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Ejercicio 1

Responde las siguientes cuestiones en hojas blancas de acuerdo a lo que se te pide

1.-¿Qué es el calentamiento global?


2.-¿Qué es el efecto invernadero o “Greenhouse Effect”?


3.-¿Hay realmente una causa por la cual preocuparnos seriamente?


4.- ¿Cómo podemos disminuir la contaminación que causa el calentamiento global?


5.- ¿Cómo podemos disminuir la contaminación causada por los automóviles?


6.- ¿Qué puedo hacer yo para ayudar a luchar contra el calentamiento global?



ACIERTOS :__________ CALIFICACIÓN:______________




Ejercicio 2


Subraya la respuesta correcta a cada una de las cuestiones


1.- ¿Qué es la contaminación?

  1. Alteración nociva de la pureza o las condiciones normales de una cosa o un medio.

  2. Introducción de agentes químicos que favorecen al medio en general

  3. Ambas son correctas.


2.- ¿Qué es un contaminante?

  1. Sustancia química que sólo puede introducirse en el medio en ocasiones excepcionales.

  2. Sustancia orgánica que puede introducirse al medio por diferentes procesos.

  3. Sustancia orgánica e inorgánica que puede ser introducida al medio a través de su proceso de producción entre otros muchos procesos.


3.- ¿Qué características tiene que tener una sustancia para ocasionar un gran problema en el medio?

  1. Se tiene que tratar de una sustancia persistente

  2. Se tiene que tratar de una sustancia persistente

  3. Ambas respuestas son correctas.


4.- ¿A qué afecta fundamentalmente a la contaminación atmosférica?

  1. Aparato respiratorio

  2. Aparato circulatorio

  3. Ambas respuestas son incorrectas


5.- ¿Qué tipos de contaminantes atmosféricos existen?

  1. Contaminantes primarios y secundarios.

  2. Contaminantes gaseosos, sólidos y líquidos

  3. Contaminantes industriales y agrarios


6 .-¿Que es la contaminación atmosférica?

  1. Es la presencia en la atmósfera de sustancias perjudiciales para la salud de los seres vivos

  2. Es la cantidad de sustancias producidas solo por los coches buena para la salud

  3. Son cosas malas solo para los conejos producida por los coches.



7 .- ¿Que son los contaminantes primarios?

  1. son los que se emiten directamente a la atmósfera como el dióxido de azufre SO2, que daña directamente la vegetación y es irritante para los pulmones.

  2. son aquellos que se forman por procesos químicos.

  3. son los producidos solo por lo coches


8 .- ¿Que son los contaminantes secundarios?

  1. Son los producidos por los ecosistemas.

  2. Son aquellos que se forman por la contaminación de los coches.

  3. son aquellos que se forman mediante procesos químicos atmosféricos que actúan sobre los contaminantes primarios o sobre especies no contaminantes en la atmósfera.


9 .- La lluvia ácida es fruto de la emisión a la atmósfera de:

  1. óxidos de carbono y de nitrógeno

  2. óxidos de silicio y azufre

  3. óxidos de azufre y nitrógeno



10.- ¿Qué produce el cloro emitido por los CFCs?

  1. produce lluvia ácida

  2. Reacciona con el O3 transformándolo en O2 normal

  3. Reacciona con el O3 transformándolo en Cl3O



ACIERTOS :__________ CALIFICACIÓN:______________




Bloque III Comprendes la utilidad de los sistemas dispersos

Sistemas Dispersos

Composición de una disolución

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes:

El disolvente: usualmente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla.

El o los solutos: son el o los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente.

Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de sal en una mayor cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y la sal es el soluto.

Todas aquéllos disoluciones en las cuales el agua es el disolvente, se llaman disoluciones acuosas.

Una de las más importantes propiedades del agua es la capacidad de disolver una gran cantidad de sustancias.

Para poder trabajar con una disolución, es necesario:

  1. conocer su composición y

  2. tener una manera de expresar dicha composición.

  3. Hay muchos tipos de disoluciones. Se mencionan a continuación las más importantes:

  4. Disoluciones sólido - líquido. Ejemplo: azúcar y agua. El soluto es el sólido y el disolvente el líquido.

  5. Disoluciones líquido – líquido. Ejemplo: alcohol y agua. Si preparamos una disolución mezclando 250 cm3 de alcohol y 500 cm3 de agua, el soluto será el alcohol y el disolvente el agua.

  6. Disoluciones líquido- gas. Ejemplo: oxígeno y agua. El soluto es el gas, el disolvente el líquido.

  7. Disoluciones gas – gas. Ejemplo: el aire. Se considera soluto el oxígeno (21%) y disolvente el nitrógeno (79%) (se considera que el aire está formado sólo por oxígeno y nitrógeno).

La disolución de un sólido es un proceso bastante complejo que implica la rotura de los enlaces existentes entre los iones del sólido que abandonan el cristal y se rodean de moléculas del disolvente (solvatación).

La solvatación de los iones es un proceso exotérmico, gracias al cual la disolución del sólido es un proceso espontáneo.


¿Cuánto soluto se puede disolver en una cantidad dada de disolvente?

Podemos contestar que una cantidad máxima. Si vamos añadiendo soluto (p.e. azúcar) poco a poco, observamos que al principio se disuelve sin dificultad, pero si seguimos añadiendo llega un momento en que el disolvente no es capaz de disolver más soluto y éste permanece en estado sólido, “posando” en el fondo del recipiente.

La cantidad máxima de soluto que se puede disolver recibe el nombre de solubilidad y depende de varios factores:

  • De quién sea el soluto y el disolvente. Hay sustancia que se disuelven mejor en unos disolventes que en otros.

  • De la temperatura. Normalmente la solubilidad de una sustancia aumenta con la temperatura.

  • Como las disoluciones se pueden preparar mezclando cantidades variables de soluto y disolvente, se hace necesario establecer una forma para poder indicar estas cantidades, lo que se conoce con el nombre de concentración de la disolución.

  • Una manera (muy poco precisa) de indicar la concentración de una disolución es con las palabras: diluida, concentrada y saturada.

  • Disolución diluida: aquella que contiene una cantidad pequeña de soluto disuelto.

  • Disolución concentrada: si tiene una cantidad considerable de soluto disuelto.

  • Disolución saturada: la que no admite más soluto (ver más arriba)

  • Es fácil de entender que expresar la concentración de una disolución usando los términos diluida, concentrada o saturada es muy impreciso, por eso se hace necesario dar un valor numérico, que se conoce con el nombre de concentración de la disolución.

  • Una forma muy usada para expresar la concentración de una disoluciones son los g/l :

  • Observar que en la definición se dice litro de disolución (conjunto de disolvente y soluto) no de disolvente

Clasificación de las disoluciones

Podemos clasificar a las disoluciones en dos grandes grupos:

Electrolíticas

  • Son disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes polares.

  • Los solutos se disocian en disolución para formar iones

  • Pueden disociarse completamente (electrolitos fuertes)

  • Pueden disociarse parcialmente (electrolitos débiles)

  • Son disoluciones que conducen la electricidad

No electrolíticas

  • Son disoluciones de compuestos covalentes o en disolventes no polares

  • Los solutos no se disocian, solamente se dispersan

  • Son disoluciones que no conducen la electricidad

Concentración de las disoluciones

La concentración se refiere a las cantidades relativas de los componentes de una disolución, expresada en cualesquiera unidades de cantidad de materia en que se quiera expresar.

Fracción en peso: Fracción del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada unidad de peso de la disolución.

Se pueden emplear todas las unidades convencionales de peso (no se pueden emplear las unidades de moles) siempre que sean las mismas para soluto y disolución.

Son independientes de la temperatura!

Ejemplo:

¿Cuál es la fracción en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H2O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay por gramo de disolución"

De manera que la fracción en peso de la disolución es 0,1.

Tanto por ciento en peso o % en peso: Porcentaje del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Ejemplo:

¿Cuál es el % en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H2O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay en 100 g de disolución"

De manera que el NaCl está al 10% en la disolución.


Tanto por ciento en Volumen: Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Si 10 ml de alcohol se disuelven en agua para hacer 200 mL de disolución, ¿cuál es su concentración?

%V = [(10 ml de soluto)/(200 mL de disolución)] x 100 = 5% en Volumen


Partes por millón (ppm): Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de disolución.

Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas.

En el caso del agua, se considera que las ppm de disoluciones muy diluidas es el número de mg de soluto por litro de disolución. Nótese que esta mezcla volumen y masa, que para el agua es correcto.


Fracción molar: Moles del soluto respecto al número total de moles de la disolución.

Esta escala se define así:

Donde XA es la fracción molar de la especie A.

En el caso de disoluciones binarias se cumple que: Xsoluto = 1 - Xdisolvente


Molaridad: Se define como el número de moles del soluto en un litro de disolución:

Esta es, probablemente, la escala de mayor uso en química.

Esta escala, que se representa con la letra M, se define así:

Esto quiere decir que una disolución 1.0 molar (1.0 M) contiene 1.0 moles de soluto en cada litro de la disolución.

El símbolo C o c se emplea también para representar la molaridad.

Ejemplo:

¿Cuál es la molaridad de una disolución de 20 g de NaCl en 180 ml de agua?

Primero debemos saber cuantas moles son 20 g de NaCl:

nNaCl = 20/58,5 = 0,34 moles

Ahora determinamos la concentración de la disolución, suponiendo que el volumen de agua no varía en el proceso de disolución:

M = (0.34 moles de NaCl)/(0.18 l de disolución) = 1.89M



Molalidad: Es la cantidad de soluto (medida en moles) disuelta en cada Kilogramo de disolvente.

Esta escala se define así:

Esta cantidad no cambia al cambiar la temperatura o la presión.

Ejemplo:

¿Cuál es la molalidad de una disolución de 3.2g de CH3OH en 200g de agua?

Peso Molecular del soluto = 12 + (4 x 1) + 16 = 32

n
moles de soluto = 3.2/32 0.1 moles

m (0.1 moles de soluto)/(0.2 Kg de disolvente) = 0.5 m



Algunas transformaciones

Molalidad a fracción molar: Se puede llevar a cabo con esta fórmula:

donde Xs es la fracción molar de soluto, m es la molalidad y PMd es el peso molecular del disolvente.

Molalidad a molaridad: Puede utilizarse la siguiente fórmula:

Donde s es el soluto.

Estequiometría de disoluciones. Cálculos.

Nos basamos en los mismos criterios que en los cálculos en estequiometría de reacciones, pero ahora tendremos que determinar el número de moles dependiendo de la concentración de la disolución y del volumen de la disolución usados.

En consecuencia, es necesario tener suficiente habilidad en el manejo de concentraciones y en su relación con masas o volúmenes.

Determinar la Molaridad con la Masa y el Volumen. Ejemplo:

Calcular la molaridad de una disolución de 2.12 g de KBr en 458 ml de disolución.
(Pesos Atómicos: K = 39.10, Br = 79.90).

1) Calcular el número de moles de KBr presentes:
(Peso Molecular del KBr = 119.00)

2) Convertir los ml de disolución en litros:

3) Usar la fórmula para calcular la molaridad:

Determinar los Moles a partir del Volumen y la Molaridad. Ejemplo:

Determinar el número de moles de soluto presentes en 455 ml de una disolución de HCl 3.75 M.
(Pesos Atómicos: Cl = 35.45, H = 1.008).

1) Convertir los ml de disolución en litros:

2) Reordenar la fórmula dada para calcular las moles de soluto presentes:

Moles de HCl = (3.75 M) (0.455 l) = 1.71



Determinar la Masa a partir de la Molaridad y el Volumen. Ejemplo:

Determinar la masa (g) de soluto requerida para formar 275 ml de una disolución de KClO4 0.5151 M.
(Pesos Atómicos: K = 39.10, O = 16.00, Cl = 35.45).

1) Convertir los ml de disolución en litros:

2) Reorganizar la fórmula para calcular las moles de soluto presentes:

Moles de soluto = (0.5151 M) (0.275 l) = 0.142

3) Calcular el peso molecular del KClO4:

K: 1 x 39.10 = 39.10
Cl: 1 x 35.45 = 35.45
O: 4 x 16.00 = 64.00

Peso Molecular del KClO4= 138.55

4) Multiplicar el número de moles de KClO4 por su peso molecular para calcular la masa de KClO4 en la disolución.

Determinar el Volumen a partir de la Molaridad y la Masa. Ejemplo:

¿Qué volumen, en ml, se necesita de una disolución 3.89 x 10-2 M para tener 2.12 g de KBr?
(Pesos Atómicos: K = 39.10, Br = 79.90).

1) Calcular el número de moles de KBr:
Peso Molecular del KBr = 119

2) Reorganizar la fórmula para calcular en cuantos litros de disolución están, y convertir los litros en mililitros:

Calcular la Molaridad. Ejemplo:

El límite inferior de MgSO4 que puede detectarse por el sentido del gusto en el agua es aproximadamente 0.400 g/l. ¿Cuál es la concentración molar del MgSO4?
(Pesos Atómicos: Mg = 24.30, O = 16.00, S = 32.06).

1) Calcular el peso molecular del MgSO4:

Mg: 1 x 24.30 = 24.30
S: 1 x 32.06 = 32.06
O: 4 x 16.00 = 64.00

Peso Molecular del MgSO4 = 120.36

2) Calcular el número de moles de MgSO4:

3) Reorganizar la fórmula para calcular la concentración molar:

Dilución de Disoluciones. Ejemplo:

Se prepara una disolución disolviendo 516,5 mg de ácido oxálico (C2H2O4) hasta completar 100 ml de disolución. Una porción de 10 ml se diluye hasta 250 ml ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?
(Pesos Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00).

1) Calcular el peso molecular del C2H2O4:

C: 2 x 12.01 = 24.02
H: 2 x 1.008 = 2.016
O: 4 x 16.00 = 64.00

Peso Molecular del C2H2O4 = 90.04

2) Convertir 516.5 mg en g y calcular el número de moles de C2H2O4:

3) Convertir 100 ml en l (0.100 l) y plantear la fórmula para calcular la molaridad inicial:

4) Calcular la molaridad una vez hecha la dilución a 250 ml (0.250 l):

Calcular moles o masa. Ejemplo:

La valoración es un método usado para calcular la cantidad de un reactivo A por adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida de un reactivo B, hasta completar la reacción.

¿Cuantos moles de hidróxido de sodio, NaOH, se necesitan para reaccionar con 225 ml de ácido clorhídrico 0.100 M?
(Pesos Atómicos: O = 16.00, H = 1.008, Cl = 35.45, Na = 22.99).

1) Convertir los 225 ml en l (0.225 l) y calcular el número de moles de HCl en esa disolución:

Moles de soluto = (0.1 M) (0,225 l) = 2.25 x 10-2

2) Ajustar la ecuación para determinar la relación de moles entre el HCl y el NaOH:

3) En este caso, la relación es 1:1, de modo que el número de moles de NaOH requerido es:

0.0225 = 2,25 x 10-2 moles



Determinar el Volumen. Ejemplo:

¿Qué volumen, en ml de LaCl3 0.00927 M se necesita para reaccionar con 13.95 ml de oxalato de sodio 0.0225 M? (Pesos Atómicos: La = 138.0, Cl = 35.45, Na = 22.99, H = 1.008, C = 12.01, O = 16.00).

1) Convertir los 13.95 ml en l (0,01395 l) y calcular el número de moles de oxalato de sodio (Na2C2O4) en la disolución:

Moles de soluto = (0.225 M) (0.01395 l ) = 3.14 x 10-4

2) Sabemos que 3 moles de oxalato de sodio (Na2C2O4) reaccionan con 2 moles de LaCl3, de modo que el número de moles de LaCl3 necesario es:

Moles = (2/3) (3.14 10-4) = 2.09 x 10-4

3) A partir de los moles de LaCl3 necesarios, calcular el volumen, en litros, de LaCl3 0.00927 M, y convertirlo en ml:

Determinar la Molaridad. Ejemplo:

Las patatas se pelan comercialmente introduciéndolas en una disolución entre 3 M y 6 M de hidróxido de sodio, y quitando la piel ya parcialmente suelta rociándolas con agua. Calcular la molaridad de una disolución si la valoración de 10,00 ml de la misma requiere 25.3 ml de una disolución de HCl 1.87 M para llegar al punto de equivalencia?

1) Convertir los 25.3 ml en l (0.0253 l) y calcular el número de moles de HCl en la disolución de HCl usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (1.87 M) (0.0253 l ) = 0.00473

2) De la ecuación ajustada, sabemos que 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de hidróxido de sodio (NaOH), de modo que el número de moles de NaOH necesarios es también 0.0473. Convertir los 10.00 ml en l (0.01 l) y calcular la molaridad de la disolución de NaOH usando la fórmula dada:

Análisis de Mezclas. Ejemplo:

Una muestra de 0.139 g de caliza se disuelve en 25.00 ml de HCl 0.2 M. El exceso de ácido se valora con 13.22 ml de NaOH 0.180 M. ¿Cuál es el tanto por ciento de CaCO3 en la caliza ?
(Pesos Atómicos: Ca = 40.01, C = 12.01, O = 16.00, Na = 39.10, H = 1.008).

1) Convertir 25,00 mL en L (0,025 L) y calcular el número de moles de HCl en la disolución de HCl usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (0.20 M) (0.025 l) = 0.005

2) Convertir 13.22 ml en l (0.01322 l) y calcular el número de moles de NaOH en la disolución de NaOH usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (0.18 M) (0.01322 l) = 0.00238

3) Sabemos que en una ecuación ajustada, 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH, de modo que podemos restar las moles de HCl de las moles de NaOH para encontrar las moles de HCl que reaccionaron con la muestra de caliza:

5.00 x 10-3 – 2.38 x 10-3 = 2.62 x 10-3 moles

4) De la primera reacción ajustada, sabemos que 2 moles de HCl reaccionan con 1 mol de CaCO3. Por tanto, el número de moles de CaCO3 que reaccionaron con la disolución de HCl es:

Moles de CaCO3 = (2.62 x 10-3 moles) (1/2) = 1.31 x 10-3

5) Calcular el peso molecular del CaCO3:

Ca: 1 x 40.01 = 40.01
C: 1 x 12.01 = 12.01
O: 3 x 16.00 = 48.00

Peso Molecular del CaCO3 = 100.02

6) Calcular la masa de CaCO3 añadida a la disolución de HCl, y dividirla por la masa de la muestra de caliza, para encontrar el tanto por ciento de CaCO3 en la muestra:

Masa = (100.02 g/mol) x (1.31 x 10-3 moles) = 0.131 g



Ejercicio 1


Contesta por favor de forma clara y concisa las siguientes preguntas.


1.-¿Qué entiendes por el concepto de solución?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2.- ¿Cuántos tipos de soluciones químicas hay?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________


3.- Existe diferencia entre solución y disolución. ¿ Cuál es la diferencia?

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

4.-¿Qué se entiende por el efecto de solubilidad?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

5.- ¿Cuando se considera que una solución es saturada?.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

6.-¿Qué es un Hidronio?

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

7.-¿ Qué es el pH?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8.- ¿Cómo se define una solución ácida?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

9.- Desarrolla la escala de pH

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

10.- ¿Qué es el pOH?

____________________________________________________________________________________________________________________________________________


Aciertos_______________ Calificación :_________________________









Ejercicio 2



Resuelve los siguientes problemas de manera correcta, siguiendo los pasos, despejes, y operaciones, según corresponda en hojas blancas.


1.- ¿Cuántos equivalentes de Al(OH) 3 se requieren para neutralizar a dos equivalentes gramo de HNO3?


2.- Calcula la masa de soluto necesaria para preparar 1 litro de 0.46 M de carbonato de sodio NaCO3


3.- ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 0.5 molar de H2SO4?


4.- Calcula la normalidad de la solución que tiene una concentración de 8g de HNO3 por litro de solución.


Aciertos_______________ Calificación :_________________________



Ejercicio 3


Resuelve los siguientes ejercicios de manera correcta, siguiendo los pasos, despejes, y operaciones, según corresponda en hojas blancas.


1.- Calcula el porcentaje de una solución que presenta 25gr de azúcar que se van a disolver en 234ml de agua.

2.- Calcula el soluto que se necesita para preparar una solución al 45%, si tenemos 265ml de solvente.


3.- Determina la cantidad de solvente que se necesita para preparar una solución al 65% de concentración, si tenemos 12gr de soluto.


4.- Determina la concentración de una solución , si se van a disolver 45gr de sal en 123gr de agua.


5.- Tenemos 45% de una solución , se desea conocer la cantidad de soluto que se tienen que disolver si tenemos 584gr de solvente.


6.- Calcula las partes por millón para preparar una solución que presenta 12gr de iones que reaccionan en 3457ml de solución.


7.- Se necesita conocer la cantidad de solvente, si tenemos una solución de 23ppm y 543ml de solución.

8.- Calcula las partes por millón para una solución de 34mg en 6 litros de solución.


9.- Calcula el soluto que se necesita para preparar una solución al 12%, si tenemos 865ml de solvente.


10.- Determina la cantidad de solvente que se necesita para preparar una solución al 43% de concentración, si tenemos 78gr de soluto.


Aciertos_______________ Calificación:_________________________



Ejercicio 4

Resuelve los siguientes ejercicios de manera correcta, siguiendo los pasos, despejes, y operaciones, según corresponda en hojas blancas.


1.- Calcula la molaridad para preparar una solución de ácido clorhídrico si tenemos 43gr en 456ml de solución.


2.- Calcula la masa que se requiere para preparar una solución al 3.5 M de H2SO4 en 234ml de solución.


3.- Determina la cantidad de volumen que se necesita para preparar una solución al 0.3M de cloruro de sodio si tenemos 6gr de esta sal.


4.- Calcula la masa que se necesita para preparar una solución al 2.5M de bicarbonato de potasio si tenemos 2.5 l.


5.- Determina la concentración normal de ácido fosfórico si tenemos 56gr de este ácido en 456ml de agua.


6.- Calcula la masa de una solución 1.3 N de Cloruro de fierro II en 432ml .


7.- Determina la cantidad de solución que se necesita para prepara una solución al 3.5N de hidróxido de calcio si tenemos 34gr de este compuestos.


8.- Determina la masa de una solución de Bicarbonato de sodio al 1.8N en 890ml de agua.


9.- Determina la concentración normal de ácido carbónico si tenemos 46gr de este ácido en 2.5 l de agua.


10.- Calcula la masa de una solución 3.3 N de Cloruro de potasio en 987 ml de solución.


Aciertos_______________ Calificación :_________________________





Ácidos y Bases

1.- Teoría de Arrhenius.

Las sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica se llaman

electrólitos.

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue el primero que estableció la hipótesis de la disociación iónica, dando solución teórica al enigma de la conducción eléctrica de las disoluciones acuosas de sustancias como los ácidos, las bases y las sales, frente al comportamiento de las demás sustancias (no electrólitos) en disolución acuosa. Arrhenius consideró que los electrólitos en contacto con el agua parten su molécula en dos corpúsculos materiales cargados eléctricamente, a los que llamó iones. Según su teoría, en medio acuoso los ácidos se disocian en iónes positivos (H+,protones) y iones negativos (aniones). La disociación en iones de los ácidos puede expresarse mediante ecuaciones químicas:

HCl H+ + Cl

En realidad, los iones H+ nunca se encuentran libres en disolución acuosa, sino unidos a varias moléculas de H2O. Permanece aun abierta la cuestión de cuántas moléculas de agua están íntimamente ligadas a un ión H+ . A partir de ahora representaremos un protón en disolución acuosa por la especie H3O+, que denominaremos ión hidronio.

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4 2−

Este último proceso (ácidos polipróticos = ácidos con varios hidrógenos transferibles) se produce en dos etapas:

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

HSO4 + H2O H3O+ + SO4 2−

que de forma global está representada en la ecuación anterior.

Las bases se disocian en iones positivos (cationes) y iones negativos (OH−, hidróxido) según ecuaciones como:

NaOH Na+ + OH

Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH

Por lo tanto, ácidos son las sustancias que en disolución acuosa se disocian produciendo iones H3O+ .Y bases son las sustancias que en disolución acuosa se disocian produciendo iones OH .


1.1. Reacción de neutralización.

Si el ión H+ es el causante de las propiedades ácidas y el ión OH− lo es de las propiedades básicas, la reacción de neutralización entre un ácido y una base debe implicar la eliminación de los iones H+ y OH. La única manera de que esto ocurra es reaccionando entre si para dar agua. Es decir,

H+ + OH H2O

La reacción global entre un ácido y una base es:

A + H+ + OH + M+ H2O + M+ + A

1.2. Dificultades de la teoría de Arrhenius.

La teoría de Arrhenius de los ácidos y bases sólo se puede aplicar en disoluciones acuosas; sin embargo, hay casos en los que se observan propiedades ácido-base en medios no acuosos, como por ejemplo la reacción

HCl + NH3 NH4Cl

se trata de una reacción de neutralización en la que el HCl se comporta cómo ácido y el NH3 cómo base, sin necesidad de la disociación respectiva en iones H3O+ y OH.

2.- Teoría de Brönsted-Lowry.

Según Brönsted y Lowry: ácidos son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden ceder iones H +

:NH4+ H+ + NH3 H3O+ H+ + H2O

Ácido ácido

Bases son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden tomar iones H + :

Cl + H+ HCl NH3 + H+ NH4+

base base

Son ácidos de Brönsted-Lowry:

* moléculas como: HCl, H2SO4, H3PO4, H2O...

* cationes como: NH4 + , H3O+...

* aniones como: HSO4−, H2PO4−, HS...

Como se aprecia en la lista, se amplía la gama de sustancias ácidas a otros compuestos moleculares y sobre todo a especies iónicas.

Son bases de Brönsted-Lowry:

* moléculas como: NH3, H2O, CH3NH2...

* aniones como: I, Cl, SO4 2−, HPO4 2−, OH...

* cationes como: [Cu(H2O)3OH]+...

También aquí se amplía la lista de bases respecto a la de Arrhenius.

2.1. Ácidos y bases conjugados.

En la teoría de Brönsted y Lowry resulta fundamental el concepto de ácidos y bases conjugados. Cuando un ácido cede un protón se forma un anión negativo que tendrá la capacidad de capturar un protón para regenerar el ácido. El anión, en este caso, se comporta como una base. Se ilustra este comportamiento con el ácido clorhídrico y con el ión amonio (ambos ácidos de Brönsted- Lowry)

HCl Cl + H+ NH4+ NH3 + H+

ácido base ácido base

El mismo razonamiento se puede hacer con una base. Entonces podemos concluir que: Todos los ácidos al ceder un protón producen las bases conjugadas de dichos ácidos, y todas las bases que toman un protón producen ácidos conjugados de las bases.

Como los iones H+ no existen libres las propiedades de los ácidos y bases de Brönsted-Lowry se ponen de manifiesto al interaccionar un ácido y una base entre sí para dar las respectivas bases y ácidos conjugados:

HCl + H2O Cl + H3O+

ácido-1 base-2 base-1 ácido-2

H2O + NH3 OH + NH4+

ácido-1 base-2 base-1 ácido-2

Las reacciones entre ácidos y bases son reacciones de transferencia de protones, también llamadas protolíticas.

2.2. Reacción de neutralización.

La reacción de neutralización entre un ácido y una base se explica mediante la reacción

H3O+(aq) + OH− (aq) H2O + H2O

ácido-1 base-2 base-1 ácido-2

En esta teoría las sustancias consideradas ácidas en la teoría de Arrhenius continúan siendo ácidas, pero se hace evidente que para que el ácido se manifieste hace falta la presencia de una base.

Además, permite considerar cómo reacciones ácido-base reacciones que no transcurren en medio acuoso. Ejemplos:

a) Reacción en fase gaseosa:

HCl(g) + NH3(g) NH4+ + Cl NH4Cl(s)

b) Reacción de neutralización en amoníaco líquido:

NH4+(am) + NH2(am) NH3 + NH3

ácido-1 base-2 base-1 ácido-2

NH4Cl + NaNH2 2 NH3 + NaCl

2.3. Anfolitos y sustancias anfóteras.

Algunas sustancias, como el caso del agua, pueden actuar como aceptoras o donadoras de iones H+ y, por tanto, como bases o ácidos de Brönsted:

H2O + H+ H3O+ H2O H+ + OH

base ácido

Estas sustancias se llaman anfolitos o sustancias anfipróticas. Otras sustancias como: H2PO4 HPO4 2−, HS o HSO4−, procedentes de la disociación parcial de ácidos de Arrhenius también presentan as mismas propiedades:

H3PO4 H2PO4 + H+ H2PO4- HPO4 2− + H+

Ácido base ácido base

HPO4 2− PO4 3− + H+

Acido base

En la teoría de Arrhenius sustancias de este tipo se llaman anfóteras, y pueden actuar cómo ácidos o como bases según la acidez o basicidad del medio donde se encuentren.


3.- Teoría de Lewis.

De acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es toda sustancia que puede ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.

Esta definición incluye a los ácidos y bases de las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry, además de otras reacciones que tienen lugar en medio no acuoso y sin transferencia protónica. Como por ejemplo:

BF3 + :NH3 F3BNH3


4.- Ácidos Polipróticos.

La fuerza de los ácidos no depende del número de protones que cedan en su disociación cada una de sus moléculas:

HCl H+ + Cl (ácido monoprótico)

H2S 2 H+ + S2− (ácido diprótico)

H3PO4 3 H+ + PO4 3− (ácido triprótico)


5.- Ionización del Agua.

Al disociarse las moléculas de agua dan lugar a iones hidróxido OH− y iones hidronio H3O+:

H2O + H2O H3O+ + OH

Como cualquier equilibrio este proceso vendrá gobernado por una constante

Ke = [H3O+] [OH-] =3.2X10 -18

[H2O]2

y puesto que la concentración del agua sin disociar puede considerarse prácticamente constante, se pode pasar al primero miembro y englobarla en la constante de equilibrio:

Ke= [H3O+]2 = [H 3O+] [OH- ]

La nueva constante que resulta se llama producto iónico del agua y se representa por Kw.

Kw = [H3O+] [OH- ]






6.- Concepto de pH.


El pH o índice de hidrógeno se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio contenidos en una disolución.

pH= log 1 = - log [H3O+]

[H3O+]


Una disolución neutra, [H3O+] = 10−7, tendrá un pH = 7

pH = −log[H3O+] = −log 10−7 = −7(−log 10) = 7

Una disolución ácida, [H3O+] > 10−7, dará un pH < 7

Una disolución básica, [H3O+] < 10−7, dará un pH > 7

De manera semejante, se define el concepto de pOH como el logaritmo del inverso de la concentración de iónes hidróxido contenidos en una disolución.

pOH = log 1 = - log] [OH-]

[OH ]

Tomando logaritmos en la expresión del producto iónico del agua,

[H3O+] [OH−]=10−14

obtenemos que

pH + pOH = 14

El pH y pOH resultan muy útiles para establecer de manera rápida la acidez y basicidad de una sustancia.


7.-Indicadores.

Se llaman indicadores ciertas sustancias generalmente orgánicas de carácter ácido (o básico) débil, que tienen la propiedad de cambiar de color al variar el pH entre valores bien determinados.

Cada indicador cambia de color en distinto intervalo de pH, pudiéndose cubrir casi toda la escala de 1 a 14.

Para que un indicador sea útil debe cambiar bruscamente de color en un intervalo pequeño de pH (dicho intervalo es de 2 a 3 unidades de pH).

El cambio de color de los indicadores es debido a la distinta coloración que ofrece la forma molecular (HIn) y la forma iónica (In−) del mismo. En los indicadores existe un equilibrio entre ambas formas, predominando una u otra según la concentración de los iones hidronio (H3O+) que presente el sistema.

Puesto que el indicador se disocia como un ácido débil (alguno es débilmente básico), la ecuación que representa este equilibrio será:

HIn + H2O In− + H3O+

Si por adición de ácido al sistema aumentamos la concentración de iones oxonio, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, predominando la forma molecular del indicador y, por lo tanto, presentando coloración propia de esta.

Si, por el contrario, disminuimos la concentración de iones oxonio por adición de iónes hidróxido, el equilibrio anterior se desplaza hacia la derecha, predominando la forma iónica del indicador y, consecuentemente, aparecerá su coloración propia.



INDICADORES DE pH MÁS EMPLEADOS.

Indicador

Intervalo de viraje (pH)

Cambio de color de ácido a base.

Naranja de metilo

Verde de bromocresol

Rojo de metilo

Azul de bromotimol

Rojo de fenol

Fenolftaleína

Timolftaleína

3,1 - 4,6

3,8 - 5,4

4,2 - 6,3

6,0 - 7,6

6,6 - 8,6

8,0 - 9,8

9,4 - 10,6

naranja - amarillo

amarillo - azul

rojo - amarillo

amarillo - azul

amarillo - rojo

incoloro - rojo

incoloro - azul


Ejercicio 1


Resuelve los siguientes ejercicios indicando datos, despejes y operaciones, según corresponda, en hojas blancas.


1.- Determina la nueva concentración de una solución que presentan un volumen inicial de 345ml y la concentración de 2,4N, si se le agregaron 25ml de agua.


2.- Determina el volumen final de una solución que presenta una concentración final de 1.2N y la inicial se preparó con 34gr de ácido sulfúrico en 786ml.



3.- Cual será la concentración final de una solución que original mente tenía un volumen de 3.4 l en 1.2M , si se evaporaron 223ml de agua.


4.-Si se tienen 345ml de una solución de concentración 2.8 molar, ¿Cuánta agua hay que adicionar para que la concentración baje hasta 0.7M?.


5.- Una solución de sal común tiene un volumen inicial de 1.5 l a una concentración molar de 0.6 si se calienta la solución hasta evaporar 243ml de agua, ¿Cuál será la nueva concentración molar de la solución?


6.- Determina el pH de una solución de jugo de manzana que presenta una concentración de 0.002M


7.- Determina el pH si tienes una concentración de 1.3 X 10 -4, de hidróxido de calcio


8.-Calcula el pH de una disolución 0.2M de Ca(OH)2


9.- Calcula el pH de una disolución 0.05M. de HCl


10.- Calcula el pH y a de una disolución 0.5M de amoniaco cuya KB = 1.72X 10 -5


Aciertos_______________ Calificación :_________________________



Ejercicio 2


Relaciona ambas columnas colocando en el paréntesis la letra con la respuesta correcta:

  1. Sustancia donadora de pares de electrones

Sal………………..( )

  1. Sustancia aceptora de protones

Ácido según Lewis( )

  1. Sustancia que cambia de color en presencia de un ácido ó de una base.

Base según Lewis..( )

  1. Es la concentración de iones H+, presentes en una solución acuosa.

Ácido según Arrhenius( )

e) Sustancia que libera iones H+

f) Sustancia capaz de mantener constante el valor de pH

g) Sustancia aceptora de pares de electrones

  1. Reacción entre una ácido y una base

j) Producto de la neutralización

k) Sustancia donadora de protones.

l) Sustancia que libera iones H+

Base según Arrhenius( )

Ácido según Bronsted-Lowry………………..( )

Base según Bronsted-Lowry………………..( )

Indicador……………( )

Neutralización……...( )

Solución amortiguadora(

Titulación…………...( )

pH……………………( )


Aciertos_________ Calificación :


___________________

Ejercicio 3


Encierra en un círculo la respuesta correcta para cada una de las cuestiones.



1.Los ácidos hipotéticos que a continuación se indican tienen las siguientes constantes de acidez:

Acido

Ka

HA

HB

HC

1 x 10-6

1 x 10-5

1 x 10-4


En soluciones de igual concentración:

a. HA es más fuerte que HB

b.HA es más fuerte que HC

c. HC es más fuerte que HB

d.C- es una base más fuerte que B-

e C- es una base más fuerte que A-

2. ¿Cuál de las siguientes alternativas con respecto al grado de acidez es correcta?

a.   A menor pOH mayor acidez

b.  A mayor pH menor alcalinidad

c.  A mayor acidez menor alcalinidad

d.  A menor pH mayor acidez

e.  Ninguna de las anteriores

3.- Una solución básica es aquella que:

I.     (OH-) (H+)

II.     pH 7

III.    pH + pOH = 7

Es o son correctas:

a.        Sólo I

b.       Sólo II

c.        I y II

d.       II y III

e.       Todas son correctas

4.- En el laboratorio un alumno midió el pH de tres soluciones, obteniéndose los siguientes resultados:

I.   pH = 10

II.  pH = 6

III.  pH = 8

¿Cuál (es) de ellas es (son) solución (es) ácida(s)?:

a.        Sólo I

b.       Sólo II

c.        Sólo III

d.       I y II

e.       II y III

5.¿Cuántas afirmaciones falsas existen?

En una solución neutra el pOH es 7

En una solución alcalina (H+) 1 x 10-7

En una solución ácida el pH 7

a.        0

b.       1

c.        2

d.       3

e.       falta información

6.      Si el pOH de una solución es 9.3, entonces la solución es:

a.        Alcalina

b.       Básica

c.        Ácida

d.       anfótera

e.       Neutra

7.   El pH de una solución acuosa de la base fuerte KOH de concentración 0.01 molar, es:

a.        2

b.       8

c.        10

d.       12

e.       14


8.   De acuerdo a la siguiente

reacción: HA + OH- → A- + H2O

a.  HA ácido , H2O base conjugada

b.  HA ácido , OH- base conjugada

c.  HA ácido , A- base conjugada

d. OH- base , A- ácido conjugado

e. OH- base , HA ácido conjugado

9. Indique cuál de los siguientes valores corresponden a una solución básica:

a.        [ H+] =10-7 M

b.       pH=7

c.        pH=9

d.       [ H+ ] =10-10 M

e.       [ H+ ] =10-5 M

10.   Cuando se hace reaccionar un ácido fuerte con una base fuerte, se forma una sal, luego disolviendo esta sal en agua, el pH de la solución acuosa será:

a.        Mayor a 7

b.       Menor a 7

c.        7

d.       14

e.      


Aciertos_________ Calificación :


___________________

Ejercicio 4


Resuelve los siguientes ejercicios subrayando el inciso con la respuesta correcta


1.      ¿Cuántos gramos de solución al 15 % p/p de NaCl se necesita para extraer 39 g de NaCl?

a.     38.4 g

b.      260 g

c.       325 g

d.     145 g

e.       25 g

2. ¿Cuántos gramos de agua deberán usarse para disolver 150 g de NaCl para producir una solución al 20% p/p?

a.    600 g de H2O

b.     750 g de H2O

c.      13.3 g de H2O

d.    10.66 g de H2O

e.      Ninguna de las anteriores

 

3.      ¿Cuántos gramos de Ca(NO3)2 están contenidos en 175 mL de solución al 18.5 % p/v?

 

a.     105 g

b.      323.7 g

c.       39.8 g

d.     10.5 g

e.       32.3 g

 

4.      ¿Cuántos mL de acetona se debe agregar a 250 mL de agua para que la solución resulte al 15 % v/v?

a.    60.5 mL

b.     27.7 mL

c.      37.5 mL

d.    2.77 mL

e.      falta datos para resolver el problema.

 

5.      Calcular el % p/p de una solución que contiene 10.8 g de NaNO3 en 400 g de agua.

a.    40 % p/p

b.     2.62 % p/p

c.      2.7 % p/p

d.    27% p/p

e.      26.2 % p/p

6.      Se mezclan 25 mL de propanol con 55 mL de CCl4. calcular el % v/v

a.    4.45 % v/v

b.     31.25 % v/v

c.      45.45 % v/v

d.    20% v/v

e.      Ninguna de las anteriores

 

7.      Se disponen de 0.05 L de etanol. Calcular el volumen de solución al 30 % v/v.

a.    16.6 mL

b.     60 mL

c.      0.166 mL

d.    166.6 mL

e.      Ninguna de las anteriores

 

8.      Se disuelven 7 g de CuSO4 en 53 g de agua. Calcular la concentración en % p/p

a.    85.7 % p/p

b.     4.2 % p/p

c.      11.6 % p/p

d.    13.20 % p/p

e.      Ninguna de las anteriores


9.      ¿cuál es la cantidad de AgNO3 necesaria para preparar 30 mL de solución al 3 % p/v

a.    0.9 g

b.     3 g

c.      10 g

d.    0.8 g

e.      Ninguna de las anteriores.

 

10.  Se disuelven 45 g de NaNO3 en 300 mL de agua, obteniéndose 321 mL de solución. ¿Cuál es la concentración en % p/p y % p/v?

a.    12% p/p y 13 % p/v

b.     13 % p/p y 12 % p/v

c.      14 % p/p y 13 % p/v

d.    14 % p/p y 12 % p/v

e.      13 % p/p y 14 % p/v

 

11.  ¿Cuántos gramos de NaNO3 son necesarios para preparar 50 mL de una solución al 7 %p/v?

a.     40 g

b.      35 g

c.       3.5 g

d.     20 g

e.       15 g

 

12.  ¿Cuántos gramos de BaCl2 son necesarios para preparar 125 g de solución al 12 % p/p?

a.     15 g

b.      30 g

c.       75 g

d.     125 g

e.       1.5 g

 

13.  ¿Cuántos gramos de una sal deberá disolverse en 315 g de agua para darnos una solución al 25 % p/p?

a.     215 g

b.      325 g

c.       105 g

d.     59 g

e.       Ninguna de las anteriores




Aciertos_________ Calificación :


___________________















































Bloque IV.- Valoras la importancia de los compuestos del carbono en tu vida diaria y entorno.


Introducción:

Antecedentes Históricos

La química orgánica se define actualmente como la química de los compuestos del carbono.

Los términos química orgánica y compuestos orgánicos surgieron en el siglo XVIII de la «teoría vitalista», la cual sostenía que los compuestos orgánicos solamente podían ser formados o sintetizados por los organismos vivos.

Esta teoría fue planteada por J.J.Berzelius en ella, los compuestos como el azúcar, urea, almidón, ceras y aceites vegetales eran considerados orgánicos, pues se creía que tales productos necesitaban de una «fuerza vital» para ser creados por los animales y los vegetales.

La química orgánica, por lo tanto, se dedicaba al estudio de compuestos con fuerza vital, mientras que la química inorgánica al estudio de gases, rocas, minerales, y compuestos que podían prepararse a partir de ellos. En el siglo XIX, se vio la necesidad de volver a definir el significado de química orgánica. Los experimentos habían demostrado que los compuestos orgánicos podían sintetizarse a partir de compuestos inorgánicos. Uno de estos experimentos lo realizó el célebre químico alemán, Friedrich Wöhler en 1828. Convirtió en urea al cianato de amonio, que se obtenía del amoniaco y otras sustancias inorgánicas, tan sólo calentándolo en

ausencia de oxígeno.

O

calor ||

NH4-OCN H2N- C- NH2

cianato de amonio urea

(inorgánico) (orgánico)


*El cianato de amonio se puede obtener con diferentes sustancias inorgánicas, algunas de ellas son:

a) Pb(OCN)2 + 2 NH4OH Pb(OH)2 + 2 NH4OCN

b) KOCN + NH4Cl NH4OCN + KCl

La urea se había obtenido siempre de organismos vivos y se suponía que contenía fuerza vital; sin embargo, el cianato de amonio es inorgánico, y por tanto, carece de tal fuerza. Algunos químicos afirmaron que la reacción pudo haberse contaminado con alguna huella de fuerza vital proveniente de las manos de Wöhler, pero la mayoría, reconoció la posibilidad de sintetizar compuestos orgánicos a partir de compuestos inorgánicos. Se llevaron a cabo muchas otras síntesis, y finalmente hubo de desecharse la teoría de la fuerza vital.

Hoy, aún cuando los compuestos orgánicos no necesitan una fuerza vital, se siguen diferenciando de los inorgánicos. La característica principal de estos compuestos, es que todos contienen uno o más átomos de carbono. Sin embargo, no todos los compuestos de carbono son sustancias orgánicas, pues el diamante, grafito, dióxido de carbono, cianato de amonio y carbonatos, se derivan de minerales y tienen propiedades inorgánicas características. A pesar de estas excepciones, la mayor parte de los millones de compuestos del carbono son orgánicos.

Formas alotrópicas del carbono



Características del átomo de Carbono

A principio del siglo XX, el número de compuestos inorgánicos y orgánicos era del mismo orden, unos cien mil. Actualmente se conocen muchos más compuestos orgánicos que inorgánicos. Entre 1880 y 1910, el número de compuestos orgánicos pasó de 12,000 a 150,000, en 1970, llegó a dos millones, en 1980 a 5 millones, y aproximadamente 10 millones en 1990, de seguir esta tendencia tendríamos para el año 2010 más de 20 millones. El número de compuestos inorgánicos también aumenta, pero a un ritmo mucho menor.


Características
  • Generalmente son no polares. El carbono y el hidrógeno en particular forman enlaces no polares debido a que tienen casi la misma electronegatividad.

  • Son insolubles en agua

  • Son solubles en líquidos orgánicos.

  • Sus puntos de fusión y ebullición son bajos.

  • La mayoría son no electrolitos.

  • Los compuestos orgánicos no se ionizan, ya que sus velocidades de reacción son menores.

  • Las reacciones orgánicas son muy lentas a causa de los enlaces covalentes.

Los hidrocarburos son compuestos formados por átomos de hidrógeno y carbono, están presentes en el gas natural, petróleo o aceite crudo y depósitos de carbón.



1.- Configuración electrónica y geometría molecular del carbono.


Configuración electrónica y estructura de Lewis

El átomo de carbono es el elemento central para todos los compuestos orgánicos, tiene un número atómico (Z=6), por lo tanto tiene 6 electrones: Dos de ellos ocupan el orbital 1s, otros dos ocupan el orbital 2s y los dos restantes ocupan los orbitales 2p. Su configuración se representa como:

1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0

Sin embargo, esta configuración también suele representarse como 1s22s2 2p2.

Si observamos la configuración electrónica del átomo de carbono, encontraremos que éste posee 4 electrones de valencia, es decir, electrones que se encuentran en el nivel de energía más externo, que en éste caso particular es el nivel 2.

En un elemento representativo, el número de electrones de valencia indica el número de grupo en la tabla periódica. Así, el carbono se coloca en el grupo IV A o grupo (14).

Estructura de Lewis

Las estructuras de Lewis son muy importantes en el estudio de la química orgánica y por consiguiente el estudiante debe ser capaz de describirlas con facilidad.

Al escribir estructuras de Lewis sólo se representan los electrones de valencia. Así el átomo de carbono, se representa como:

.

.C.

.

El carbono con sus 4 electrones externos, es capaz de formar cuatro enlaces covalentes simples por compartición de sus electrones con otros átomos.

C


Otras posibilidades son: un enlace covalente doble y dos enlaces covalentes simples.

C


Un enlace covalente triple y uno sencillo : C


Dos enlaces covalentes: = C =

Ejemplo:

Así, con 4 átomos de hidrógeno el carbono puede formar una molécula estable de metano (CH4).

La estructura de Lewis para la molécula del metano, es:



C


(Cada par de electrones se puede representar con un guión).


Una de las razones de que existan tantos compuestos orgánicos, es la propiedad del átomo de carbono de unirse consigo mismo, posibilitando la formación de cadenas, anillos y estructuras que contienen enlaces simples, dobles o triples. A esta propiedad del carbono se le denomina concatenación.

El enlace del Carbono (hibridación sp3, sp2, sp)

Como se mencionó anteriormente, el carbono forma enlaces covalentes simples, dobles y triples. Para formar estos enlaces, el carbono no usa sus orbitales atómicos puros, sino que los combina o hibridiza para la formación del enlace molecular, en cualquiera de las tres hibridaciones siguientes: sp3, sp2 o sp.

Aquí, es conveniente señalar que cuando el átomo de carbono se encuentra en un estado de mínima energía (estado basal) su configuración electrónica será

5

1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 (estado basal)

Con esta configuración no le es posible formar cuatro enlaces. Una manera de lograrlo es, adoptando la configuración de mayor energía (estado excitado). Decimos que un átomo se excita cuando recibe energía externa. En este caso, el carbono recibe energía externa, la cual es utilizada por los electrones externos para promoverse de un subnivel a otro, de mayor energía.

1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 (estado excitado)

Sin embargo, el carbono no utiliza estos orbitales para formar los cuatro enlaces, ya que si los utilizara tendríamos una molécula con enlaces sigma diferentes. Las evidencias experimentales nos muestran que el carbono cuando se une con cuatro átomos del mismo elemento, sus enlaces son de la misma energía y se dirigen de manera equidistante hacia los vértices de un tetraedro. Para explicar lo anterior, los químicos teóricos han propuesto que los orbitales atómicos del carbono se hibridizan.

Hibridación sp3

Se dice que se produce una hibridación sp3 en el átomo de carbono, cuando los orbitales 2s y 2p (uno s y tres p) se mezclan o hibridizan formando cuatro orbitales híbridos sp3.

1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 (estado excitado)

1s2 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 (estado híbrido)

Estos orbitales híbridos tendrán la misma forma y la misma energía, por ello se dice, que son equivalentes. Presentan un arreglo geométrico tetraédrico y sus ángulos de enlace de 109.5o.

La hibridación sp3 en el átomo de carbono, es característica de los alcanos. En cada caso, los enlaces formados por el átomo de carbono son enlaces sencillos (enlaces tipo sigma, s); los enlaces C-C se forman por el traslape de los orbitales sp3-sp3 y los enlaces C-H por el traslape de los orbitales sp3-s. Podemos concluir que siempre que el átomo de carbono se una a cuatro átomos iguales o diferentes, presentará hibridación sp3.



Hibridación sp2

La hibridación sp2 es característica de los alquenos, ella nos permite explicar sus características químicas, su geometría trigonal y los ángulos de enlace de 120°.

En esta hibridación se mezcla un orbital s con dos orbitales p, quedando un orbital p puro sin hibridizar.

1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 (estado basal)

1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 (estado excitado)

1s2 2(sp2)1 2(sp2)1 2(sp2)1 2pz1 (estado híbrido)

Los tres orbitales híbridos sp2 son usados por el átomo de carbono para formar tres enlaces s y el orbital p puro para formar el enlace p.