4.8. Unidades de medida usuales: atomogramo, mol-gramo, volumen-gramo molecular, número de Avogadro.
Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el
peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo.
La masa en gramos de los átomos de los elementos debe
encontrarse en la misma relación que sus masas atómicas.
Para todos los elementos, podemos concluir que la masa atómica de “x” elemento
expresada en gramos, representa un número similar de átomos de todos los
elementos. Se encontró experimentalmente que éste número era de 6.02 x 1023 átomos,
el número de Avogadro.
Masa del átomo – gramo (abreviado átomo – gramo) es la masa atómica del
elemento expresado en gramos.
Ejemplo: El átomo – gramo del:
Cloro = 35. 453 gr
Carbono = 12.01115 gr
Azufre = 32. 064 gr.
Hidrógeno = 1.00 797 gr
Oxígeno = 15.9994 gr
Mol-gramo
Es un número de
moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia
expresada en gramos.
MASA FORMULA (Peso formula,
peso molecular o masa molecular - para enlaces covalente)
La
suma de la masa de los átomos, como se indica en la fórmula representa la masa
– fórmula de la sustancia. En el caso de los compuestos covalentes como el
agua, la masa formula también se llama masa molecular.
Se determina multiplicando el número de átomos de cada elemento de la
fórmula del compuesto por su masa atómica que se consulta en la tabla
periódica.
Ejemplo.
Calcular la masa – fórmula para:
H2O = 18 uma
H =
1.00 uma x 2 =
2.00 uma
O = 16.00
uma x 1 = 16.00 uma
18.00
uma
Volumen
gramo molecular:
Es el volumen
que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*,
y es igual a 22.4 1/mol.
*Temperatura
normal: 0° C o 273° K
Presión Normal:
1atm o 760 mm de Hg.
Número de
Avogadro.:
El número de moléculas
que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro.
El número o
constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una constante utilizada en
química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la
cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de
carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para
NA en 2002 por CODATA es:
NA = (6,0221415
± 0,0000010) × 1023 mol−1.
A la cantidad de
un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el
factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA
uma.
• Todo el
volumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy
aproximadamente) el número de Avogadro.
4.9. Cálculos estequiométricos B: relación
pesopeso, relación
peso-volumen reactivo limitante, reactivo en
exceso, grado de
conversión o rendimiento
Relaciones mol-mol.
En este tipo de relación la sustancia dato se da en
unidades de moles y la sustancia incógnita también se pide en unidades de
moles.
Ejemplo
¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando
con suficiente oxígeno(O2) se necesitan para obtener 4 moles de
agua(H2O).
X mol 4 mol
CH4 + 2 O2 à CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol
X mol CH4 -----------
4 mol H2O
1 mol
CH4
----------- 2 mol H2O
X= (1 mol CH4 ) (4 mol H2O)
2
mol H2O
X = 2
mol CH4
Esto significa que se necesitan 2 moles de metano para
producir 4 moles de agua
Relaciones peso-peso.
Las llamadas relaciones estequiométricas dependen de la
manera en que se plantea el problema, es decir de las unidades en que se da
la sustancia dato del problema y de las unidades en que se
requiere o pide la sustancia incógnita (dato que se desconoce y se
pide calcular).
Relaciones dato - incógnita
- Masa – masa masa – mol
Mol – masa
Vol
– masa
- Masa – volumen mol – vol
Vol
– mol
- Volumen - volumen
Unidades de medida
Masa = gramos, kilogramo o mol
Volumen = L, ml, m3, cm3
Revisemos ahora cuanta
información podemos obtener a partir de una ecuación química balanceada, y que
utilizaremos según el tipo de relación que se presente en el problema.
ECUACION: N2 + 3H2
à 2NH3
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->1 mol de N2
+ 3 moles H2 à 2 moles de
NH3
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->1 molécula de N2
+ 3 moléculas H2 à 2 moléculas
de NH3
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->28 gr de N2 + 6 g de H2
à 34 g de NH3
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->6.02 x 1023 moleculas N2
+ 3 (6.02 x 1023 ) molec. CH2 à 2 (6.02 x 1023)molec. de NH2
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->22.4 L de N2 + 67.2
L de H2 à 44.8 L de NH3 (Si son gases en condic. NPT) 1L N2
+ 3L H2 à 2L NH3 (Si son otras condiciones y se
aplica la ley de los
volúmenes de combinación de Gay-Lussac)
RELACIÓN MASA –
MASA 0 PESO-PESO
En éste
tipo de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta están en
alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas veces la
información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la cantidad en
gramos o viceversa.
Ejemplo:
El hidróxido de litio sólido se emplea en los vehículos
espaciales para eliminar el dióxido de carbono (CO2) que se exhala
en medio vivo. Los productos son carbonato de litio sólido y agua líquida ¿Qué
masa de bióxido de carbono gaseoso puede absorber 8gr de hidróxido de litio
(LiOH)?. La reacción que representa el cambio es:
2
Li OH(s) + CO2 (g) à Li2 CO3 (s)
+ H2 O(l)
PASOS PARA RESOLVER: (SE SIGUEN LOS MISMOS PARA
CUALQUIER RELACION)
<!--[if !supportLists]-->1. <!--[endif]-->Checar
que la ecuación esté balanceada correctamente
<!--[if !supportLists]-->2. <!--[endif]-->Subrayar
la sustancia proporcionada como dato en
la ecuación y la que se da como incógnita.
Anotarlo arriba de cada sustancia, la incognita con una X y el valor del dato
proporcionado con todo y unidad.
<!--[if !supportLists]-->3. <!--[endif]-->Realizar
los cálculos necesarios para obtener la información (valores) que me
proporciona la ecuación química balanceada, en las mismas unidades en que se da
la sustancia dato y en la que se pide la sustancia incógnita..
Colocarlos debajo de las dos sustancias subrayadas en el paso 2.
<!--[if !supportLists]-->4. <!--[endif]-->Las
proporciones así obtenidas extraerlas de la ecuación química y resolver para la
incógnita X.
SOLUCIÓN:
8 g Xg
2 Li OH(s) + CO2
(g) à Li2
CO3 (s) + H2
O(l)
48g 44g
8 g Li
OH Xg CO2
48g Li OH 44g CO2
Resolviendo para X tenemos:
X
= 7.33 g de CO2
Se interpreta de la siguiente manera:
pueden reaccionar 7.33 g de CO2 con los 8 gr de Li OH(s)
Cálculos donde intervienen los conceptos de Reactivo limitante
Reactivo en exceso Grado de conversión o rendimiento
REACTIVO LIMITANTE
Reactivo
limitante.- El que se encuentra en menor cantidad en una reacción química y de ella depende la
cantidad de producto obtenido.
Reactivo en exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor
cantidad y que cuando reacciona toda la sustancia limitante, existe una cantidad de ella que no participa
en la reacción; es decir es un sobrante en la reacción
Ejemplo:
Suponga
que se mezcla 637.2gr de Amoniaco (NH3) con 114gr de CO2
¿Cuántos
gramos de urea (NH2) 2 CO se obtendrán?
2 NH3 + CO2 à
(NH2) 2 CO + H2 O
1.- Determinamos
la información implícita contenida en la ecuación balanceada:
Para el amoníaco: 2 NH3
N = 14
H = 3
17 x 2
= 34g
Para el Bióxido de carbono: CO2
C = 12 x 1 = 12
O = 16 x 2 = 32
44 gr
De la misma manera se calcula la masa
molar de la urea y se obtiene 60 g/mol.
(NH2) 2 CO = 60 g/mol
a) Ahora resolvemos para la relación
de sustancias subrayadas:
637.2 g Xg
2
NH3 +
CO2 à (NH2) 2 CO +
H2 O
34 g 60 g
637.2 g NH3
à X g
Si
34 g NH3 à 60g (NH2) 2 CO
x = (637.2 g NH3 )
(60gr (NH2) 2
CO) = 1, 124 g de urea.
34g NH3
b) Aquí calcularemos la cantidad de
urea que se puede obtener con los 114 g
de CO2, para que de esta
manera, determinemos que sustancia es el reactivo limitante. 114 g Xg
2
NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO +
H2 O
44 g 60 g
114 g de CO2
------ Xg
Si 44 g de CO2 ----
60 g de (NH2)
2 CO
X = 155.45 g de urea (máximo de urea que se obtendría)
Por lo tanto el reactivo limitante es
el CO2
c) Suponiendo
que quiero que reaccione todo el CO2 ¿Cuanto amoniaco debería de utilizar?
Para determinarlo, resolvemos para la
relación:
Xg 114g
2
NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O
34g 44g
Xg à 114 gr CO2
Si
34 g NH3 à 44
g CO2
X = 88 g de NH3
(lo que reacciona del amoniaco)
d) Lo que quedaría de amoniaco
sin reaccionar sería:
637.2 g NH3 inicial – 88 g
NH3· que reacciona = 549 g de NH3
Rendimiento
de una reacción
La
cantidad de reactivo limitante presente 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. El rendimiento teórico es el
máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En
la práctica, el rendimiento real,
o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi
siempre es menor que el rendimiento
teórico.
La cantidad
de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante
se denomina el rendimiento teórico de la
reacción,
La cantidad
de producto que se obtiene realmente en una reacción
es el rendimiento real
Rendimiento
real < Rendimiento teórico
El rendimiento porcentual o porcentaje del
rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico
Por
ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 155.45 g de
urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 131.88 g el
porcentaje de rendimiento sería:
% de Rendimiento =
131.88 g X 100 =
84.84 %
155.45 g
El
intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los
químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las
reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento
se encuentran la temperatura y la presión.
4.10.
Reacciones Químicas Simples.
Reacciones Químicas
Consisten en una transformación de las sustancias iniciales
(REACTIVOS) para obtener unas determinadas sustancias finales (PRODUCTOS).
Desde el punto de vista atómico se pueden interpretar las
reacciones químicas como una ruptura en los enlaces entre los átomos, y un
reordenamiento de los mismos para formar sustancias nuevas.
Las R.Q. se representan de forma abreviada mediante una ecuación
química:
CH4 + O2 CO2 + H2O
A veces se debe indicar con letras entre paréntesis el estado de
las sustancias:
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Sólido (S)
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Liquido (L)
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Gaseoso (G)
En todas las Ecuaciones químicas se debe cumplir la ley de la
conservación de la masa. Lo que significa que debe haber el mismo número de
átomos en los reactivos como en los productos.
Para esto se utilizan unos números delante de cada sustancia en
la ecuación para así ajustarla y que se mantenga la proporción que deben
mantener dichas sustancias al reaccionar.
Ejemplo:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Las reacciones químicas ajustadas nos suministran cierta
información:
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Cualitativas: Indica cuales son las sustancias reaccionantes
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Cuantitativas: Nos indica la relación existente entre las
cantidades de reactivos y productos
Energía
De Las Reacciones Químicas
Debido a que la energía de los productos es distinta a la
energía de los reactivos, en las R.Q. se producen ciertas transferencias de
energía:
· exotérmica: es cuando la energía de los reactivos
es mayor que la de los productos, esto quiere decir que durante el transcurso
de la R.Q. se produce un desprendimiento de energía, ya sea en forma de luz,
calor, etc.
Este desprendimiento de energía se produce de diversas formas:
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Mediante un intercambio de calor (combustión de butano)
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Mediante la producción de energía eléctrica
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Mediante la producción de luz y sonido (dinamita)
· Endotérmica: Se produce cuando la energía de
los reactivos es menor a la de los productos, entonces se produce una absorción
de energía (aportada) durante el proceso de la reacción química.
Este aporte de energía se realiza por:
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Un suministro de calor
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Un suministro de energía eléctrica
<!--[if !supportLists]-->·
<!--[endif]-->Aporte de luz (Fotosíntesis)
En las R.Q. se produce siempre un desprendimiento o absorción de
energía debido a los cambios de energía interna que experimentan las sustancias
de una R.Q.
A la energía desprendida o absorbida en una R.Q. debido a una
diferencia de temperatura le llamamos Calor
de reacción.
En una R.Q. exotérmica el calor de reacción es negativo, mientras que en una
R.Q. endotérmica es positivo
Para calcular el calor absorbido o el calor desprendido se
utilizan las ecuaciones
termoquímicas, en las cuales se indica al final de la reacción el valor
numérico del calor de reacción.
Ejemplos: C + O2 CO2 + 393,5 KJ EXOTÉRMICA ("H = -393,5 KJ)
N2 + O2 2NO - 180,7 KJ ENDOTÉRMICA ("H = 180,7 KJ)
Reacciones
de Combustión
Son aquellas R.Q. en las que actua una sustancia llamada Combustible que reacciona con el Comburenteproduciendoce en la
gran mayoria de los casos CO2 y H2O.
En estas reacciones se produce siempre un gran desprendimiento
de energicen forma de radiación termica y/o luminosa
Tipos de
R.Q.
· Síntesis o combinación (A + B AB)
Dos o mas sustancias reaccionan para dar lugar a una mas
compleja
· Descomposición (AB A + B)
Una sustancia se descompone para dar lugar a dos o mas
sustancias simples
· Desplazamiento o sustitución (AB + C AC +
B)
al combinarse dos o mas sustancias estas se reagrupan formando
sustancias nuevas
Reactivo
Limitante
Las reacciones químicas nos indican la proporción en que las
sustancias reaccionan, pero estas sustancias pueden encontrarse en cualquier
proporción, por tanto la reacción dependera de una sustancia, la cual se
encuentra en cierta proporción, y cuando esta sustancia se agote, finalizara la
reacción. A dicha sustancia la llamamos Reactivo
Limitante, y que normalmente es la que se encuentra en menor proporción.
De esta forma la ecuación se encuentra en una correcta
proporción gracias a los números en ROJO
4.11 Acido-base
Cuando en una
solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones
hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se
llama básica o alcalina a la solución cuya
concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.
Una solución es
neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones
hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver:
Ionización del agua)
La primera
definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane
Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones
(H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta
definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco
(NH3) que carecen del grupo OH- y poseen
características básicas.
Una definición
más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas
Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede
donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a
diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar
protones.
Una definición
más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien
describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones
y una base es aquella que puede donar ese par.
Ver: ¿Qué es el pH?
Los ácidos y las
bases se caracterizan por:
Ácidos
|
Bases
|
Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc).
|
Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)
|
En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol
|
En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol
|
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases
|
Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína
|
Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)
|
Producen una sensación untuosa al tacto
|
Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo
hidrógeno
|
Precipitan sustancias disueltas por ácidos
|
Neutralizan la acción de las bases
|
Neutralizan la acción de los ácidos
|
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica,
experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química
|
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica,
experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química
|
Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos
para la piel)
|
Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos
vivos)
|
Enrojecen ciertos colorantes vegetales
|
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
|
Disuelven sustancias
|
Disuelven grasas y el azufre
|
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases
|
Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
|
Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites
|
Tanto ácidos
como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida
cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros
alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en
nuestro organismo se traduce en problemas de salud.
Teoría
Ácido-Base de Lowry-Bronsted
Según Bronsted y
Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H+)
al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.
Cuando una
molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se
forma su "ácido conjugado"
Base
|
Protón que gana
|
Ácido conjugado
|
OH-
|
H+
|
H2O
|
NH3
|
H+
|
NH4+
|
CO3-2
|
H+
|
CO3H-
|
Cuando un ácido
pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".
Ácido
|
Protón que pierde
|
Base conjugada
|
ClH
|
H+
|
Cl-
|
SO4H2
|
H+
|
SO4H-
|
NO3H
|
H+
|
NO3-
|
Fuerza de los
ácidos y las bases
La fuerza de un
ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar
protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2,
NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH,
CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian
en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo
ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma
concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las
soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.
Las bases
también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y
débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se
disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las
constantes de disociación de las bases débiles (KB) reflejan el grado
de ionización.
Una
generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es
que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una
sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.
4.12 OBTENCION DE
COMPUESTOS ORGANICOS HALOGENUROS,COMBUSTION DE HIDROCARBUROS, BENCENO Y
SUS DERIVADOS, POLIMEROS.
Hologenuros
Son
aquellos compuestos orgánicos que poseen uno o varios átomos de halógeno
en su molécula. Existen diversos tipos de h., que se diferencian no sólo
en el halógeno, sino también en la reactividad característica del mismo.
Halogenuros
en carbono saturado. Son los que poseen el átomo o átomos de halógeno en un
átomo de carbono con hibridación sp3
a)
Los haluros de vinilo, comoCH2-CH-Cl CH3-CH-CH-Br cloruro de
vinilo bromuro de propenilo
b)
Los haluros de arilo, comoC6H5-Cl p-Br-Q114clorobenceno
p-dibromobenceno Existen otros muchos compuestos orgánicos halogenados que no
se incluyen entre los h. por tener otros grupos funcionales o formar el átomo
de halógeno parte de una función más compleja. Entre ellos se pueden citar los
cloruros de ácido (como el cloruro de acetilo, CH30001), las halohidrinas (como
la clorhidrina etilénica, HOCH2CH2CI), los ácidos halogenados (como el ácido
cloroacético,CICH2000H).
La combustión
La combustión es el proceso químico por el cual una sustancia,
llamada combustible, reacciona con el oxígeno. En general, esta reacción es
fuertemente exotérmica, desprendiéndose energía en forma de calor, luz o
sonido.
Esta reacción no tiene lugar de forma espontánea, sino que, para que
comience, ha de aportarse energía a través de una llama o de una chispa
eléctrica. Eso si, una vez empezada, continúa por sí sola hasta que se agote el
combustible o el oxígeno.
Es una reacción de gran importancia, tanto en la naturaleza como para la
actividad humana, ya que es la forma en que los seres vivos y los artefactos
humanos obtienen de forma muy mayoritaria su energía. Reacciones de
combustión particularmente importantes son:
La combustión del carbono. Su ecuación química es la
siguiente: C(s) + O2(g) → CO2(g).
El producto es dióxido de carbono y se desprende energía lumínica y calorífica.
Cuando esta reacción tiene lugar con poco oxígeno, la reacción es entonces:
C(s) + ½O2(g) → CO(g),
formándose monóxido de carbono, un gas venenoso y muy peligroso.
La combustión de hidrocarburos (compuestos cuya base es
carbono e hidrógeno). En esta reacción se forma CO2 y vapor de
agua. Es la reacción que tiene lugar en la combustión de los combustibles
fósiles (carbón y petróleo), fuente básica de obtención de energía en nuestra
sociedad. Un ejemplo de esta reacción es la combustión del metano:
CH4(g) + 2O2(g) →
CO2 (g) + 2 H2O (g)
|
La combustión de la glucosa en el cuerpo humano. La
glucosa, procedente de la digestión de ciertos alimentos o de la transformación
de otras sustancias, reacciona con el oxígeno presente en las células,
produciendo CO2, agua y liberando energía. Esta reacción es lo que
se conoce como respiración, cuya importancia no es necesario
recordar.
Un punto importante a destacar, es que los productos de la combustión,
fundamentalmente el dióxido de carbono, tienen una gran incidencia cuando son
liberados al medio ambiente, ya que este gas es el que produce mayor efecto
invernadero.
Compuestos Orgánicos más importantes, como
se obtienen, sus propiedades y usos:
ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH):
Por oxidación catalítica de
los gases del petróleo
Por oxidación del etanal o acetaldehído
Haciendo
reaccionar alcohol metílico con monóxido de carbono
Propiedades: Se presenta como liquido incoloro de olor muy picante.
Funde a 16ºC y ebulle a 118ºC. Su densidad es 1,05q/cm3. Es soluble en agua, alcohol y éter.
Usos: Se emplea
en la producción del plástico,
como alimento, en la fabricación de colorantes, insecticidas y productos
farmacéuticos; como coagulante del látex natural.
Ácido ascórbico
o Vitamina C:
Obtención: Se encuentra presente en las frutas
cítricas
Propiedades: Se
presenta en forma de cristales blancos. Es soluble en agua, ligeramente soluble
en alcohol e insoluble en éter. Fuende a 192ºC
Usos: Se emplea como antioxidante y preservativo de alimentos como la
mantequilla, la leche de
larga duración, bebidas y vinos. Enmedicina, para prevenir el escorbuto
Ácido Cítrico
(C6H8O7):
Obtención: A partir de las frutas como el
limón, la lima, la toronja y la naranja. También se le obtiene por fermentación degradante
decarbohidratos.
Propiedades: Se
presenta en forma de cristales o polvo translúcido incoloro. Funde a 153ºC. Su
densidad es 1,54g/cm3. Es soluble en agua y en alcohol.
Usos: Se usa
como antioxidante en alimentos tales como vinos, bebidas refrescantes y sodas,
confitería, leche concentrada de larga duración y alimentos enlatados (caviar,
gambas); como agente quitamanchas del acero inoxidable y de otros metales
Éter dietílico (C4H10O):
Obtención: Se prepara por deshidratación del
alcohol etílico
Propiedades: Es
un liquido de color agradable
y penetrante, muy volátil e inflamable. Sus vapores son los mas densos
que el aire, pero mas livianos que el agua. Su densidad es 0,78g/cm3.
Funde a -16ºC y ebulle a 35ºC. Presenta un gran poder disolvente ya
que diluye alcaucho, al aceite y a las grasas.
Usos: En medicina, como analgésico local, En el laboratorio, como
disolvente y reactivo.
Alcohol etílico o Etanol (C2H6O):
Obtención: Se puede obtener de diversas maneras:
por síntesis, partiendodel acetileno; por fermentación de sustancias
azucaradas y por destilación del vino.
Propiedades: Es un liquido incoloro, de olor
caractristico, agradable y sabor ardiente. Ebulle a 78ºC. Es soluble en agua,
en todas las proporciones. Su densidad es 0,79g/cm3.
Usos: Como
componente de las bebidas alcoholicas y en la síntesis de compuestos orgánicos.
Un compuesto orgánico se reconoce porque al arder produce un residuo
negro de carbón. Al comparar el estado físico y la solubilidad de
diferentes compuestos orgánicos nos percatamos de que: Pueden existir en
estado sólido, líquido o gaseoso
La solubilidad en el agua varía, desde los que son totalmente insolubles
hasta los completamente solubles donde están presentes.
Los compuestos orgánicos constituyen la mayor
cantidad de sustancias que se encuentran sobre la tierra. Contienen desde
un átomo de carbono como el gas metano CH4 que utilizamos como
combustible, hasta moléculas muy grandes o macromoléculas con cientos de miles
de carbono como el almidón, las proteínas y los ácidos nucleídos.. La
existencia de tantos compuestos orgánicos de diferentes tamaños se debe
principalmente a:
La capacidad del
átomo de carbono para formar enlaces con otros átomos de carbono.
La facilidad con
que el átomo de carbono puede formar cadenas lineales, ramificadas, cíclicas,
con enlaces sencillos, dobles o triples.
El átomo de carbono, puede formar enlaces en las tres dimensiones del
espacio.
Olores característicos de algunos compuestos orgánicos
4.13 ELEMENTOS DE IMPORTANCIA
ECONOMICA, INDUSTRIAL Y AMBIENTAL EN EL PAIS O EN LA REGION.
Elemento de Importancia Económica:
Hidrogeno, Boro, Carbono, Oxigeno, Cloro, Bromo, Yodo
Elemento de Importancia Industrial:
Aluminio, Cobalto, Mercurio, Antimonio, Cobre ,
Hierro, Oro
Elementos de Importancia Ambiental:
Bromo, Azufre , Cadmio. Mercurio , Antimonio, Arsénico ,Fósforo
,Plomo ,Cloro,
Cromo , Manganeso
Jesus Arnoldo Hernandez Cavazos
Ruth Acela Mancilla Rosas
Jesus Sebastian Cuevas
Jesus Arnoldo Hernandez Cavazos
Ruth Acela Mancilla Rosas
Jesus Sebastian Cuevas
Presentacion 10 from arnoldo14
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