkMB_v74MpNI2MWtivNF-A&ust=1395015248201285

http://www.google.com.pe/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&frm=1&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&docid=Y5TP0Oqyo2LklM&tbnid=eUBLXNbW8AoVwM:&ved=0CAYQjRw&url=http://www.zenodoto.com/gestiondocs/cursosacademicos/manualesrecursos/materialambitos/0001/materiales_ep/Ambito_CT/Bloque06/SEC_NI_CT_0601_Tema1/contenido/ODE-18805d31-a532-38c7-a911-e750d2ccfcf2/index.html&ei=1YImU6HmI5Gz0QGgxIHQCw&bvm=bv.62922401,d.dmQ&psig=AFQjCNFQByJ-YoBI9vYirHRIXe75EeDYeA&ust=1395118998903299

QUÍMICA INDUSTRIAL

% H = 2 𝑥1 (𝐻)��

98 (H2SO4)�� x 100 = 2.04 %

% S = 1 𝑥32 (𝑆)��

98(H2SO4)�� x 100 = 32.65 %

% y = 4 𝑥16 (𝑂)��

98(H2SO4)�� x 100 = 65.30 %

Ejemplo 2:

Hallar la composición centesimal para el metano (CH4). (P.A.: C = 12, H = 1)

1 mol CH4 C: 1 mol Átomos (C) = 1 x 12 = 12 H: 4 mol Átomos (H) = 4 x 1 = 4

16�� → 𝑀�

% C =1216

x 100 = 75%

% H =416

x 100 = 25%

4.9. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS: EMPÍRICA, MOLECULAR.

FORMULA EMPIRICA (FE): Forma más simplificada de escribir un compuesto, nos indica cuales elementos están presentes y la proporción mínima, en números enteros entre sus átomos.

FORMULA MOLECULAR (FM): Es la verdadera forma de escribir un compuesto, nos indica el número real de átomos que forma el compuesto.

COMPUESTO FM FE n

ACETILENO = ETINO C2H2 CH 2

BENCENO C6H6 CH 6

AGUA H2O H2O 1

GLUCOSA C6H12O6 CH2O 6

AGUA OXIGENADA H2O2 HO 2

ETILENO = ETENO C2H4 CH2 2

Las FM son múltiplos enteros de la FE.


QUÍMICA INDUSTRIAL FM = (FE)n n = 1,2,3… MÉTODO PARA DETERMINAR (FE).

1. Conociendo la composición porcentual (% x) y el peso atómico del elemento químico (𝑃.𝐴.𝑋).

2. Se asume 100 g del compuesto y se determina el NÚMERO DE MOL DE ATOMOS de cada elemento.

# Mol Átomos = % 𝑥𝑃.𝐴.𝑋

3. Como el número de mol de átomos debe ser entero, a los valores obtenidos se les divide entre el menor valor de todos y si todavía no resultara un entero se les multiplicará por un mínimo factor.

4. Teniendo los números de mol de átomos en enteros se elabora la fórmula empírica (FE).

5. Para hallar la fórmula molecular (FM) se debe tener el dato de su masa molecular (𝑀�) y luego hallar “n”.

n = 𝑀�

𝑀�𝐹𝐸

6. Como ya se conoce la fórmula empírica (FE) y “n”; entonces se calcula la fórmula molecular (FM) mediante la fórmula:

FM = n (FE) = FnEn Ejemplo: Determinar la F.E. y F.M. de un compuesto que contiene 5.88% de H, 94.12% de O; cuya M� = 34. (P.A. H: 1, O: 16).

SOLUCIÓN:

1. Se asume 100 g del compuesto y se determina el NÚMERO DE MOL DE ATOMOS de cada elemento

# mol Átomos H = 5.881

= 5.88 # mol Átomos O = 94.1216

= 5.88

2. Como el número de mol de átomos debe ser entero, a los valores obtenidos se les divide entre 5.88

# mol Átomos H = 5.88 / 5.88 = 1 # mol Átomos O = 5.88 / 5.88 = 1

3. Teniendo los números de mol de átomos en enteros se elabora la fórmula empírica (FE)

F.E. = H1O1


QUÍMICA INDUSTRIAL 4. Para hallar la fórmula molecular (FM) se debe tener el dato de su masa

molecular (M� ) y luego hallar “n”.

n = 3417

= 2

5. Como ya se conoce la fórmula empírica (FE) y “n”; entonces se calcula la fórmula molecular (FM) mediante la fórmula:

FM = 2 (H1O1) = H2O2


ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE. 1. Completar tabla:

SÍMBOLO Z A p+ e- nº Configuración electrónica

C+4 6 6 Fe+2 56 26 S-2 32 16 K+1 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 O-2 10 8

Mn+2 25 55 Ag+1 108 (Kr) 5s2 4d8 Rb 85 37

Zn+2 30 35 Au+3 79 197 Al+3 13 27 Cl-1 17 35,5 Si+4 14 28 Cu+2 29 35 Mg+2 12 12 F-1 9 10 Br-1 35 45 N+3 7 7 Sn+2 50 69

I-1 53 74 Pb+2 82 125 Pt+2 78 117


QUÍMICA INDUSTRIAL 2. Realizar la representación Lewis en:

a. CaF2 b. MgCl2 c. KBr d. Na2S e. KCl f.BeBr2

3. Realizar la representación de Lewis en: a. HCl b. O2 c. H2S d. CO2 e. CH4 f. HCN g. NH4

+

h. H2SO4 i. HNO3 j. etanol k. ácido acético l. ozono

4. Desarrollar según la estructura de Lewis las siguientes sustancias compuestas: Agua, Acido Carbónico (H2CO3), N2, Trióxido de azufre (SO3), Amoniaco(NH3), Monóxido de Carbono(CO), Acido Fórmico (HCOOH), N2O4, Peróxido de Hidrógeno (H2O2), Dióxido de Azufre (SO2)

5. Señale el compuesto que solo posee enlace covalente: a) KCl b) BaCO3 c) H2SO4 d) KNO2 e) FeO

6. Señale las sustancias iónicas: a) P4 b) HNO3 c) AgNO3 d) KNO3 e) CO2

7. Identificar la composición centesimal de los siguientes compuestos utilizados industrialmente. a. Carbonato de sodio (Na2CO3). b. Soda cáustica (NaOH). c. Ácido sulfúrico (H2SO4). d. Sacarosa (C12H22O11). e. Glucosa (C6H12O6). f. Sal común (NaCl). g. Peróxido de hidrógeno (H2O2). h. Amoniaco (NH3). i. Oxido de calcio (CaO). j. Ácido fosfórico (H3PO4). k. Anhídrido carbónico o Dióxido de carbono (CO2)g l. Ácido clorhídrico (HCl)ac m. Lejía (hipoclorito de sodio) (NaClO). n. Ácido nítrico (HNO3). o. Nitrato de amonio (NH4NO3). p. Gas natural (metano) (CH4). q. Vinagre (CH3COOH). r. Hielo seco (CO2)s s. Ácido muriático (HCl)ac t. Acetato de sodio (CH3COONa). u. Bicarbonato de sodio (NaHCO3).


QUÍMICA INDUSTRIAL 8. Determinar la F.E. y F.M. de un compuesto que contiene 92.3% de C, 7.7%

de H; cuya M� = 78. (C: 12, H: 1).

9. Determinar la F.E. y F.M. de un compuesto que contiene 85.7% de C, 14.3% de H; cuya M� = 28. (C: 12, H: 1).

10. Determinar la F.E. y F.M. de un compuesto que contiene 40% de C, 6.67% de H, 53.33% de O cuya M� = 180 (C: 12, H: 1, O: 16).

11. La glucosa, el ácido láctico, el ácido acético y el formaldehido tienen la misma composición centesimal: 40% C, 53,3 % O y 6,7% H. Calcule la F.M. de c/u sabiendo que sus masas moleculares son: M� (glucosa) = 180, M� (acido láctico) = 90, M� (acido acético) =60, M� (formaldehido) = 30.

12. Determine la FE (Fórmula Empírica) de un Compuesto Orgánico Oxigenado donde %(C) =40% y %(H) = 6.66%.

13. Determine la FE (Fórmula Empírica) de un hidrocarburo que contiene %(H) = 7.7%. (Un hidrocarburo está formado por Carbono e Hidrógeno).


QUÍMICA INDUSTRIAL

V. ESTEQUIOMETRÍA.

5.1. REACCIONES QUÍMICAS. Denominados cambios químicos o fenómenos químicos, son procesos químicos en el cual las sustancias iniciales denominados REACTANTES cambian para formar una o más sustancias nuevas denominados PRODUCTOS. Los reactantes son llamados también REACTIVOS.

REACTANTES → PRODUCTOS 2H2 + O2 → 2H2O

ECUACIONES QUIMICAS:

Una reacción química se expresa mediante una ecuación química. En la ecuación aparecen:

- Fórmulas de reactivos y productos.

- Estado de agregación de las sustancias que intervienen en la reacción: (s): sólido, (l): líquido, (g): gas, (ac): disolución acuosa.

- Una flecha que indica el sentido en el que se da la reacción.

- Coeficientes estequiométricos, que indican la proporción en que reaccionan o se producen las moléculas de las sustancias que intervienen en la reacción.

Ejemplo:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

El símbolo (+) significa “reacciona con” y (→) significa “produce”.

REACCIONES EXOTÉRMICAS Y ENDOTÉRMICAS.

En toda reacción química siempre ocurre emisión o absorción de energía; esta energía es calorífica o luminosa. Esa energía se denomina CALOR DE REACCIÓN O ENTALPÍA (∆H).

REACCIÓN EXOTÉRMICA: Son aquellas reacciones donde se libera o emite energía; esto es debido a que la “ENERGÍA TOTAL DE LOS REACTANTES ES MAYOR QUE LA ENERGÍA TOTAL DE LOS PRODUCTOS”. El calor de reacción o ∆H es negativo.


QUÍMICA INDUSTRIAL REACCIÓN ENDOTÉRMICA: Son aquellas reacciones que absorben energía. La “ENERGÍA TOTAL DE LOS REACTANTES ES MENOR QUE LA ENERGÍA TOTAL DE LOS PRODUCTOS”. El calor de reacción o ∆H es positivo.

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN DE UNA REACCIÓN. Es la mínima cantidad de energía que requiere un proceso para iniciar una reacción química (a partir del cual comienzan a formarse los productos).

El hecho de que una reacción sea exotérmica, que desprenda energía, no significa que dicha reacción se produzca espontáneamente en cuanto los reactivos entren en contacto. Por ejemplo, la combustión del butano es muy exotérmica, pero el butano no arde solo al estar en contacto con el oxígeno. Hace falta una pequeña llama, una chispa, que inicie la reacción; posteriormente, se mantiene por sí sola.

Esa cantidad de energía inicial se denomina energía de activación y ¿Por qué es necesaria? En una reacción química, las moléculas de los reactivos chocan entre sí, se rompen las uniones entre los átomos, formándose posteriormente nuevas moléculas, dando lugar a los productos. Pues bien. Las moléculas requieren una cierta cantidad mínima de energía para que las moléculas se muevan, choquen entre sí y se rompan las uniones entre los átomos.

CATALIZADOR.

Existen sustancias, llamadas catalizadores, que en contacto con los reactivos, hacen que disminuya la energía de activación necesaria, haciendo que la reacción pueda darse con mayor rapidez. Las sustancias reaccionan, pero el catalizador no, no se gasta (no aparece en la reacción como reactivo ni como producto), sólo mejora las condiciones para que la reacción se produzca.

Los inhibidores son sustancias que ralentizan e incluso paralizan la reacción.

LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS:

Ley de conservación de la masa (Lavoisier): “En toda reacción química, la masa total permanece constante. Es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”.

Esto se explica teniendo en cuenta que en la reacción, aunque las moléculas cambien, los átomos siguen siendo los mismos, en tipo y cantidad. Sólo se han unido de forma diferente. Por lo tanto, si los átomos son los mismos, la masa tiene que permanecer constante.


QUÍMICA INDUSTRIAL Ley de las proporciones constantes (Proust): “En una reacción química, las cantidades de las sustancias que intervienen (que reaccionan o que se producen) están en una proporción fija.”

Esta ley se explica teniendo en cuenta cómo se produce la reacción. Las moléculas que intervienen lo hacen en una proporción fija, de números sencillos. Por lo tanto, en las masas de productos y reactivos también debe existir una proporción fija (aunque no sea la misma que nos indican los coeficientes, ya que la masa molecular de cada sustancia es diferente).

1 N2 (G) + 3 H2 (G) → 2 NH3 (G)

Relación molar

1 mol 3 mol → 2 mol

3 mol 9 mol → 6 mol

Relacion en masa

28 g 6 g → 34 g

÷ 2 14 g 3 g → 17g

÷ 2 7 g 1,5 g → 8,5 g

𝑚𝑁2𝑚𝐻2

= 286 = 14

3 = 7

1,5

5.2. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS.

Al realizar el balance de una ecuación química debe satisfacer la siguiente condición: el número de átomos de cada elemento sea el mismo en los reactantes y productos (LEY DE LAVOISIER).

Para balancear ecuaciones se debe considerar las siguientes reglas prácticas:

a) Se busca un coeficiente adecuado para cada sustancia de la ecuación, este coeficiente sólo será colocado delante de la formula o símbolo de la sustancia.

b) Este coeficiente será un número positivo, el más pequeño posible y entero. (Si un coeficiente no es entero entonces podría multiplicar a todos por el denominador del coeficiente, obteniéndose de esta manera coeficientes enteros).


QUÍMICA INDUSTRIAL c) Estos coeficientes deben permitir igualar el número de átomos de cada

elemento en el reactante y producto es decir en ambos lados de la flecha.

d) No se debe modificar las fórmulas o símbolos de las sustancias que participan en la reacción química.

e) Cada número presente en la ecuación química indica una cantidad determinada de átomos.

5 Mg3 ( PO4 )2 2 Afecta a todos los elementos del paréntesis (P y O) 4 Afecta sólo al oxígeno Indica subíndice uno 3 Afecta sólo al Magnesio 5 COEFICIENTE: Afecta a todos los elementos de la derecha

# Átomos de Magnesio = 5 x 3 = 15

# Átomos de Fósforo = 5 x 2 x 1 = 10

# Átomos de Oxígeno = 5 x 2 x 4 = 40

METODO DE TANTEO.

1. Consiste en tantear los coeficientes de la ecuación y se realiza en ecuaciones sencillas.

2. Se recomienda empezar por los elementos metálicos, no metálicos, hidrógeno (H) y por último Oxígeno (O).

REACTIVO LIMITANTE.

Es aquella sustancia que limita la reacción química, ya que la reacción finaliza cuando se termina el reactivo limitante, es la sustancia que se consume primero en la reacción.

El reactivo en exceso es el reactivo presente en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Ejemplo 1: Si en un recipiente se tiene 16 g. de Hidrógeno y 16 g de oxígeno. ¿Cuánta agua se ha producido? Indicar el reactivo limitante y el reactivo en exceso.

SOLUCIÓN:

2 H2 (G) + 1 O2 (G) → 2 H2O (L) 2 MOL 1 MOL 2 MOL


QUÍMICA INDUSTRIAL 4g 32g 36 g

2g 16g 18g PROUST

O2: Reacciona completamente: 16 g y requiere sólo H2: 2g

∴ El H2 está en exceso. Exceso H2 = 16 – 2 = 14 g

El O2 es el Reactivo limitante

De H2O se produce: 18 g.

OTRA FORMA DE RESOLVER:

16/4 = 4 (es el mayor) → Reactivo en exceso (H2)

16/32 = 0.5 (es el menor) → Reactivo limitante (O2)

Ejemplo 2: Se combinan 40 g de SO2 y 25 g de O2; identifique el reactivo en exceso y determine el % en masa del exceso con respecto a su masa inicial.

SO2 + O2 → SO3

5.3. RENDIMIENTO QUÍMICO.

La cantidad de reactivo limitante al inicio de una reacción determina el RENDIMIENTO TEÓRICO de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. Por tanto el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener (100%), que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, por diversos factores este se reduce, de tal manera que el RENDIMIENTO REAL es menor; en porcentajes solamente obtenemos el 80%, 90%, etc. Entre los factores que reducen el 100% está la presencia de impurezas, utilización de instrumentos obsoletos, fugas, etc.

Para determinar la eficiencia de una reacción específica, se utiliza el término PORCENTAJE DE RENDIMIENTO, que describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. Se calcula:

% de rendimiento = rendimiento real

rendimiento teórico x 100%

Ejemplo: Se realiza una reacción donde 720 g de C5H12 produce 2000 g de CO2 de acuerdo: C5H12 + O2 → CO2 + H2O


QUÍMICA INDUSTRIAL Determine el porcentaje de rendimiento del CO2 en la reacción indicada.

SOLUCIÓN:

1. Se balancea la ecuación:

C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2O

2. Se calculan los gramos de CO2 que se debe obtener teóricamente a partir de los 720 g de C5H12

1 mol g C5H12 ____________ 5 mol g CO2

↓ ↓

1(72 g) C5H12 ____________ 5(44 g) CO2

720 g C5H12 ____________ x g CO2

∴ x = 720 .5 .44

72 = 2200 g CO2

2200 g ____________ 100% TEORÍA

2000 g ____________ y PRACTICA

∴ y = 2000 2200

x 100 = 90,9 %

El porcentaje de rendimiento del CO2 en la reacción es 90,9%

5.4. REACCION DE COMPOSICIÓN, ADICIÓN O SÍNTESIS.

Son aquellas reacciones donde 2 ó más sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un compuesto.

Elemento + Elemento → Compuesto

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

Compuesto + Elemento → Compuesto

2CO (g) + O2 (g) → 2CO2 (g)

Compuesto + Compuesto → Compuesto

CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq)

EJEMPLOS:

2H2 + 1O2 → 2H2O Síntesis Agua

1N2 + 3H2 → 2NH3 Síntesis Haber-Bosch

Calor

Calor


QUÍMICA INDUSTRIAL 2Ca + 1O2 → 2CaO Oxidación

5.5. REACCION DE DESCOMPOSICIÓN.

Es aquel fenómeno químico en el cual un compuesto se transforma en 2 o más sustancias de estructura más simple.

Compuesto → elemento + elemento

2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)

Compuesto → elemento + compuesto

2KClO3 (s) → 3 O2 + 2 KCl(s)

Compuesto → compuesto + compuesto

CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2 (g)

Ejemplo la reacción de descomposición del agua:

2 H2O → 2 H2 + O2

ABC…. → A + B + C + ….

2HgO(S) → 2Hg(l) + O2(g)

3HClO3 → H2O + 2ClO2 + HClO4

5.6. REACCIÓN DE SIMPLE SUSTITUCIÓN. Reacciones de desplazamiento o simple sustitución: Son aquellas reacciones químicas en las cuales un elemento desplaza a otro elemento de un compuesto para la generación de otro compuesto nuevo.

Zn(s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu(s)

Zn(s) + 2HCl (aq) → H2 (g) + ZnCl2 (aq)

F2 (g) + 2 NaCl (aq) → Cl2 (g) + 2 NaF (aq)

Reacción de desplazamiento simple se produce cuando un elemento desplaza a otro elemento que se encuentra formando un determinado compuesto y de esta manera ocupa su lugar.

A + BC → AC + B

Calor

Calor/Mn2O

Calor


QUÍMICA INDUSTRIAL 1Zn + 2HCl → 1ZnCl2 + 1H2

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Por ejemplo la reacción del hidrógeno de un ácido por un metal:

H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2

5.7. REACCIÓN DE DOBLE SUSTITUCIÓN.

Reacción de Metátesis o doble sustitución: Son aquellas reacciones donde ocurre un intercambio de elementos entre las sustancias y a ambos lados de la ecuación química, sólo pueden estar escritos compuestos.

Reacciones de neutralización: un ácido reacciona con una base para dar una sal y agua.

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

Reacciones de Precipitación:

Pb(NO3)2 (aq) + K2CrO4 (aq) → PbCrO4 (s) + 2KNO3 (aq)

Reacciones con desprendimiento de gas:

HCl (aq) + NaCO3 (aq) → NaCl (aq) + H2CO3 (aq)

H2CO3 (aq) → H2O (l) + CO2 (g)

Reacción de desplazamiento doble se produce cuando existe un intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originar nuevos compuestos.

AD + BC → AC + DB

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF

Na2SO3 + 2H2O → 2NaOH + H2SO3

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

1

2


QUÍMICA INDUSTRIAL 5.8. REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.

OXIDACIÓN: Proceso químico donde un átomo, molécula o ión pierde electrones. (e-1)

Fe2+ → Fe3+ + 1e-

Cu0 → Cu2+ + 2e-

Al → Al3+ + 3e-

H2 → 2H1+ + 2e-

Carga neta inicial = carga neta final

REDUCCIÓN: Proceso químico donde un átomo, molécula o ión gana electrones. (e-1)

Sn4+ + 2e- → Sn2+

N5+ + 8e- → N3-

O2 + 4e- → 2O2-

Carga neta inicial = carga neta final

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN (REDOX): Son aquellas reacciones donde se verifica simultáneamente una oxidación y una reducción (REDOX).

Ejemplo: Fe + O2 → FeO

El hierro se oxida pierde e- : Fe0 → Fe+2

El oxígeno se reduce gana e- : O2 → O-2

OXIDACIÓN

REDUCCIÓN


QUÍMICA INDUSTRIAL

5.9. REACCIONES ÁCIDO-BASE.

UN ÁCIDO se describe como una sustancia que libera iones hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. Las fórmulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrógeno, así como un grupo aniónico.

HCl (ac) → Cl- (ac) + H+ (ac)

H2SO4 (ac) → (SO4)-2 (ac) + 2 H+ (ac)

• Tienen sabor agrio, por ejemplo el vinagre (ácido acético), los limones y otros frutos cítricos contienen ácido cítrico.

• Los ácidos ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales. Por ejemplo cambian el papel de tornasol de azul a rojo.

• Los ácidos son muy reactivos y atacan a los metales (formando sales) y a la materia orgánica, descomponiéndola. Los ácidos reaccionan con algunos metales como zinc, magnesio o hierro para producir hidrógeno gaseoso.

2HCl (ac) + Mg (s) → MgCl2 (ac) + H2 (g)

• Los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, como Na2CO3, CaCO3 y NaHCO3, para formar dióxido de carbono gaseoso.

2 HCl (ac) + CaCO3 (s) → CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

HCl (ac) + NaHCO3 (s) → NaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

• Las disoluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad porque se ionizan en forma parcial o total.

UNA BASE se describe como una sustancia que libera iones hidróxido (OH-) cuando está disuelta en agua.

Na OH (ac) → Na+ (ac) + OH- (ac)

NH3 (ac) + H2O → (NH4)+ (ac) + OH- (ac)

• Tienen sabor amargo.

• Se sienten resbaladizas: Por ejemplo los jabones, que contienen bases, muestran esta propiedad.

• Producen cambios de color en los colorantes vegetales: por ejemplo cambian el color del papel de tornasol de rojo a azul.

• Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad.


QUÍMICA INDUSTRIAL 5.10. pH, FUERZA DE UN ÁCIDO Y DE UNA BASE.

Para medir el nivel de acidez o basicidad de una disolución se usa el concepto de pH. Mide la concentración en la disolución de iones H+ (protones), responsables de la acidez. En el agua pura, las moléculas de agua chocan entre ellas y en algunos de esos choques se puede producir la rotura de la molécula en dos iones, H+ y OH- . La reacción sería:

H2O → H+ + OH-

En el equilibrio, la concentración de H+ y OH- en el agua es muy baja. Se cumple la siguiente relación:

C (H+) · C (OH-) = 10-14

Cuando ambas concentraciones son iguales (10-7 moles/l cada una) la disolución es neutra.

• Si disolvemos un ácido, la concentración de H+ aumenta, con lo que la de OH- debe disminuir para que se cumpla la relación anterior. Al haber mayor cantidad de H+ (mayor que 10-7 M), la disolución será ácida.

• Al disolver una base, aumenta la concentración de OH- , con lo que la de H+ disminuirá, y será menor de 10-7 M. La disolución se dice que es básica.

Para evitar trabajar con potencias de 10, se define un concepto nuevo, el POTENCIAL DE HIDROGENO (pH). El pH de una disolución se define como:

Cantidad adimensional que nos indica cuantitativamente el grado de acidez de las sustancias. pH = - log [C(H1+)]

Solución ácida: pH < 7

Solución neutra: pH = 7

Solución alcalina: pH > 7



1. ¿Cuál es la diferencia entre la reacción química y una ecuación química?

2. Utilice la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno para explicar los siguientes términos: reacción química, reactantes productos.

3. Cuando una reacción química es exotérmica y cuando es una reacción endotérmica. Indique ejemplos.


QUÍMICA INDUSTRIAL 4. Escriba la ecuación de descomposición del peróxido de hidrogeno

balanceada

5. El sodio metálico más agua es una reacción fuertemente exotérmica que produce el hidróxido de sodio en solución acuosa, escriba la ecuación química balanceada.

6. Escriba la ecuación de combustión completa del octano (C8H18)

7. Escriba la ecuación de combustión incompleta del octano (C8H18)

8. ¿En qué consiste las reacciones REDOX?

9. Balancee por tanteo o inspección:

9.1. N2 + H2 → NH3

9.2. C2H6 + O2 → CO2 + H2O

9.3. H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

9.4. H3PO4 + Pb → Pb3(PO4)4 + H2

9.5. KNO3 → KNO2 + O2

9.6. Al + HCl → AlCl3 + H2

9.7. MgO + HBr → MgBr2 + H2O

9.8. K + H2O → K OH + H2

9.9. CaH2 + H2O → Ca (OH)2 + H2

9.10. ZnCO3 + HNO3 → Zn(NO3)2 + CO2 + H2O

9.11. NH4NO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + NH3 + H2O

9.12. C2H2 + O2 → CO2 + H2O

9.13. Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2

9.14. PbS + O2 → PbO + SO2

9.15. NaMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + Mn2O7 + H2O

9.16. P4 + O2 + H2O → H3PO4

9.17. C4H10 + O2 → CO2 + H2O

9.18. C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O

9.19. C3H8 + O2 → CO2 + H2O

9.20. NH3 + O2 → N2 + H2O

10. Ajuste, por tanteo, las siguientes reacciones:

a. Óxido de hierro (III) + carbono → Monóxido de carbono + hierro.


QUÍMICA INDUSTRIAL

b. Al quemar propano en presencia de oxígeno se obtiene dióxido de carbono y agua.

c. El dicromato de amonio se descompone térmicamente para dar óxido de cromo (III) + nitrógeno + agua.

d. Amoniaco + monóxido de nitrógeno → nitrógeno + vapor de agua.

e. Cinc + cloruro de plata → cloruro de cinc + plata

f. Hidróxido de sodio + ácido sulfúrico → sulfato de sodio + agua

11. ¿Cuántos gramos de NH3 se formarán al reaccionar 50 g de N2 y 30 g de H2?

12. En la siguiente reacción 2280 g de C8H18 reaccionan con 6400 g de O2 de acuerdo a:

C8H18 + O2 → CO2 + H2O

a) Calcule los gramos de CO2 formado. (P.A: C=12, O=16, H=1)

b) Calcule los gramos de H2O formada.

13. Se realiza una reacción donde 1600 g de B5H9 produce 4150 g de B2O3(s) de acuerdo a la siguiente ecuación: B5H9(l) + O2(g) → B2O3(s) + H2O(l)

a) Calcule los gramos de B2O3 formados teóricamente. (P.A: B=11, O=16, H=1).

b) Determine el porcentaje de rendimiento del B2O3 en la reacción.

14. La soda caustica NaOH se prepara frecuentemente en la industria, por la acción del carbonato de sodio Na2CO3 sobre la cal apagada Ca(OH)2 ¿Cuántos gramos de NaOH podrán obtenerse, si se utilizó 1060 g de Na2CO3? Rpta. 800g

15. ¿Cuántos gramos de calcio se requiere para preparar 50 g de hidrógeno por descomposición del agua según la siguiente reacción?

Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2

16. Al descomponer 500 g de CaCO3 por acción del calor, se producen CaO y CO2. Determinar qué volumen de CO2 se producen a 87ºC y 1248 mmHg. Rpta. 90L.

17. Identificar el estado de oxidación de los siguientes elementos químicos y balancear las cargas iónicas:

a) Mg → Mg2+

b) Pt2+ → Pt4+

c) Ca2+ → Ca

d) I- → I

e) Cl0 → Cl-

f) Pb4+ → Pb2+


QUÍMICA INDUSTRIAL

g) N3- → N0

h) C → C4-

i) Ni2+ → Ni3+

j) Ba → Ba2+

k) Mn3+ → Mn2+

l) B3+ → B

m) Cr2+ → Cr3+

n) Au3+ → Au1+

o) Ag1+ → Ag2+

18. Hallar el número de moles formados en los productos si:

18.1. N2 + H2 → NH3

LOS REACTANTES SE MEZCLAN FORMAN O PRODUCEN SOBRAN REACTANTES

1.5 mol de N2 5.5 mol de H2 mol de NH3 mol de N2 mol de H2 2.5 mol de N2 6.5 mol de H2 mol de NH3 mol de N2 mol de H2

18.2. C2H6 + O2 → CO2 + H2O

LOS REACTANTES SE MEZCLAN FORMAN O PRODUCEN SOBRAN REACTANTES

3.5 mol de C2H6 12.5 mol de O2 mol de CO2 mol de H2O mol de C2H6 mol de O2

2.5 mol de C2H6 8.5 mol de O2 mol de CO2 mol de H2O mol de C2H6 mol de O2

18.3. H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

REACTANTES SE MEZCLAN FORMAN O PRODUCEN SOBRAN REACTANTES

2 mol H2SO4 3 mol Al(OH)3 mol Al2(SO4)3 mol H2O mol H2SO4 mol Al(OH)3 5 mol H2SO4 3 mol Al(OH)3 mol Al2(SO4)3 mol H2O mol H2SO4 mol Al(OH)3

18.4. H3PO4 + Pb → Pb3(PO4)4 + H2


2 mol H3PO4 3 mol Pb mol Pb3(PO4)4 mol H2 mol H3PO4 mol Pb

5 mol H3PO4 3 mol Pb mol Pb3(PO4)4 mol H2 mol H3PO4 mol Pb

18.5. Al + HCl → AlCl3 + H2


2.5 mol Al 8.5 mol HCl mol AlCl3 mol H2 mol Al mol HCl

3.5 mol Al 9.5 mol HCl mol AlCl3 mol H2 mol Al mol HCl


QUÍMICA INDUSTRIAL

18.6. MgO + HBr → MgBr2 + H2O


4 mol MgO 8.5 mol HBr mol MgBr2 mol H2O mol MgO mol HBr

3 mol MgO 9.5 mol HBr mol MgBr2 mol H2O mol MgO mol HBr

18.7. C2H2 + O2 → CO2 + H2O


6.5 mol C2H2 8.5 mol O2 mol CO2 mol H2O mol C2H2 mol O2

7.5 mol C2H2 19.5 mol O2 mol CO2 mol H2O mol C2H2 mol O2


QUÍMICA INDUSTRIAL

VI. FUNCIONES QUÍMICAS.

Es un conjunto de compuestos o agrupación que tienen ciertas propiedades en común, generando los grupos funcionales.

6.1. HIDRUROS METÁLICOS Y NO METÁLICOS.

FUNCIÓN HIDRURO: Compuesto binario que se obtiene por combinación de hidrógeno con un elemento químico.

El número de oxidación es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente; por consiguiente los elementos químicos actuarán con el número de oxidación obtenido por la valencia, con la excepción del Hidrógeno.

CUADRO DE ESTADO DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUE SE COMBINAN CON EL HIDRÓGENO

ELEMENTOS METÁLICOS E.O.

E.O.(H) Li, Na, K, Cs, Au, Ag, Cu 1+

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd Hg 2+

1- Al, Ga, Bi 3+

ELEMENTOS NO METÁLICOS E.O.

E.O.(H) B 3-

C 4-

Si 4-

1+ N, P, As, Sb 3-

O, S, Se, Te 2-

F, Cl, Br, I 1-

HIDRUROS METÁLICOS.

Compuesto binario que se obtiene por combinación de hidrógeno con un elemento químico. El elemento químico es un METAL de tal manera que el estado de oxidación del hidrógeno será -1.


QUÍMICA INDUSTRIAL METAL + HIDRÓGENO → HIDRURO METÁLICO

NOMENCLATURA: Se coloca la palabra HIDRURO DE y luego el nombre del metal.

a) Li1+ H1- → LiH Hidruro de Litio

b) K+ H- → KH Hidruro de Potasio

c) Ca2+ H1- → CaH2 Hidruro de Calcio

d) Hg2+ H1- → HgH2 Hidruro de Mercurio

e) Al3+ H1- → AlH3 Hidruro de Aluminio

f) In3+ H1- → InH3 Hidruro de Indio

g) Pb4+ H1- → PbH4 Hidruro de Plomo

HIDRUROS NO METALICOS.

Compuesto binario que se obtiene por combinación de hidrógeno con un elemento químico. El elemento químico es un NO METAL de tal manera que el estado de oxidación del hidrógeno será +1.

ELEMENTO NO METALICO VIA VIIA

E.O. 2- 1-

Si se encuentran en fase gaseosa

H2S(g) : Sulfuro de hidrógeno

HCl(g) : Cloruro de hidrógeno

HBr(g) : Bromuro de hidrógeno

HF(g) : Fluoruro de hidrógeno

HIDRUROS ESPECIALES:

BH3(g) : Borano

CH4(g) : Metano

SiH4(g) : Silano

NH3(g) : Amoníaco

PH3(g) : Fosfina

AsH3(g) : Arsina

SbH3(g) : Estibina


QUÍMICA INDUSTRIAL 6.2. FUNCIÓN ÓXIDO, NOMENCLATURA.

Son compuestos binarios que se obtienen por combinación del oxígeno con un elemento químico, exceptuando en este último caso a los gases nobles.

ELEMENTO + OXÍGENO → ÓXIDO

ÓXIDOS BASICOS.

Son aquellos óxidos que se obtienen por combinación del oxígeno con un elemento metálico.

Metal + oxígeno → Óxido Básico (Óxido Metálico)

NOMENCLATURA: Para la nomenclatura primero colocamos la palabra ÓXIDO y luego el nombre del METAL. Pero si el metal tiene 2 valencias entonces a la menor valencia se le colocará el sufijo OSO y a la mayor valencia el sufijo ICO; en casos convenientes se puede usar el ICO; cuando tiene una sola valencia.

Una sola valencia del metal.

Na1+ O2- → Na2O Óxido de sodio (Óxido sódico)

Ca2+ O2- → Ca O Óxido de calcio o cal (Óxido cálcico)

Al3+ O2- → Al2O3 Óxido de aluminio (Óxido alumínico)

K1+ O2- → K2O Óxido de potasio (Óxido potásico)

Dos valencias del metal.

Cu1+ O2- → Cu2O Óxido cuproso

Cu2+ O2- → Cu O Óxido cúprico

Fe2+ O2- → Fe O Óxido ferroso

Fe3+ O2- → Fe2O3 Óxido férrico

Pb2+ O2- → Pb O Óxido plumboso

Pb4+ O2- → Pb O2 Óxido plúmbico


QUÍMICA INDUSTRIAL ÓXIDOS ÁCIDOS (ANHÍDRIDOS).

Son aquellos óxidos que se obtienen por combinación del oxígeno con el elemento no metálico.

NO METAL + OXÍGENO → ÓXIDO ÁCIDO (ANHÍDRIDO)

NOMENCLATURA CLÁSICA: ANHÍDRIDO

NOMBRE 1E.O. 2 E.O. 3 E.O. 4 E.O.

HIPO……OSO X X

……OSO X X X

……ICO X X X X

PER…...ICO X

Ejemplos:

C (E.O = +2,+4) Clásico: Anhídrido carbonoso

C+2O-2 → CO Stock: Oxido de Carbono (II)

Sistemático: Monóxido de Carbono

No Metales Estado de Oxidación

S, Se, Te +2, +4, +6

Cl, Br, I +1, +3, +5, +7

6.3. FUNCIÓN HIDRÓXIDOS, NOMENCLATURA.

Se obtienen de la combinación del óxido básico con agua, de tal manera que se genera el grupo oxidrilo o hidroxilo (OH-) en la molécula.

ÓXIDO BÁSICO + H2O → HIDRÓXIDO (OH-)

NOMENCLATURA: Para dar nombre a estos compuestos solamente cambiar la palabra ÓXIDO por HIDRÓXIDO.

Es necesario señalar que existe una forma PRÁCTICA para la formulación:

E (OH)x E = metal, x = valencia del metal

Ejemplo:

Na2O + H2O → 2 NaOH Hidróxido de sodio

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

Pb(OH)2 hidróxido plumboso

Pb(OH)4 hidróxido plúmbico




1. Nombrar los hidruros:

a) Na H :____________________

b) K H :_____________________

c) Ca H2 :___________________

d) Al H3 :____________________

e) Be H2 :___________________

f) Ba H2 :___________________

g) Cu H :____________________

2. Escribe la fórmula de los hidruros:

a) Hidruro de hierro:___________

b) Hidruro de manganeso:______

c) Hidruro de cobalto:__________

d) Hidruro de plomo:___________

3. Nombrar los óxidos:

a) Hg2O:_______________________

b) PtO: ________________________

c) Cu2O:_______________________

d) Au2O:_______________________

e) Au2O3:______________________

f) Na2O:_______________________

g) Co2O3:______________________

4. Escribe la fórmula de los óxidos:

a) Óxido mercurioso: _____________

b) Óxido cobaltoso: ______________

c) Óxido de Zinc_________________

d) Óxido de Aluminio: _____________

e) Óxido cúprico: ________________

f) Óxido férrico: __________________

g) Óxido cuproso: ________________

h) Óxido de Calcio: _______________

i) Óxido de Potasio: ______________

j) Óxido de Sodio: ________________

k) Óxido Niqueloso: ______________

l) Óxido Plúmbico: _______________

m) Óxido Niquélico: ______________

n) Óxido Plumboso: ______________

o) Óxido Ferroso: ________________

5. Nombrar los óxidos ácidos (anhídridos):

a) N2O5:________________________

b) Br2O7:_______________________

c) P2O3:________________________

d) SiO2:________________________

e) TeO3: _______________________

f) SO3:_________________________

g) C l2O5:_______________________


QUÍMICA INDUSTRIAL 6. Escribe la fórmula de los anhídridos:

a) Anhídrido clórico: ____________

b) Anhídrido nitroso: ____________

c) Anhídrido fosfórico: ___________

d) Anhídrido hipocloroso: ________

e) Anhídrido periódico: __________

f) Anhídrido fluoroso: ____________

g) Anhídrido Carbonoso:_________

7. Nombrar los hidróxidos:

a) Ni (OH)3:_____________________

b) Pb (OH)4:_____________________

c) Al (OH)3:_____________________

d) Fe (OH)3: ____________________

e) Cu (OH)2:____________________

f) Au (OH)2:_____________________

g) Ba (OH)2:_____________________

8. Escribe la fórmula de los hidróxidos:

a) Hidróxido de Litio: ____________

b) Hidróxido de Berilio: ___________

c) Hidróxido auroso: ____________

d) Hidróxido mercurioso: _________

e) Hidróxido niqueloso: ____________

f) Soda caustica: ________________

g) Hidróxido Áurico: ______________

h) Leche de Magnesia: __________

i) Milanta: _____________________

9. Nombra y escribe la fórmula molecular de dos bases débiles y dos bases fuertes.

10. Nombra y escribe la fórmula molecular de las bases formadas por Na, K, Ca, Al.

11. Nombra y escribe la fórmula

molecular de dos ácidos fuertes y dos ácidos débiles.

6.5. ÁCIDOS OXÁCIDOS, NOMENCLATURA.

También se les conoce con el nombre de OXIÁCIDOS, son productos obtenidos al combinar el óxido ácido (anhídrido) con el agua.

NOMENCLATURA: Cambia la palabra anhídrido por ácido.

OXIDO ÁCIDO + H2O → ÁCIDO OXÁCIDO

Ejemplo:

Cl2O + H2O → H2Cl2O2 → HClO Ácido Hipocloroso

N2O5 + H2O → H2N2O6 → HNO3 Ácido Nítrico


QUÍMICA INDUSTRIAL Formulas prácticas para obtener los ácidos oxácidos directamente:

H1E1O { 𝑋+12 } x = valencia impar del elemento E

H2E1O { 𝑋+22 } x = valencia par del elemento E

1. S: (+2 ; +4 ; +6 )

hipo-oso oso ico

+1 +2 -2 ∑ Estados Oxidación = 0 • SO + H2O → H2SO2 Ácido hiposulfuroso

+1 +4 -2 ∑ Estados Oxidación = 0

• SO2 + H2O → H2SO3 Ácido sulfuroso

+1 +6 -2 ∑ Estados Oxidación = 0 • SO3 + H2O → H2SO4 Ácido sulfúrico

2. Cl: (+1 ; +3 ; +5 +7 )

hipo-oso oso ico hiper-ico

+1 +1 -2 ∑ Estados Oxidación = 0 • Cl2O + H2O → HClO

+1 +3 -2 ∑ Estados Oxidación = 0 • Cl2O3 + H2O → HClO2



6.6. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS, NOMENCLATURA.

Cuando estos compuestos se encuentran en solución acuosa se denominan ácidos hidrácidos.

NOMENCLATURA: Colocamos en primer lugar la palabra ÁCIDO, luego el nombre del no metal terminado en HIDRICO.

HCl(ac) : Ácido clorhídrico

HF(ac) : Ácido fluorhídrico


QUÍMICA INDUSTRIAL H2S(ac) : Ácido sulfhídrico

H2Se(ac) : Ácido selenhídrico

H2Te(ac) : Ácido telurhídrico

HBr(ac) : Ácido bromhídrico

HI(ac) : Ácido iodhídrico

6.7. SALES: NEUTRAS, ACIDAS, BÁSICAS, MIXTAS, HIDRATADAS.

FUNCIÓN SAL: Son compuestos inorgánicos que por lo general son sólidos a temperatura ambiente, que se obtienen al sustituir total o parcialmente los hidrógenos del ácido por metales o radicales electropositivos.

SAL NEUTRA: Aquellas donde se ha sustituido totalmente los hidrógenos del ácido de donde proviene, por elementos metálicos. Ejemplo: CaCO3

H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2 H2O Acido Carbónico Carbonato de Calcio H2SO3 + 2 KOH → K2SO3 + 2 H2O Acido Sulfuroso Sulfito de Potasio HCl(ac) + NaOH → NaCl + H2O Ácido Clorhídrico Cloruro de Sodio SAL ÁCIDA: Es la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por metales. Ejemplo: NaHSO4 H2SO4 + KOH → KHSO4 + H2O Ácido Sulfúrico Sulfato ácido de Potasio H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O Ácido Carbónico Carbonato ácido de Sodio o Bicarbonato de sodio

SAL BASICA: Son aquellas sales que tienen en su estructura a los iones OH-. En la nomenclatura usaremos la forma ya conocida pero agregando prefijos que indiquen la presencia del ión OH- .

# DE OH- INCLUIDOS PREFIJO

(OH)1 Básico

(OH)2 Dibásico

(OH)3 Tribásico

etc. etc.


QUÍMICA INDUSTRIAL Ejemplo: Ca3{SO4(OH)}2 Sulfato básico de calcio

Fe2Br(OH)3 Bromuro tribásico férrico

SAL MIXTA: Son aquellas que tienen 2 ó 3 metales, generando una carga iónica total del catión.

NOMENCLATURA: ANIÓN doble o triple (cationes).

(KNa)2+NO3− Nitrato doble de sodio y potasio.

SAL HIDRATADA: Son aquellas sales que están ligadas a cierto número de moléculas de agua.

SAL → SAL. N H2O Sal anhidra Sal hidratada

NOMENCLATURA: Nombre de la sal SUFIJO.

Moléculas H2O SUFIJO

1 H2O HIDRATADO

2 H2O DIHIDRATADO

3 H2O TRIHIDRATADO

5 H2O PENTAHIDRATADO

10 H2O DECAHIDRATADO

SAL HIDRATADA: Son aquellas sales que contienen un cierto número de moléculas de agua, las moléculas de agua adheridas se denominan aguas de cristalización.

Sal anhidra + H2O → Sal Anhidra.nH2O

CaSO4.H2O Sulfato de Calcio dihidratado (Yeso de construcción).


ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE. 1. Nombra y escribe su fórmula molecular de los ácidos oxácidos que se forman con el Cl,

Br, I, S.

2. Nombra y escribe su fórmula molecular de los ácidos hidrácidos que se forman con el Cl, Br, I, S.

3. El ácido fluorhídrico es un ácido débil, escribe su fórmula molecular.

4. El ácido carbónico ¿Cuántos átomos contiene de cada uno de los elementos que la conforman?


QUÍMICA INDUSTRIAL 5. El ácido fosfórico ¿Cuántos átomos contiene de cada uno de los elementos que la

conforman?

6. El ácido sulfúrico ¿Cuántos átomos contiene de cada uno de los elementos que la conforman?

7. Utilice la T.P. para indicar los nombres de las siguientes sales:

a. CALIZA (CARBONATO DE CALCIO)

b. CLORURO DE SODIO

c. CARBURO DE CALCIO

d. HIPOCLORITO DE SODIO

e. SULFATO DE AMONIO

8. Nombrar los ácidos oxácidos:

a) H2SO4:_____________________

b) HNO2:______________________

c) H3PO4: ____________________

d) HIO3: ______________________

e) H2SO4:_____________________

f) H2CO3: _____________________

g) HClO: ______________________

9. Escribe la fórmula de los ácidos oxácidos:

a) Acido hipocloroso: ___________

b) Ácido nítrico: ________________

c) Ácido sulfúrico: _______________

d) Ácido nitroso: ________________

e) Ácido fosfórico: _______________

f) Ácido sulfuroso: _______________

g) Ácido Cloroso: ________________

h) Ácido hiposulfuroso: ___________

i) Ácido Clórico: _________________

j) Ácido Carbónico: ______________

) Ácido sulfuroso: _______________

l) Ácido Bromoso: _______________

m) Ácido Brómico: _______________

10. Nombrar los ácidos hidrácidos:

a) HBr: _______________________

b) H2Se:______________________

c) H2S:_______________________

d) HF: _______________________

e) HI: ________________________

11. Escribir la fórmula de los ácidos hidrácidos:

a) Ácido Telurhídrico: ___________

b) Ácido Clorhídrico: ____________

c) Ácido Fluorhídrico:____________

d) Ácido Bromhídrico: ___________

e) Ácido Sulfhídrico: _____________

f) Acido Selenhídrico: ____________

g) Ácido Yodhídrico: ______________


QUÍMICA INDUSTRIAL

VII. SOLUCIONES.

Son mezcla homogénea o uniformes, donde el que se disuelve se llama SOLUTO y el que disuelve se llama SOLVENTE se presentan en una fase, es decir no se distingue el soluto en el solvente y no existe reacción química.

SOLUTO. Es el componente que disuelve, por lo general se encuentra en menor proporción, la solución puede contener más de un soluto y da el nombre a la solución.

SOLVENTE. Es el que disuelve, por lo general se encuentra en mayor proporción, en toda solución existe un solo solvente y este determina el aspecto físico de la solución. El solvente más utilizado es el agua (solvente universal) ya que disuelve a casi todas las sustancias.

Ejemplo:

a) Identificar los componentes de las siguientes soluciones:

a. Solución acuosa de Ácido Sulfúrico.

b. Solución acuosa de soda caustica.

c. Solución acuosa de carbonato de sodio.

d. Solución de salmuera.

7.1. SOLVATACIÓN, HIDRATACIÓN.

Solvatación es el proceso mediante el cual un ión o una molécula se rodea por moléculas del disolvente, distribuidas de una forma específica. Cuando el disolvente es agua, este proceso se llama hidratación.

7.2. TIPOS DE SOLUCIONES.

POR LA CANTIDAD DE SOLUTO DISUELTO.

DILUIDAS: Contienen una pequeña cantidad de solutos y por ello son algo cristalinas. Ejemplo: Una solución acuosa al 1% de glucosa

10 g. Glucosa

H2O

990 ml. Agua

ϱ = densidad ϱ (H2O) = 1 gr/cm3 = 1 gr/ml 1 L = 990 ml <> 990 g H2O

% peso Glucosa = 101000

x 100


QUÍMICA INDUSTRIAL CONCENTRADA: Aquellas soluciones que presentan mucha cantidad relativa de soluto.

A las soluciones diluidas y concentradas se les denomina SOLUCIONES NO SATURADAS.

Ejemplo: Se disuelven 400 ml de H2SO4 y 600 ml de HNO3 en un litro de agua. Determinar el % V de H2SO4 y el % V HNO3 en la solución formada. Datos Volumen de solutos: 400 ml de H2SO4 y 600 ml de HNO3 Volumen del solvente, agua: 1000 ml. Solución: Volumen de la solución: 400 ml + 600 ml +1000 ml = 2000 ml.

% V de H2SO4 = 400 𝑚𝑙2000 𝑚𝑙

x 100 = 20 %

% V de HNO3 = 600 𝑚𝑙2000 𝑚𝑙

x 100 = 30%

SATURADA: Aquellas soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto disuelto, que puede disolverse a una temperatura determinada, es decir que no admite más soluto porque este comienza a precipitar.

15°C 25°C 50°C

KNO3 20g 55g 110g

NaCl 36g 36,6g 37g

Na2SO4 60g 53g 44g

SOBRESATURADA: Es cuando se disuelve más soluto que en la solución saturada debido a ciertos factores (calentamientos ligeros o agitaciones).

POR EL ESTADO FÍSICO.

Generalmente el estado físico de una solución es determinado por el solvente (disolvente). En las soluciones líquidas se toma como solvente universal el H2O debido a su alta polaridad.


QUÍMICA INDUSTRIAL SOLUCIONES GASEOSAS. Aquella donde el solvente es un gas.

Sólido en gas: Humo

Gas en gas: Aire seco (O2: 20%; N2: 80%)

SOLUCIONES LÍQUIDAS. Aquella donde el solvente es un líquido.

Sólido en líquido: NaCl en agua

Líquido en líquido: Agua oxigenada

SOLUCIONES SÓLIDAS. Aquella donde el solvente es un sólido.

Sólido en sólido: Acero (C + Fe)

Liquido en sólido: Amalgama de Plata.

DE ACUERDO A LA CONDUCTIVIDAD. ELECTROLÍTICAS. Se llaman también soluciones iónicas y presentan una apreciable conductividad eléctrica. Ej.: soluciones acuosas de ácidos y de bases. NO ELECTROLÍTICAS. Su conductividad es prácticamente nula, no forma iones y el soluto se disgrega hasta estado molecular. Ej.: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina, presentan el fenómeno de ÓSMOSIS.

7.3. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN.

UNIDADES FISICAS. PORCENTAJE EN PESO.

Indica el porcentaje de peso del soluto con respecto al peso total de la solución.

% m soluto = 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

x 100

m soluto : peso del soluto

m solución: peso de la solución

(Peso soluto + peso solvente)


QUÍMICA INDUSTRIAL UNIDADES FISICAS. PORCENTAJE EN VOLUMEN.

Indica el porcentaje del volumen del soluto con respecto al volumen total de la solución.

% V soluto = 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

x 100

V soluto: Volumen del soluto.

V solución: Volumen de la solución.

(Volumen soluto + Volumen solvente)

Ejemplo: Se tiene una solución al 20% en volumen de ácido clorhídrico. Es decir hay 20 ml de HCl en 100 ml de solución.

20 % <> 20 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

100 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 x 100

PARTES POR MILLÓN (ppm).

Se utiliza esta unidad de concentración para soluciones muy diluidas y se define como:

ppm(A) = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑛𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝐴)𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

x 106

Ejemplo:

Se tiene 1000 kg de solución donde se ha disuelto 1 g de CaCO3. Tenemos:

mtotal = 103 kg = 103. 103g = 106 g

msoluto = 1 g de CaCO3

ppm(CaCO3) = 1 𝑔106

x 106 = 1

Esto quiere decir que se tiene 1 g de soluto por cada millón de gramo de solución, entonces es 1 ppm.

UNIDADES QUIMICAS: MOLARIDAD.

MOLARIDAD (M) Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de solución.

M = 𝑛(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)

𝑉𝑇 ó M = 𝑁°𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠


QUÍMICA INDUSTRIAL

n (soluto) = 𝑤𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑀�𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

= N°mol de soluto

w soluto : Peso del soluto

𝑀� soluto : Peso Molecular del soluto.

VT = Volumen soluto + volumen solvente = Volumen de la solución en Litros

Ejemplo: Se debe preparar 5 L de una solución acuosa de carbonato de sodio 8M. ¿Cómo lo harías? 𝑀� (Na = 23, C = 12, O = 16)

DATOS:

Volumen de la solución (M): 5 L

Molaridad de la solución (VT) : 5 M

SOLUCIÓN:

1. Se debe tener presente que la solución (soluto + solvente) debe ocupar un volumen de 5 litros.

2. Se calcula la cantidad en gramos de Na2CO3 que se va a pesar.

Nº moles Na2CO3 = M. VT = 5 . 5 = 25 mol-g de Na2CO3

Na: 2 x 23 = 46 C: 1 x 12 = 12 O: 3 x 16 = 48

𝑀� (Na2CO3)=106 g. Na2CO3 = N° mol de Na2CO3* 𝑀� (Na2CO3) =40*106 =424 g

3. Se pesan los 424 g de Na2CO3, luego se agrega agua hasta enrazar los 5 litros de solución, tener en cuenta que no se agregan 5 litros de agua.

UNIDADES QUIMICAS: NORMALIDAD.

N = # 𝑒𝑞−𝑔 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)

𝑉𝑇 =

𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑀��Ɵ 𝑉𝑇

= 𝑛(𝑠)

𝑉𝑇 Ɵ = M. Ɵ

# 𝑒𝑞 − 𝑔 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜) = Número de equivalentes gramo de Soluto

VT = Volumen de la solución en litros

msoluto = Masa o peso del soluto

𝑀� = Peso molecular del soluto

Ɵ = Parámetro numérico que depende del tipo de compuesto


QUÍMICA INDUSTRIAL 𝑀�

Ɵ = Peso equivalente

n(s) = Número de mol-g de soluto.

M = Molaridad

Compuesto Valor de Ɵ (por unidad fórmula)

Ácido Ɵ = Número de H+ ionizable

Hidróxido Ɵ = Número de OH- ionizable

Óxido y sal Ɵ = Carga total del catión o anión

Compuesto Ejemplo Ɵ Peso equivalente

Ácido

HCl N° de H+ = 1 36.51

= 36.5

H2SO4 N° de H+ = 2 982

= 49

HCOOH N° de H+ = 1 461

= 46

CH3COOH N° de H+ = 1 601

= 60

Base ó Hidróxido

Ca(OH)2 N° de OH- = 2 742

= 37

Al(OH)3 N° de OH- = 3 783

= 28

Sal Na+1 Cl-1 Ɵ = 1 58

1 = 58

Al2 (SO4)3 Ɵ = 2(+3) = 6 3426

= 57

El peso equivalente de compuestos iónicos se puede hallar también sumando el peso equivalente del catión y del anión, así:

Ca +2 (OH)2 -1 → Peq.= Peq. (Ca+2) + Peq. (OH-1)

= 402

+ 171

= 20 + 17 = 37

Al2 +3 (SO4)3 -2 → Peq.= Peq. (Al +3) + Peq. (SO4) -2

= 273

+ 962

= 9 + 48 = 57

FRACCIÓN MOLAR Fm.

Fm soluto = nsolutonT

n soluto + n solvente = n Total

Fm solvente = nsolvente

nT

Fm soluto + Fm solvente = 1




1. Preparar una solución diluida y una solución concentrada de salmuera observar características físicas. (Utilizar balanza).

2. Preparar una solución diluida y una solución concentrada de café observar características físicas. (Utilizar balanza).

3. preparar una solución diluida y una solución concentrada de un refresco y observar características físicas. (Utilizar balanza).

4. Identificar los componentes de las siguientes soluciones:

a. Solución acuosa de Ácido Sulfúrico.

b. Solución acuosa de soda cáustica.

c. Solución acuosa de carbonato de sodio.

5. ¿Cuándo una solución se llama diluida?

6. ¿Cuándo una solución se llama concentrada?

7. ¿Cuándo una solución se llama saturada?

8. ¿Cuándo una solución se llama sobresaturada?

9. ¿Qué entiendes por molaridad?

10. ¿Cuáles son las unidades de medida de la molaridad?

11. ¿Qué entiendes por mol? Ó ¿Qué es un mol?

12. Si tienes que preparar una solución al 30 % en peso de ácido sulfúrico, ¿Qué necesitas y cómo lo harías? Tener en cuenta que la reacción es altamente exotérmica por lo que cuando se tiene un ácido concentrado, NO SE LE DEBE AGREGAR AGUA A UN ACIDO CONCENTRADO, siempre debe agregarse EL ACIDO AL AGUA.

13. Encuentra el peso equivalente de las sustancias que se indican:

a. CaSO4

b. H2SO4

c. Zn(OH)2

d. Fe2S3

14. ¿Qué molaridad tienen las siguientes soluciones, que contienen 50 g de soluto por litro de solución?

a. Ácido Sulfúrico.


QUÍMICA INDUSTRIAL

b. Ácido Clorhídrico.

c. Hidróxido de Sodio.

d. Hidróxido de Calcio.

15. ¿Qué normalidad tienen las siguientes soluciones, que contienen 120 g de soluto por litro de solución?

a. Ácido Ortofosfórico.

b. Hidróxido de aluminio.

16. ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 hay en 300 ml de solución 1,5 M?

17. Halle la molaridad y la normalidad de una solución que contiene 10 g de Ca (OH)2 en 250 ml de solución.

18. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene 100 ml de solución 36 N del mencionado ácido?

19. ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio hay que disolver para obtener 200 cm3 de KOH 0,8 M?

20. Se agregan 200 ml de agua a 300 ml de una solución 1,8 M de Mg (OH)2 ¿Cuál es la normalidad de la solución resultante?

21. Se va a llenar una botella de 12 litros con H2SO4 6M ¿Cuántos litros de H2SO4 18 M se debe usar para diluirse con agua?

22. Se tiene 12 L de una solución al 15% en volumen de HCl. ¿Cuántos litros de agua debemos agregar para obtener otra solución al 4% en volumen de HCl? Rpta. 33L

23. Se tiene 5000 ml de una solución 0,8 molar de NaOH. ¿Cuántos litros de agua debemos agregar para obtener otra solución al 0,02 molar de NaOH? Rpta. 195 L

24. Se tiene una solución acuosa cuya densidad es 1,2 g/cm3 con una concentración al 20% en masa de NaOH. Hallar M, N y la fracción molar del soluto. Rpta. 6 M, 6 N, fm(NaOH) = 0,1

25. Se añade 12 L de HCl 8M a 8L de HCl 2,5M. Hallar la normalidad resultante de la mezcla. Rpta. 5,8 N

26. ¿Cuántos gramos del HNO3 se necesitan para formar una solución de 1800 ml con una concentración 2,5 molar? Rpta. 283,5 g

27. Hallar el volumen de una solución 4N de NaOH que contiene 0,8 mol-g de dicha base. Rpta. 200 ml.


QUÍMICA INDUSTRIAL 28. Se disuelve 420 g de hidróxido de potasio en suficiente cantidad de agua

para formar 2 L de solución. Hallar la molaridad de la solución (MA → K=39) Rpta. 3,75 M

29. Calcular la normalidad de una solución que tiene 120 g de AlCl3 3N para luego añadir agua hasta llenar la botella. Calcular la concentración molar del ácido nítrico en la botella. Rpta. 1,2 M

30. Hallar la M de una solución donde el porcentaje en masa de NaOH es de 15% además la densidad de la solución es 1,9 g/ml. Rpta. 7,125 M

31. ¿Cuántos litros de agua debemos extraer de una solución 6M de CaCl2 con un volumen de 80 L para obtener otra solución 8,5 M de CaCl2? Rpta. 23,52 L

32. Se tiene 8 litros de Ca(OH)2 al 0,4N. Calcular la cantidad de agua que será necesario agregarle para convertirla en 0,01M. Rpta. 152 L

33. Se debe preparar 5 L de una solución de carbonato de sodio 8M. ¿Cómo lo harías?

34. Disuelve 500 gr de soda caustica en 400ml de agua. ¿Cuánto es la molaridad de la solución formada?

35. Si preparaste una solución con 470 gr de carbonato de sodio con 1030 gr de agua. Cuánto es el porcentaje en peso de la solución formada?

36. Si preparaste una solución de salmuera con 250 gr de soluto y con 2750 gr de solvente. Cuánto es el porcentaje en peso de la solución formada?

37. Si preparaste una solución al 30 % en peso de ácido sulfúrico, y tu botella tiene un W bruto = 1.250 kg, la botella pesa = 0.150 g. ¿Cuántos gramos utilizaste de ácido sulfúrico y agua para preparar la solución?

38. El ayudante de una industria requiere preparar 100 ml de una solución 6M. Su receta se dañó porque le calló agua y no puede leer lo escrito, por lo que le solicita a su jefe inmediato ADMINISTRADOR INDUSTRIAL que le calcule la cantidad de soda que debe pesar (1). Después que pesa la cantidad de soda, se da cuenta que se equivocó y que no debería preparar la solución 6M, sino que ahora con esa cantidad de soda debe preparar una solución al 6% en peso, entonces le dice al ADMINISTRADOR INDUSTRIAL “Ahora jefe que debo hacer? (2)

39. Si preparaste una solución al 40 % en peso de soda caustica, y tu botella tiene un W bruto = 2.200 kg, la botella pesa = 0.200 g. ¿Cuántos gramos utilizaste de soda caustica y agua para preparar la solución?


QUÍMICA INDUSTRIAL 40. COMPLETAR: El ayudante de producción debe medir el pH de las solución

de ciertas máquinas con papel de tornasol, saca la muestra de la máquina 1 y sumerge el papel de tornasol ve que el papel tiene color ROJO y apunta en su reporte solución ________________. Muestrea la segunda máquina y sumerge el papel de tornasol ve que el papel tiene color AZUL y apunta en su reporte solución ________________. Se dirige a la tercera máquina y se da cuenta que se le termina el papel de tornasol por lo que decide medir el pH con un indicador digital y apunta en su informe pH = 13 solución ________________. Se dirige a la cuarta máquina y mide el pH con el indicador digital y apunta en su informe pH = 3 solución ________________.

41. Cuando una solución es llamada solución neutra.

42. Cuando una solución es llamada solución ácida.

43. Cuando una solución es llamada solución alcalina.


QUÍMICA INDUSTRIAL

VIII. QUÍMICA ORGÁNICA.

La química orgánica estudia los compuestos del carbono. Los químicos utilizaron el térmico “orgánica” para describir sustancias que se obtenían de fuentes vivas como plantas y animales. Creían que la naturaleza poseía cierta fuerza vital y que solo los seres vivos podían producir compuestos orgánicos.

En 1828 FRIEDRICH WÖLER preparó un compuesto orgánico a partir de 2 sustancias inorgánicas:

Pb(OCH)2 + 2 NH3 + H2O → 2 (NH2)2 CO + Pb(OH)2

CIANATO DE PLOMO AMONÍACO ÚREA

Actualmente hay más de 20 millones de compuestos orgánicos naturales que derivan del petróleo y compuestos sintéticos o artificiales que han sido fabricados por el hombre como los plásticos. Este número es mucho mayor que los 100 000 ó más compuestos inorgánicos que se conocen. La química orgánica es la química de los colorantes y las drogas, del papel y las tintas, de las pinturas y los plásticos, de la gasolina y los neumáticos; es la química de nuestros alimentos y de nuestro vestuario.

8.1. QUÍMICA DEL CARBONO. ESTRUCTURA MOLECULAR. PROPIEDADES.

Todos los compuestos que presentan carbono son compuestos orgánicos con algunas excepciones como el CO, CO2, NaHCO3, HCO3, etc.

Son tres los elementos (oxígeno, carbono e hidrogeno) que constituyen más del 90% de la masa del cuerpo humano.

PROPIEDADES DEL CARBONO:

PROPIEDADES FÍSICAS.

En la naturaleza el carbono existe bajo diferentes formas, como elemento libre o en estado combinado.

Como elemento libre. El carbono cristalino se encuentra en dos formas alotrópicas (grafito y diamante). (ALOTROPÍA es la propiedad de un elemento químico de presentarse en dos o más formas físicas distintas).


QUÍMICA INDUSTRIAL El carbono amorfo es el que no tiene estructura cristalina definida, aquí se encuentran los combustibles que utiliza la industria y economía doméstica. El carbono amorfo puede ser natural y artificial.

En estado de combinación. Se le encuentra en todos los seres vivos (animal y vegetal: glúcidos, lípidos, proteínas), en el petróleo, en el gas natural, en el anhídrido carbónico, en los carbonatos que forma la corteza terrestre.

PROPIEDADES QUÍMICAS.

TETRAVALENCIA. Gracias a los cuatro electrones de valencia el carbono puede unirse con otros carbonos y formar largas cadenas.

Configuración normal del carbono: 1s22s22p2

Tetravalencia: 1s22s12px12py

12pz1

En esta nueva configuración, el átomo de carbono posee cuatro electrones desapareados que pueden formar enlaces con otros átomos.

COVALENCIA.

• Tiene 4 electrones de valencia, por lo mismo puede formar 4 enlaces covalentes.

• Puede formar enlaces sencillos, C-C; enlaces dobles, C=C; y enlaces triples

C≡C. H H H H I I \ /

H − C – C – H C = C H − C Ξ C − H I I / \ H H H H

E. SIMPLE E. DOBLE E. TRIPLE

HxIo

H x I o C o I x HoIxH

xx O xx

xxI Ioo xx

H x − o C o − x O x− o Hxx


QUÍMICA INDUSTRIAL AUTOSATURACIÓN:

Es la capacidad que posee el átomo de carbono de enlazarse consigo mismo formando cadenas carbonadas cortas, medianas, largas como en el caso de los polímeros. Esta propiedad explica por qué los compuestos orgánicos son los más abundantes, respecto a los inorgánicos.

• Las cadenas de átomos de carbono pueden ser ramificadas o no ramificadas.

• Pueden unirse entre sí y a otros átomos distintos para producir una variedad de formas moleculares tridimensionales.

• Cadena Lineal CH3 – CH2 – CH2 - CH3

• Cadena Ramificada CH3 - CH - CH3 | CH - CH3 |

CH3 – CH – CH2 - CH3

• Cadena Cíclica CH2 – CH2 – CH2 | | CH2 CH2 | | CH2 – CH2 – CH2

• Pueden formar isómeros (compuestos que tienen la misma fórmula molecular con distintos arreglos estructurales).

TIPOS DE CARBONO en una cadena carbonada:

CARBONO PRIMARIO: Aquel que está unido a un carbono por enlace simple y si es hidrocarburo estaría unido a 3 átomos de hidrógeno.

H HI I

H − C − C − O − HI IH H

Alcohol etílico

H HI I

H − C − O − C − HI IH HEter metílico


QUÍMICA INDUSTRIAL

CARBONO SECUNDARIO: Aquel que está unido a dos carbonos por enlace simple y si es hidrocarburo estaría unido a 2 átomos de hidrógeno.

CARBONO TERCEARIO: Aquel que está unido a tres carbonos por enlace simple y para el caso de un hidrocarburo estaría unido a un solo átomo de hidrógeno.

CH3 - CH - CH3 | CH - CH3 |

CH3 – CH – CH2 - CH3

CARBONO CUATERNARIO: Aquel que está unido a cuatro carbonos por enlace simple y para el caso de un hidrocarburo no se une a ningún átomo de hidrogeno.

Nomenclatura de compuestos orgánicos:

PREFIJO Nº átomos C PREFIJO Nº átomos C

Met- 1 Non- 9

Et- 2 Dec- 10

Prop- 3 Undec- 11

But- 4 Dodec- 12

Pent- 5 Tridec- 13

Hex- 6 Tetradec- 14

Hept- 7 Eicos- 20

Oct- 8 Triacont- 30


QUÍMICA INDUSTRIAL 8.2. PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS.

• La mayoría de los compuestos orgánicos son covalentes, es decir sus átomos sólo forman enlace covalente. Pero también existen compuestos iónicos por ejemplo los jabones.

• La mayoría son apolares, se disuelven en solventes como tetracloruro de Carbono (CCl4), Benceno (C6H6), éter (C2H5OC2H5), tolueno, etc.; pero no se disuelven en agua que es una sustancia polar.

• La mayoría se descompone con relativa facilidad. Al calentarlos, en algunos casos se carbonizan, es decir, no soportan altas temperaturas (generalmente superiores a 400°C)

• La mayoría son aislantes térmicos y eléctricos (no conducen la electricidad ni al calor).

• Es frecuente que presenten isomería.

• La mayoría de los compuestos orgánicos son utilizados como combustibles, debido a que poseen carbono e hidrógeno.

• Los compuestos orgánicos están formados en la gran mayoría por: C, H, O, N. Sin embargo pueden existir elementos secundarios como el azufre, fosforo, Halógenos, metales (Ca, Fe, Mg, etc.).

ALCANOS, ALQUENOS Y ALQUINOS

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS.

ALCANOS. Son hidrocarburos donde los átomos de carbono, sólo se unen entre sí por medio de enlaces covalentes sencillos.

FÓRMULA GENERAL: CnH2n+2


QUÍMICA INDUSTRIAL

FORMULAS MOLECULARES DE ALCANOS

NOMBRE FÓRMULA MOLEC. FÓRMULA SEMIDES. Pto. Fusión

Tf ºC Pto. Ebull.

TbºC Estado

20ºC METANO CH4 CH4 -182,5 -161,6 Gas

ETANO C2H6 CH3 − CH3 -183,5 -88,6 Gas

PROPANO C3H8 CH3 − CH2 − CH3 -189,7 -42,1 Gas

BUTANO C4H10 CH3 −(CH2)2− CH3 -138,3 -0,5 Gas

PENTANO C5H12 CH3 −(CH2)3− CH3 -129,8 36,1 Liquido

HEXANO C6H14 CH3 −(CH2)4− CH3 -95,3 68,7 Liquido

HEPTANO C7H16 CH3 −(CH2)5− CH3 -90,6 98,4 Liquido

OCTANO C8H18 CH3 −(CH2)6− CH3 -56,8 125,7 Liquido

NONANO C9H20 CH3 −(CH2)7− CH3 -53,5 150,8 Gel

DECANO C10H22 CH3 −(CH2)8− CH3 -29,7 174,0 Gel

PROPIEDADES FÍSICAS ALCANOS.

1. Los alcanos son insolubles en H2O debido a su baja polaridad. Los alcanos líquidos son miscibles entre si y generalmente se disuelven en disolventes no polares.

2. El punto de ebullición de los alcanos aumenta con la cantidad de carbonos, pero en alcanos isómeros disminuye con las ramificaciones.

3. A temperatura ambiente (25°C) y una atmósfera de presión, los 4 primeros alcanos son gases, los que siguen hasta el carbono 17 son líquidos y los restantes sólidos. La fuente principal de los alcanos es el petróleo en conjunto con el gas natural. El gas natural está constituido esencialmente por metano y cantidades progresivamente menores de etano, propano y butano. El propano butano se separa de los componentes más volátiles por licuación, se comprime en cilindros y se vende como gas licuado (GLP).


REACCIÓN DE HALOGENACIÓN: Reacción de uno o más átomos de hidrógeno por halógenos.

• CH4 + Cl2 → ClH + CH3Cl

• CH3Cl + Cl2 → ClH + CH2Cl2

• CH2Cl2 + Cl2 → ClH + CHCl3 (TRICLORO METANO, CLOROFORMO)


QUÍMICA INDUSTRIAL • CHCl3 + Cl2 → ClH + CCl4 (CLORURO DE CARBONO (IV)

(TETRACLORURO DE CARBONO)

CLOROFORMO: Anestésico, usado para dormir; es comúnmente usado como solvente, es moderadamente tóxico.

TETRACLOROMETANO: Es un compuesto útil como disolvente orgánico.

En la industria el flúor se utiliza para producir politetrafluoretileno, un polímero mejor conocido como teflón: ─ (CF2 ─ CF2)n ─

REACCIÓN DE COMBUSTIÓN: Reacción altamente exotérmica.

CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O 2 C2H6 + O2 → 4 CO2 + 6 H2O 2 C3H8 + O2 → 8 CO2 + 10 H2O

La combustión es completa cuando hay exceso de O2.

La combustión es incompleta cuando hay deficiencia de O2.

CH4 + ½ O2 → CO + 2 H2O CH4 + O2 → C (hollín) + 2 H2O NOMENCLATURA IUPAC Unión Internacional de Química Pura y aplicada

Regla 1. Se elige como cadena principal la de mayor longitud. Si dos cadenas tienen la misma longitud se toma como principal la más ramificada

Regla 2. Se enumera la cadena principal, empezando por el lado más cercano a las ramificaciones y en todo caso buscando la numeración más baja de las ramificaciones.

Regla 3. Se nombra 1° las ramificaciones en orden creciente de tamaño (puede ser alfabéticamente) e indicando el # del carbono al cual va unido.

Regla 4. Si una ramificación se repite 2 o más veces se anteponen los prefijos: di, tri, tetra, etc.

Regla 5. Se nombra finalmente la cadena principal de acuerdo a la cantidad de carbonos que poseen.

ALQUENOS. Llamados olefinas, son hidrocarburos insaturados, caracterizados por que en su cadena existe al menos dos átomos de carbono unidos por un enlace doble.


QUÍMICA INDUSTRIAL

FORMULA GENERAL: CnH2n

NOMENCLATURA: Radical según el número de Carbonos + terminación ENO

CH2 = CH2 IUPAC: Eteno, N.COMÚN: Etileno

El Etileno se utiliza para madurar frutas (Principalmente Bananas).

El etileno es una sustancia muy importante porque se utiliza en grandes cantidades en la manufactura de polímeros orgánicos como plásticos, resinas, fibras y elastómeros.

El propileno o propeno (CH2 = CH – CH3) es un producto de partida en la síntesis del polipropileno.

Policloruro de vinilo:

PROPIEDADES Y REACCIONES DE LOS ALQUENOS.

La mayoría de sus propiedades físicas son semejantes a la de los alcanos.

Sus propiedades químicas son más reactivas que los alcanos debido al enlace 𝜋.

ALQUINOS. Hidrocarburos de mayor grado de insaturación que los alquenos y se caracterizan porque en su molécula existe por lo menos un enlace triple covalente carbono-carbono.

FORMULA GENERAL: CnH2n-2 𝜋

𝜋

𝜎

𝜋


http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/8/8d/Ethene-2D-flat.png

http://www.google.com.pe/url?sa=i&source=images&cd=&cad=rja&docid=D7ii9wA_DtOioM&tbnid=3KfKxuio4d8eFM:&ved=0CAgQjRwwAA&url=http://www.textoscientificos.com/polimeros/pvc&ei=ZhSiUcKdI_a24AOIo4GoCg&psig=AFQjCNF9HVxXFoOG958qigOh3UYRuI_sVw&ust=1369662950609386

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/28/Ethyne-2D-flat.png

QUÍMICA INDUSTRIAL Sus propiedades físicas son similares a la de los alcanos y alquenos. En cuanto a sus propiedades químicas son más reactivos que los alquenos. NOMENCLATURA: Radical según el número de Carbonos + terminación INO El Acetileno (Etino) se utiliza en soldadura y corte

PRINCIPALES COMPUESTOS Y DERIVADOS

El acetileno es conocido como gas utilizado en equipos de soldaduras debido a las elevadas temperaturas (hasta 3000°C) que alcanzan las mezclas de acetileno y oxígenos en su combustión:

CaC2(S) + 2H2O → Ca(OH)2(S) + C2H2(G)

ESTRUCTURA IUPAC COMUN

CH ≡ CH Etino (C2H2) acetileno CH ≡ C – CH3 Propino (C3H4) metil – acetileno CH ≡ C – CH2– CH3 1 - butino (C4H6) etil – acetileno CH3 – C ≡ C – CH3 2 - butino (C4H6) dimetil – acetileno

RADICALES LIBRES.

RADICALES DE LOS ALCANOS: ALQUILOS. RAMIFICACIONES DE CADENAS. Si un alcano pierde un átomo de hidrógeno de un carbono terminal se origina un radical alquilo, cuyo nombre se obtienen sustituyendo la terminación - ano por – il.

ALCANO RADICAL RADICAL NOMBRE

CH4 CH3 − CH3 − Metil

C2H6 C2H5 − CH3 – CH2 − Etil

C3H8 C3H7 − CH3 − CH2 – CH2 − Propil

C4H10 C4H9 − CH3 −(CH2)2− CH2 − Butil

C3H8 C3H7 − CH3 – CH –

I CH3

isopropil




1. Identifique el Nº de carbonos primarios, secundarios y terciarios en: 2,2_DIMETIL_3_ISOPROPIL_HEXANO.

2. Indique que compuesto no es orgánico:

a. CH4

b. C5H12

c. C12H22O11

d. CO2

e. NH2CONH2

3. Hallar E en: E= P ─ S ─ T + C

Donde P, S, T y C nos indican el número de átomos de carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios, respectivamente en el compuesto:

CH3 ─ C (CH3)2 ─ (CH2)3 ─ C (CH3)3

4. Indique el número de enlaces sigma y pi que existen en el compuesto:

CH3 ─ C (CH2)3 ─ C ≡ CH

5. Hallar E si E = A ─ B + C ─ D

Siendo: A = # enlaces sigma

B = # enlace pi

C = # átomos de carbono primario

D = # átomos de carbono terciario

En: CH (CH3)2 ─ C (C2H5)2 ─ C (CH3)3

6. Escriba la formula semidesarrollada de los siguientes alcanos.

a) 4-isopropiloctano.

b) 5-butildecano.

7. Escriba la formula semidesarrollada y la formula global de los siguientes hidrocarburos:

a. 3 – METIL_ PENTANO.

b. 2,3 - DIMETIL- HEXANO

c. OCTADECANO

d. 5-PROPIL-DECANO


QUÍMICA INDUSTRIAL

e. 2 – METIL EICOSANO

f. 3-ETIL-3-METIL-HEPTANO

g. 2-METIL-PENTANO

h. 3,4 - DIETIL-2,3-DIMETIL- 6 – PENTIL - DODECANO.

i. 3,4,5 _ TRIBROMO OCTANO

j. 4_ ISOPROPIL_ NONANO

k. 5_ETIL _5_ISOPROPIL_ DECANO

l. 4_ETIL_ 2,4_DIMETIL_ OCTANO

m. 5_BUTIL_3,4_DIETIL_3_YODO_DECANO

n. 6_METIL_1,3,5_HEPTATRIENO

o. 4,5_DIMETIL_1,3_HEPTADIENO

p. 5- METIL-2-HEPTENO

q. 4,6 - DIETIL-4,7_DIMETIL-PENTENO

r. 1,3 – PENTADIINO

s. 3_METIL_BUTINO

t. 4_ETIL_6_METIL_1,7_OCTADIINO

u. 5,5,7_TRIETIL_2,7_DECADIENO

v. 5-ETIL-2,4,5-TRIMETIL-1,3,6 OCTATRIENO

8. Dar nombre a las siguientes estructuras

a) CH2 – CH3 |

CH3 – C = CH – CH3

b) CH3 – C = CH2 | CH2 CH3 | |

CH3 – CH = CH – (CH2)3 – C H – C H – CH3

c) CH2 - CH3 |

CH3 - CH - CH2 - CH3

d) CH3 - CH - CH3 | CH2 CH3 | |

CH3 – (CH2)5 – CH – CH - CH3


QUÍMICA INDUSTRIAL

m) CH3 - CH2 - CH - CH2 - CH3 | |

CH3 CH2 |

CH3

n) CH2 - CH2 - CH2 - CH3 |

CH3 - CH2 - C - CH2 - CH3 |

Br

o) CH3 CH3 | |

CH3 – CH2 - C - CH2 - CH – CH2 | |

CH3 - CH2 - CH2 CH3

p) CH3 – CH2 - CH - CH2 - CH2 – CH - Cl | |

CH2 - Cl CH3

q) CH3 CH3 | |

CH3 – C - CH2 – CH - C – CH3 | | |

CH3 CH3 CH3

r) CH3 – CH – CH3 |

CH3 – CH - CH2 – CH - CH – CH3 | |

CH3 CH3

s) (CH3)2 – CH – CH2 – CH2 – CH – (CH2 – CH3)2

t)

CH2II

CH3 CH3 CH3 CH3 CH│ │ │ │ │C = CH − C = C − C = C − C = C − C = C − CH│ │ │ │ │ │ │

CH CH3 − CH CH3 CH3 CH3 CH3 CH2II │ │

CH2 CH3 CH3


QUÍMICA INDUSTRIAL

u)

v)

C ≡ C − CH2

│ │CH3 C

IIICH3 C

│ │CH2 − C − CH − C − CH2 − CH3

│ │ │CH3 CH2 CH3 CH2 − C ≡ CH

│ │C CIII IIIC − C ≡ C − C

CH2 − CH2 − CH2│ │

CH3 CH2 CH3│ │

CH − CH − C − CH2 − CH3│ │ │

CH3 CH2 CH3│

CH2│

CH2 − CH2 − CH2 − CH3


QUÍMICA INDUSTRIAL

IX. ALCOHOLES Y ALDEHÍDOS.

9.1. ALCOHOLES: R – OH.

Compuestos oxigenados que poseen el grupo funcional HIDROXILO u OXIDRILO (OH).

Tipos de alcoholes: de acuerdo al tipo de carbono:

R’ I R – CH2 – OH R – CH – R’ R – CH – R” I I OH OH

ALCOHOL PRIMARIO ALCOHOL SECUNDARIO ALCOHOL TERCEARIO

CH3 I CH3 – CH2 – OH CH3 – CH – C2H5 C3H7 – C – C2H5 I I OH OH

NOMENCLATURA.

NOMENCLATURA IUPAC:

1. Se elige la cadena continua más larga que contenga al grupo funcional (OH-).

2. Se enumera la cadena elegida empezando por aquel extremo donde se encuentra más cerca el grupo funcional (OH-); se busca que el número que indique la posición sea el más bajo posible.

3. Según el número de carbonos que contenga la cadena elegida, se utilizara la terminación “OL” a cambio de “O”.

4. Si existe más de un grupo funcional oxidrilo utilizaremos las terminaciones DIOL, TRIOL, etc., respectivamente para 2, 3, etc., grupos OH-.


• Son incoloros y de olor agradable. Los 3 primeros alcoholes primarios son solubles en agua y los alcoholes superiores son menos solubles.

• El punto de ebullición de los alcoholes son mucho más altos que los hidrocarburos de la misma masa molecular.


QUÍMICA INDUSTRIAL

• El punto de ebullición de los alcoholes aumenta con el número creciente de carbonos en su cadena continua, pero disminuye cuando existe mayor ramificación.


El comportamiento químico lo define el grupo funcional oxidrilo (OH)-

La ruptura del enlace C – OH con remoción del grupo oxidrilo (OH)-

• Reacción de un alcohol con halogenuros de hidrógeno para obtener halogenuros de alquilos.

Br I

CH3 – CHOH – CH3 + HBr → CH3 – CH – CH3 + H2O

2 Bromo Propano

• Por deshidratación de un alcohol obtenemos un alqueno, en el proceso se elimina una molécula de agua.

- H2O CH3 – CH2OH → CH2 = CH2

• Reacción donde se oxida un alcohol, permite obtener aldehídos, cetonas o ácidos, de acuerdo a los reactivos usados.

CH3-CH2OH CH3-CHO CH3-COOH

ETANOL ACETALDEHIDO AC.ACETICO

• Reacción de combustión

C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

PRINCIPALES COMPUESTOS Y DERIVADOS.

METANOL (CH3OH): Es el alcohol más sencillo, denominado alcohol de madera. Es un líquido incoloro, de olor agradable y muy venenoso ya que causa ceguera, vómitos y la muerte. Antiguamente se obtenía por destilación seca de la madera; en la actualidad se sintetiza en forma industrial por la

Cr2O72 Cr2O7

2

H+ H+

KMnO4

Oxidación fuerte


QUÍMICA INDUSTRIAL reacción de monóxido de carbono e hidrógeno molecular a altas temperaturas y presiones.

CO (g) + 2H2 CH3OH(l)

ALCOHOL ETÍLICO O ETANOL (C2H5OH): Es un líquido incoloro de olor característico y sabor ardiente. Se usa como solvente para lacas, barnices, perfumes y condimentos. Se obtiene Industrialmente por la hidratación de alquenos, obtenidos del cracking del petróleo, y la fermentación de hidratos de carbono.

FERMENTACIÓN: De los azúcares de las melazas (caña de azúcar) o del almidón (granos), donde en ausencia de oxígeno, las enzimas presentes en los cultivos bacterianos o en la levadura catalizan la reacción.

C6H12O6 (ac) 2 CH3-CH2OH (ac) + 2CO2 (ac)

Por HIDRATACIÓN del etileno procedente de los gases de Craking.

H2SO4

CH2 = CH2 + H2O → CH3 – CH2OH

GLICERINA (CH2OH – CHOH – CH2OH): Se denomina también propanotriol y glycerol. Es un líquido viscoso, incoloro, inodoro y de sabor dulce (no puede existir más de un grupo OH en un solo carbono). Se usa en la elaboración de cosméticos (jabones de tocador), fabricación de explosivos (nitroglicerina), anticongelante en radiadores de automóviles, en la elaboración de medicamentos (jarabes, como antiséptico), etc.

GLICOLES: Son aquellos alcoholes que poseen dos grupos oxhidrilos, estos tienen nombres comunes y nombres IUPAC. Por ejemplo:

FÓRMULA NOMBRE COMÚN NOMBRE IUPAC

CH2OH – CH2OH Etilen - glicol 1,2 - etanodiol

CH2OH – CHOH – CH3 Propilen – glicol 1,2 - propanodiol

CH2OH – CH2 – CH2OH Trimetilen - glicol 1,3 - propanodiol

Enzimas

Fe2O3

Catalizador


QUÍMICA INDUSTRIAL

O ⃦

ALDEHÍDOS: R – C – H

Son compuestos orgánicos que tienen en su estructura al grupo funcional CARBONILO (C=O) que está unido directamente a un átomo de hidrógeno en los extremos de la cadena.

OBTENCIÓN DE LOS ALDEHIDOS: Entre las principales reacciones que permiten obtener los aldehídos tenemos:

OXIDACIÓN DE ALCOHOLES PRIMARIOS.

H K2Cr2O7 |

R – CH2OH → R – C = O

ALDEHIDO

NOMENCLATURA.

NOMENCLATURA IUPAC:

1. Se elige la cadena continua más larga que contenga al grupo funcional (CHO). se denomina dicha cadena cambiando la terminación “O” por “AL”.

2. Para indicar la posición de los sustituyentes se enumera la cadena elegida empezando por aquel extremo donde se encuentra el grupo –CHO.

Ejemplo:

CH3− CH − CH2 – CHO |

CH3

3 – Metil Butanal

Propiedades físicas:

• El metanal primero en la serie es un gas, los que siguen hasta el carbono 12 son líquidos; los restantes son sólidos.

• Poseen punto de ebullición inferior a los alcoholes.

• Son solubles en alcohol y otros disolventes orgánicos.

Propiedades químicas:

O ⃦

Lo da el carácter no saturado “grupo carbonilo” R – C – H


QUÍMICA INDUSTRIAL Tendencia a dar reacciones de adición para transformar el doble enlace a enlace simple.

• Hidrogenación: dan alcoholes primarios

CH3 – CHO + H2 → CH3 – CH2OH

• Oxidación: se oxidan para dar ácidos carboxílicos de igual número de carbonos

K2Cr2O7 CH3 – CHO → CH3 – COOH

RECONOCIMIENTO DE ALDEHIDOS. ENSAYO DE TOLLENS: Consiste en adicionar una solución de nitrato de plata amoniacal produciéndose el espejo de plata. La plata se deposita en las paredes del tubo en forma de espejo.

R – CHO + Ag+ → Ag + R – COOH

Espejo de Plata

ENSAYO DE FEHLING: Consiste en adicionar una solución de Tartrato Cúprico

al aldehído observándose un sólido de color rojo ladrillo de sub óxido de Cobre

(Cu2O)

R – CHO + Cu-2 → Cu2O(s) + R – COOH

Rojo ladrillo

Principales compuestos y derivados.

METANAL (H – CHO): Denominado también FORMALDEHIDO, es un gas de olor picante característico. La solución acuosa del metanal, con una concentración del 35 a 40% se le conoce como FORMOL O FORMALINA.

Se utiliza en la producción de diversos productos, desde medicamentos hasta la melanina, la baquelita, etc.



1. Escriba la estructura semidesarrollada de los siguientes alcoholes.

a. 2-propanol.

b. 2-metil-2-butanol


QUÍMICA INDUSTRIAL

2. Indique el nombre de los siguientes alcoholes.

CH2 - CH3 | a) CH2OH- CH - CH2 - CH3

CHOH - CH3 | CH - OH |

b) CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH - CH2 - CH2 - CH3

3. De los siguientes compuestos, ¿cuál es más soluble en agua?

a. Isopropanol b. Isobutanol

4. Escriba la estructura semidesarrollada y su fórmula global de los siguientes compuestos.

a. 2-metil butanal b. 3-etil octanodial c. 2,3 – pentanodiol

5. Ordena los siguientes compuestos de acuerdo a su temperatura de ebullición

_____>______>_____ >______>_____

a) Propanal, b) Metanal, c) Pentanal d) Butanal e) Heptanal

6. Escriba el nombre de los aldehídos.

a. CH2 – CH2 – CHO | CH3 – CH – CH2 – CH3

b. CH3 - CH2 - CHO

c.

CH3│

CHO CH2 CH3 CH3 CHO│ │ │ │ │

CH − CH2 − C − CH − C − CH − CH − CH − CH − CH − CH3│ │ │ │ │ │ │

CH2 CH2 CH3 CH2 CH3 CH3 CH3│ │ │

CH3 CH3 CH3


QUÍMICA INDUSTRIAL

X. CETONAS Y ACIDOS CARBOXÍLICOS.

O ⃦

10.1. CETONAS: R – C – R’

El átomo de carbono del grupo carbonilo está unido a dos grupos hidrocarbonados. Derivan teóricamente de la sustitución en un carbono secundario de 2 átomos de H por 1 átomo de “O”.

OBTENCIÓN DE LOS CETONAS: Entre las principales reacciones que permiten obtener las cetonas tenemos:

OXIDACION DE UN ALCOHOL SECUNDARIO:

CrO3 R – CHOH – R´ → R – CO – R´

CETONA

Propiedades físicas.

Las cetonas inferiores hasta el carbono 10, son liquidas, las siguientes son sólidas, poseen olor aromático y son solubles en agua (debido a la polaridad que tiene el grupo carbonilo).

Su punto de ebullición es algo superior a los de los aldehídos correspondientes pero inferior al de los alcoholes.

La diferencia estructural entre aldehídos y cetonas, se debe a las siguientes propiedades:

• Los aldehídos se oxidan más fácilmente que las cetonas.

• En general para las adiciones, los aldehídos son más reactivos que las cetonas.

Propiedades químicas.

Hidrogenación: llegan a ser alcoholes secundarios.

R – CO – R´ + H2 → R – CHOH – R´ Cetona Alcohol secundario

Oxidación: Contrariamente a los ALDEHIDOS las cetonas no son reductoras, no reaccionan frente al reactivo de Tollens ni de Fehling.


QUÍMICA INDUSTRIAL NOMENCLATURA.

NOMENCLATURA IUPAC:

1. Se busca la cadena más larga que contenga el grupo carbonilo y luego se nombra cambiando la terminación “O” del hidrocarburo por “ONA”.

2. Al indicar la posición del grupo carbonilo se enumera la cadena elegida empezando por aquel extremo donde se encuentra más cerca el grupo “ - CO - ”

3. Si existe más de un grupo carbonilo se usarán las terminaciones DIONA, TRIONA, etc., de acuerdo al número existente.

Ejemplos:

CH3 – CH2 – CO – CH3 Butanona ó Metil – etil – cetona

CH3 – CH2 – CO – CH2 – CH3 3 - Pentanona Isómeros de Posición

CH3 – CO – CH2 –CH2 – CH3 2 - Pentanona

10.2. PRINCIPALES COMPUESTOS Y DERIVADOS.

PROPANONA (CH3 – CO – CH3) llamada también acetona y dimetil cetona, es un líquido volátil e incoloro. Es un buen disolvente orgánico y se emplea mucho en síntesis orgánica. Es un eficaz quitamanchas y es muy utilizado para quitar el esmalte de las uñas.

O ⃦

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: R – C – O – H

Estos compuestos orgánicos tienen como grupo funcional al radical CARBOXILO O CARBOXÍLICO, el cual deriva de un carbono primario y que está formado por el grupo carbonilo (C = O) y el oxidrilo (OH)-

OBTENCIÓN DE ÁCIDOS CARBOXILICOS:

1. El Ácido Etanoico se prepara por oxidación del Acetaldehído, el cual se obtiene por hidratación del acetileno o deshidrogenación del etanol.

H – C ≡ C – H H2O / H2SO4 O2 (oxid.) CH3 – CHO → CH3 – COOH CH3 – CH2OH Cu Mn3+


QUÍMICA INDUSTRIAL 2. Mediante la oxidación de alcoholes primarios, por ejemplo:

KMnO4 CH3 – CH2OH → CH3 – COOH

Ácido Etanoico

KMnO4 CH3 – CH2– CH2OH → CH3 – CH2 – COOH

Ácido Propanoico


• Los ácidos carboxílicos son moléculas polares y, al igual que los alcoholes, pueden formar enlaces puentes de hidrógeno entre sí y con otros tipos de moléculas.

• Los 4 primeros ácidos carboxílicos son solubles en agua (semejante a los alcoholes), el quinto es poco soluble y los ácidos superiores son virtualmente insolubles.

• Los ácidos carboxílicos son solubles en solventes de baja polaridad como el éter, alcohol, benceno, etc.

• El punto de ebullición de los ácidos carboxílicos es más elevado que los alcoholes, esto se debe que por cada par de moléculas de ácido existen 2 enlaces puente de hidrogeno:

OH O | ||

R – C = O HO – C – R


Neutralización: Formación de sales con la adición de bases a los ácidos. Por ejemplo:

CH3 – COOH + NaOH → CH3 – COONa + H2O

Etanoato de Sodio

Esterificación: Esta reacción se realiza entre un ácido y un alcohol produciendo un éster. Por ejemplo:

CH3 – COOH + CH3 – OH ↔ CH3 – COO – CH3 + H2O

Etanoato de metilo


QUÍMICA INDUSTRIAL NOMENCLATURA.

NOMENCLATURA IUPAC:

1. Se busca la cadena más larga que contenga el grupo funcional y luego se nombra cambiando la terminación “O” del hidrocarburo por la terminación “OICO”, se antepone a todo la palabra ácido.

2. Se enumera la cadena elegida empezando por aquel extremo donde se encuentra el grupo carboxílico, para indicar la posición de las ramificaciones.

3. Si existen dos grupos carboxílicos se emplea el sufijo DIOICO en vez de ICO:

PRINCIPALES COMPUESTOS Y DERIVADOS.

Ácido Fórmico: Es el que causa el ardor que producen las hormigas.

H – COOH

Ácido Butírico: Es el que causa a la mantequilla rancia su olor típico.

C3H7 – COOH

Ácidos Caproico, Caprílico y Cáprico: Estos se encuentran en la grasa de la cabra.

Ácido Caproico (C5H11 – COOH)

Ácido Caprílico (C7H15 – COOH)

Ácido Cáprico (C9H19 – COOH)

Ácido Etanoico (CH3 – COOH): Denominado ácido acético en forma pura (ácido acético glacial) es un líquido incoloro que hierve a 118°C.

En forma diluida se tiene el VINAGRE, que se produce por fermentación de líquidos alcohólicos mediante bacterias “acéticas”. El vinagre contiene entre 3 y 6% de Ácido Etanoico y algunos otros ácidos.

Acido Benzoico (C6H5 – COOH): Este ácido funde a 122 °C y hierve a 250°C.

El ácido benzoico es poco soluble en agua, pero esta solubilidad aumenta en agua caliente, cristaliza en hojuelas brillantes. Se le emplea como antiséptico en la conservación de los alimentos.


QUÍMICA INDUSTRIAL



1. Escriba la estructura semidesarrollada y su fórmula global de los siguientes compuestos.

a) 2-propanona.

b) 4-octanona

c) 2,5-nonanodiona

d) 2,4,7-decanodiona

2. Ordene los siguientes compuestos de acuerdo a su temperatura de ebullición ACETONA: _______ >______>_____

a) Propanona

b) Butanona

c) Pentanona

3. Escriba el nombre de los siguientes compuestos.

CH2 - CH3 | C = O |

a) CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH - CH2 - CH2 - CH3

4. Escriba la formula desarrollada y global de los compuestos:

CH3 │

a) CH3 –CH2-CH2-CH2-C = O

b) CH3 –CH-CH2-CH-CH2-CH = O │ │ CH3 CH3

5. Escriba la estructura semidesarrollada de los siguientes ácidos carboxílicos.

a) ácido 2-metilpropanoico.

b) ácido 2-etilbutanoico


QUÍMICA INDUSTRIAL 6. Ordene los siguientes ácidos carboxílicos de acuerdo a su temperatura de

ebullición.

____>____>____>____>____

a) ácido propiónico

a) ácido 2,3-dimetilpentanoico

b) ácido 3-etil-octanoico

c) ácido isobutírico

d) ácido pentanoico

7. Indique el nombre de los siguientes ácidos carboxílicos.

CH2 - CH2 - COOH |

a) CH3 - CH - CH2 - CH3 CH2 - COOH

| CH2 |

b) CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH - CH2 - CH2 - CH3 c)

d)

CH2 − CH3│

CH2 − CO − CH − CH2│ │ │

CH3 CO CH3│

CH3 CH − CO − C − CH2 − CH2│ │ │

CH3 CH2 CH3│

CO − CH2 − CO − CH3

CH2 − CH2 − CH2 − CH2│ │

CH3 CH2 CH3│ │ │

CH − C − C − CH − CH2│ │ │ │ │

CH3 CH3 CH3 CH2 CH2│ │

CH3 CH2│

− CH2 − CH2 − CH2COOH

COOH


QUÍMICA INDUSTRIAL

BIBLIOGRAFÍA.

1. RAYMOND CHANG.

QUÍMICA. DÉCIMA EDICIÓN.

Mc Graw-Hill/INTERAMERICANA EDITORES S.A. DE C.V.

2. BROWN LEMAY BURSTEN MURPHY

QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL 11º Edición.

PEARSON EDUCACIÓN. México, 2009.

3. ROBERT THORNTON MORRISON, ROBERT NEILSON BOYD

QUÍMICA ORGÁNICA.

FONDO EDUCATIVO INTERAMERICANO S.A.

4. QUÍMICA LA ENCICLOPEDIA.

EDICIONES RUBIÑOS.

5. QUÍMICA COLECCIÓN UNICIENCIA TEORÍA Y PRÁCTICA.

EDITORIAL SAN MARCOS E.I.R.L. EDITOR.

6. ALFREDO SALCEDO LOZANO.

QUÍMICA COLECCIÓN CURSO BÁSICO.

EDITORIAL SAN MARCOS E.I.R.L. EDITOR.


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