Fórmula empírica y molecular, y composición centesimal de un compuesto

¡Feliz miércoles!

¿Qué tal estás? Espero que te encuentres muy bien.

Hoy te comparto el vídeo del directo que hice el pasado viernes en Instagram y Facebook sobre CÓMO SE CALCULA LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR, Y LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO.

Todos los viernes hago un directo sobre un tema específico de química. ¿Tienes dudas en algún tema en concreto? Dejámelo en comentarios.

Espero que todos estos directos te sean de ayuda para avanzar en la asignatura.

Mucho ánimo y nos vemos el viernes en otro directo!

Cálculo del pH de una disolución de un ácido intermedio. Hidrólisis de sales.

¡Feliz Miércoles!

En este post te comparto un vídeo en el que te explico cómo calcular el pH de una disolución de un ácido intermedio-débil y la hidrólisis de una sal.

Este vídeo corresponde al directo que realicé por Instagram y Facebook el pasado 20 de noviembre. El segundo problema me lo envió una seguidora pidiéndome ayuda, así que decidí explicarlo complemente en el directo. Te animo a que me comentes en este post sobre qué tema te gustaría que hiciera un directo. Y también coméntame las dudas que tienes sobre algún tema de química. Lo tendré en cuenta para un próximo directo.

¡Mucho ánimo y espero verte este viernes en el directo!

Espontaneidad de las reacciones químicas

¡Holaa!

¿Cómo estás? Espero que estés disfrutando mucho de la semana.

Hoy te comparto el directo que hice la semana pasada sobre la espontaneidad de las reacciones químicas.

Para saber si una reacción es espontánea, está en equilibrio o no es espontánea en unas condiciones de T y P determinadas necesitas calcular el incremento de energía libre de Gibbs:

Aclaración: Si la reacción es espontánea quiere decir que la reacción se va a dar esas condiciones de P y T, y si es no espontánea la reacción no se dará en esas condiciones.

Espero que te sea de ayuda este vídeo =)

Mucho ánimo

Configuraciones electrónicas, números cuánticos e hibridación

¡Holaaa!

¿Cómo estás? Espero que estés súper bien.

Soy consciente que, debido a la pandemia, muchos estáis teniendo dificultades a nivel académico. No entendéis el temario muy bien, vuestro profesor no sabe cómo dar correctamente las clases de forma online, no sabéis a quién preguntar las dudas… Por ello, he decidido hacer un directo en las redes sociales a la semana mientras me sea posible. De esta forma, espero ayudaros a comprender la teoría y problemas de ciertos temas de química.

Hoy te comparto el directo que hice la semana pasada a través de Facebook e Instagram. En esta clase hicimos ejercicios sobre configuraciones electrónicas, números cuánticos e hibridación.

Si no me sigues en las redes sociales, te dejo los enlaces a mi cuenta de Instagram y Facebook. Esta semana habrá directo sobre Termodinámica. Será el viernes 13 de noviembre a las 18 h España; 13 h Bolivia; 12 h Colombia, Perú y Ecuador; 11 h CDMX.


Espero que te sea de mucha ayuda

¡Nos vemos en el próximo directo!

Formulación de hidrocarburos de cadena cerrada

¡¡Holaaaa!!

¿Cómo te ha ido la semana? Espero que la hayas disfrutado al máximo.

Hoy te traigo una explicación en vídeo sobre la formulación de los hidrocarburos de cadena cerrada. En el vídeo explico la teoría pero también hacemos dos ejercicios de forma detallada que estoy segura que te van a venir muy bien para aprender a nombrar estos compuestos.

Tienes unos apuntes detallados un poquito más abajo.

A continuación te los puedes descargar en pdf.

¡Espero que te sirva de ayuda!

Mucho ánimo!

Formulación de amidas

¡Feliz Viernes!

Por fin llegó el fin de semana. Espero que hayas pasado una semana estupenda y que aproveches el finde para disfrutar y descansar. ¡Qué eso siempre viene bien! =)

Esta semana te comparto una explicación sobre cómo formular amidas. En este vídeo tienes la teoría.

Tienes una explicación en texto más detallada y con ejercicios resueltos en la imagen que te dejo un poco más abajo.

A continuación te puedes descargar la explicación en texto en formato pdf.

Espero que te sea de ayuda.

¡Mucho ánimo!

Aminas

¡¡Hola de nuevo!!

¿Cómo estás? Yo con muchas ganas de seguir ayudándote a estudiar esta maravillosa materia =).

Hoy te voy a explicar cómo formular las aminas.

La explicación se divide en los siguientes puntos:

¿Qué son las aminas?

Las aminas (R-NH2) se pueden considerar compuestos derivados del amoniaco, NH3, por sustitución de uno, dos o tres átomos de hidrógeno por radicales.
Estas aminas pueden ser primarias, secundarias o terciarias, según se hayan sustituido uno, dos o los tres hidrógenos del amoniaco, respectivamente.

R-NH2 Amina primaria

R-NH-R‘ Amina secundaria

Amina terciaria

Aminas primarias

Las aminas primarias tienen esta fórmula: R–NH2
Se pueden nombrar habitualmente de dos formas:
A) Nomenclatura de sustitución: Se añade el sufijo “-amina” al nombre del hidrocarburo (sin la “o” final) que ha sustituido al hidrógeno del amoniaco.
La cadena principal será la que contenga el grupo amina y la más larga.

A la hora de enumerar los carbones el grupo –NH2 debe llevar el localizador más bajo posible. Orden de prioridad de mayor a menor para enumerar los carbones: grupo amino> enlaces múltiples (doble enlace prioridad sobre triple enlace)> radicales (por orden alfabético).

Esta nomenclatura es la más utilizada para las aminas primarias más complejas.

Ejemplos:

2-propanamina

2-Pentanamina

B) Nomenclatura funcional: Se añade el sufijo “-amina” al nombre del radical R. Esta es la más utilizada para las aminas simples.

Isopropilamina

(1-metilbutilamina)amina

Aminas secundarias y terciarias

  • Si los sustituyentes son todos iguales, se nombra el radical precedido del prefijo “di-” o “tri-”, según corresponda, seguido del sufijo “–amina”, sin espacios entre ellos.

Trimetilamina

Trifenilamina

Divinilamina

  • Si los sustituyentes son diferentes se pueden nombrar de dos formas:

A) Nomenclatura de sustitución: Se nombran como derivados de una amina primaria, considerando como amina primaria o cadena principal el radical que tenga mayor prioridad aplicando los criterios de elección de cadena principal que ya se conocen (se toma como cadena principal la que tiene el radical más complejo). Los otros radicales unidos al nitrógeno se consideran como sustituyentes de esta amina primaria.

Para elegir la cadena principal (radical) o la amina primaria se pueden seguir las siguientes criterios, los cuales están ordenados de mayor a menor relevancia:

-El radical del mayor número de enlaces múltiples, pero si este criterio no sirve se priorizará que haya un mayor número de dobles enlaces.

– La que tiene mayor número de átomos de C

– La que tiene los enlaces múltiples en los localizadores más bajos (teniendo en cuenta que el nitrógeno debe tener el localizador más bajo posible).

– las cadenas laterales con localizadores más bajos.

Para indicar que un radical se une al nitrógeno, en vez de a un carbono, se puede utilizar como localizador la letra N, escrita en cursiva o itálica “N-”.
Esta nomenclatura es la más utilizada cuando los radicales son complejos.

B) Nomenclatura funcional: Se nombran en primer lugar los radicales sustituyentes, R, R’ y R” por orden alfabético con el prefijo numérico si fuese necesario, seguidos del sufijo “-amina”. Para indicar claramente cuáles son los sustituyentes de N, se pueden colocar paréntesis al nombre de algunos de los radicales.

Para nombrar el compuesto anterior, primero tenemos que elegir qué radical actuará como cadena principal: El radical isopropilo (el de la derecha) actuará como cadena principal porque tiene más carbonos. Así que el radical metilo se nombra como sustituyente.

N-metilisopropilamina (Nomenclatura de sustitución)

isopropilmetilamina (Nomenclatura funcional)

En este caso, el radical que actuará como cadena principal o amina primaria será el radical fenilo porque es el que tiene un mayor número de enlaces múltiples. Así que el radical etilo (el que está abajo del nitrógeno) y el radical 2-metilpropil (el de la izquierda) actuarán como sustituyentes de la amina primaria.

N-etil-N-(2-metilpropil)fenilamina (Nomenclatura de sustitución)

Etilfenil(2-metilpropil)amina (Nomenclatura funcional)

Ejercicios resueltos

1.

3-metil-2-butenilamina

2.

N,N- dimetilterbútilamina

3.

Ciclohexanilfenilamina

4.

N-etil-N-metilciclohexanilamina

Espero que te haya servido esta explicación.

¡¡¡Mucho ánimo!!!

Problemas de cinética química

¡Holaaaa!

¿Qué tal estás? Espero que te encuentres muy bien. Hoy vamos a continuar con el tema de cinética química. En concreto, hoy vamos a hacer algunos problemas.

Problema 1

Para cierta reacción química, la constante de velocidad se triplica al aumentar la temperatura desde 10ºC hasta 30ºC. Calcular:
a) La energía de activación.
b) La constante de velocidad a 50ºC si a 25ºC es 0,024 L/(mol·s). (Dato: R = 8,31 J/(mol·K)
.

Problema 2

En la reacción: 2 A + B –>C La ecuación de velocidad es:

a) v=K [A]2 [B] b) v=K [A][B] c) v=K [A]2 [B] [C]2

e) No se puede saber si no nos da más información el problema.

La repuesta es la e).

No podemos saber la ecuación de velocidad si no nos dice nada más.

Si nos dijera que es una reacción elemental (transcurre en 1 sola etapa) entonces los coeficientes estequiométricos coincidirían con los órdenes parciales. En este caso la ecuación de velocidad sería la a).

La opción c) no será en ninguna opción, debido a que en la ecuación de velocidad de velocidad no aparece la concentración de productos.

Factores que influyen en la velocidad de reacción

¡Hola!

¿Cómo estás? Espero que estés animad@ y avanzando poco a poco hacia tus objetivos. Hoy vamos a seguir con el tema de cinética química. Más concretamente, vamos a estudiar cuáles son los factores que influyen en la velocidad de reacción.

La explicación se divide en los siguientes puntos:

La velocidad de reacción se ve influenciada por los siguientes factores:

Naturaleza química del proceso

Las reacciones que implican ruptura y formación de nuevos enlaces covalentes son más lentas, Sobretodo si los enlaces son múltiples. Por otro lado, las reacciones de transferencia de electrones
(redox) suelen ser rápidas ya que solo implica un intercambio de electrones, sin la ruptura de enlaces.

Estado físico de los reactivos

Para que se dé una reacción química es necesario que se produzca el choque de las moléculas. Por ello, todos los factores que favorecen la movilidad de las moléculas aumentan la velocidad de reacción. Así, las reacciones con reactivos sólidos transcurren lentamente pero si están disueltas o en estado gaseoso la reacción es más rápida.

Además, las reacciones homogéneas, es decir, las reacciones en las que todos los reactivos están en la misma fase, son más rápidas. Sobretodo, si se encuentran en estado gaseoso. Sin embargo, las reacciones heterogéneas (los reactivos están en fases diferentes) son más lentas que las homogéneas ya que depende de la superficie de contacto entre las fases.

Concentración de los reactivos y presión

De acuerdo con la teoría de colisiones (la veremos en el próximo post) para que se produzca una reacción química es necesario que choquen entre sí las moléculas de los reactivos. El número de choques será proporcional a la concentración de cada uno de los reactivos. De esta forma, y como se puede observar en la ecuación de velocidad, la velocidad es proporcional a la concentración los reactivos elevadas a sus órdenes parciales.
v=k [ A]α [B]β
Cuando se trata de una reacción entre gases, el aumento de la presión aumenta el número de moléculas. De esta forma, si aumentamos la presión aumentaremos los choques entre las moléculas y con ello la velocidad de reacción.
En aquellas reacciones donde se aplica un exceso de reactivo, aunque no se consiga aumentar la cantidad total de producto, se consigue un aumento de velocidad al haber una mayor concentración de reactivo.

Temperatura

La velocidad de todas las reacciones químicas aumenta al elevar la temperatura. Este efecto puede explicarse a partir de la teoría de colisiones (la explicaremos en el siguiente post), ya que al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética media de las moléculas y con ello el número de choques.
El aumento de la energía cinética de las moléculas conlleva además un mayor número de moléculas que, en el choque, superan la barrera energética que supone la energía de activación, con lo que aumenta considerablemente la velocidad de reacción.

Para la reacción A+B→ C+D, el siguiente gráfico presenta cómo varía la energía durante el transcurso de la reacción. Se puede ver que:

  • Ea sería la energía de activación, energía que deben de adquirir los reactivos para poder transformarse en los productos
  • ΔH es el incremento de entalpía de la reacción, energía que se desprende o se absorbe durante la reacción.


De acuerdo con la ecuación de Arrhenius al elevarse la temperatura aumenta el valor de la constante de velocidad, lo que conlleva el aumento de la velocidad de reacción.

Donde A es un factor preexponencial (factor de frecuencia), Ea es la energía de activación (energía necesaria para que se dé la reacción), R es la constante de los gases ideales y T es la temperatura.

Como se puede ver por el signo asociado al exponente -Ea/RT, un aumento de la temperatura da lugar a un aumento de K. Provocando un aumento de la velocidad de reacción.

Catalizadores

Un catalizador es una sustancia que, incluso en cantidades muy pequeñas, modifica mucho la
velocidad de una reacción, sin sufrir ella misma ninguna alteración química permanente. Este
fenómeno se denomina catálisis.

El catalizador no se consume en la reacción pero tiene un papel activo en la misma, ya
que cambia el mecanismo de la reacción, proporcionando un mecanismo de reacción cuya
energía de activación es menor.

Según la ecuación de Arrhenius:

si Ea es menor → el exponente de la ecuación es menor→ K es mayor → la velocidad es mayor

El siguiente gráfico representa la energía durante el transcurso de la reacción X→Y.


Cuando un catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos, se habla de catálisis
homogénea. Y cuando se encuentra en una fase diferente se trata de una catálisis heterogénea.

Ejercicios Resueltos

1. Considerando el diagrama de energía que se muestra, para la reacción: A → B + C conteste razonadamente a las siguientes preguntas:
a) ¿Cuál puede ser la causa de la diferencia entre la curva 1 y la 2?.
b) ¿Para cuál de las dos curvas la reacción transcurre a mayor velocidad?.
c) ¿Qué le sucederá a las constantes de velocidad de reacción si se aumenta la temperatura?.

a) La diferencia entre la curva 1 y 2 es la energía de activación, la curva 1 presenta una energía de activación mayor la curva 2. Esto puede ser debido a que en la curva 2 se ha empleado un catalizador, lo cual provoca que la energía de activación disminuya.

b) La velocidad será mayor para la curva 2, ya que la energía de activación es menor. Según la ecuación de Arrhenius, al disminuir la Ea aumenta la K y se aumenta la velocidad.

c) Según la ecuación de Arrhenius:

si la T aumenta→ el exponente de la ecuación disminuye→K aumenta→ V aumenta

2. La reacción en fase gaseosa: 2 A + B → 3 C es una reacción elemental
a) Formule la expresión para la ecuación de velocidad.
b) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética.
c) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción un aumento de la presión.
d) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción un aumento del volumen a temperatura constante.

a) V= K [A]2 [B] Al ser una reacción elemental, los coeficientes estequiométricos coinciden con los órdenes parciales de cada reacctivo.

b) Unidades de la velocidad: mol/(L·s)

Unidades de la K: V= K [A]2 [B]→ mol/(L·s)= K (mol/L)2 → K=mol·L2/mol2 ·L·s= L/(mol·s)

c)En una reacción en fase gaseosa, un aumento de la presión (ó disminución de volumen) provoca que las moléculas de reactivos estén más juntas, lo cual provoca mayor probabilidad de choques, por lo que se aumenta la velocidad de reacción.

d) En una reacción en fase gaseosa, un aumento del volumen (ó disminución de la P) provoca que las moléculas de reactivos estén más separadas, lo cual provoca menor probabilidad de choques, por lo que se disminuye la velocidad de reacción.


Velocidad de reacción

¡Hola!

¿Qué tal estás? Espero que hayas disfrutado mucho durante el mes de agosto. Como te prometí, aquí estoy de nuevo con las explicaciones en vídeo y texto. Hoy vamos a comenzar con el tema de cinética química. En concreto, vamos a ver cómo se calcula la velocidad de reacción.

La explicación se divide en:

Significado de la velocidad de reacción

Una reacción química tiene lugar si está favorecida termodinámicamente y, además, es necesario que se de a una velocidad suficiente.

En una reacción química los reactivos desaparecen progresivamente en el transcurso de la reacción, mientras los productos aparecen. La velocidad de reacción permite medir cómo varían las cantidades de reactivos y productos a lo largo del tiempo. Utilizando la concentración como medida de la cantidad de sustancia se define la velocidad de reacción como la variación de concentración de reactivo o producto por unidad de tiempo.
Para una reacción genérica expresada por:

aA+bB→ cC+dD

Por definición, la velocidad de A y B sería:

De forma gráfica, la velocidad de una reacción en un instante t dado es igual a la pendiente de la recta tangente a la curva concentración-tiempo, en el punto correspondiente a ese instante.

En el gráfico la velocidad de los reactivos, supongamos el reactivo A, en el tiempo t sería la pendiente de la recta tangente a la curva en ese instante t.

Además, la velocidad media de la reacción se calcula de la siguiente manera:

O también se puede expresar la velocidad media en incrementos:

Las unidades de la velocidad de reacción son mol·L-1s-1.

Si se trata de una reacción reversible (como la que se muestra en la figura anterior) las concentraciones de los reactivos y los productos y las velocidades directa e inversa varían. Hasta que llega un momento que se alcanza el equilibrio en el que las velocidades directa e inversa son las mismas y las concentraciones de reactivos y productos y las velocidades directa e inversa se mantienen constantes.

Sin embargo, si se trata de una reacción irreversible (como la que se muestra en la siguiente figura) la concentración de los reactivos (A) disminuye y la concentración de los productos (P) aumenta. Hasta que llega un momento en el que se ha consumido todo el reactivo (A), a partir del cual ya no se vuelve a dar la reacción.

Ecuación de la velocidad

La velocidad de reacción se obtiene experimentalmente. A partir de las velocidades iniciales de reacción para los reactivos y variando sus concentraciones iniciales, se puede determinar la expresión matemática que relaciona la velocidad con las concentraciones. A esta expresión se le conoce como ley diferencial de velocidad o ecuación de velocidad.

ν=k [A]α [B]β

Los exponentes α y β se denominan órdenes parciales de reacción. La suma α + β se llama orden total de reacción.

En las reacciones elementales, transcurren en una sola etapa, α y β coinciden con los coeficientes
estequiométricos. Sin embargo, en las reacciones que transcurren en varias etapas esto no ocurre y deben determinarse experimentalmente.
La constante k se denomina constante de velocidad. Su valor es característico de cada reacción y depende de la temperatura de reacción. Las unidades de la constante deben deducirse de la expresión experimental obtenida para la velocidad de reacción.

Mecanismos de una reacción

Se llama mecanismo de reacción al proceso a través del cual transcurre una reacción.
Una reacción es elemental cuando el transcurso de la misma puede representarse mediante una sola ecuación estequiométrica, es decir, se realiza en una sola etapa.
A + B → AB
Una reacción es compleja cuando transcurre en varias etapas.
Así, por ejemplo, para la reacción global
A + 2B → AB2
Si transcurre en dos etapas, que podrían estar representadas por:
A + B → AB 1ª etapa
AB + B → AB2 2ª etapa
La ecuación de velocidad depende de las etapas que intervienen en el proceso.
Se denomina molecularidad al número de moléculas que intervienen en una etapa. Como ya hemos explicado anteriormente, la molecularidad de una reacción elemental coincide con el orden total.

Por ejemplo, la siguiente reacción es elemental:

2 NO+ O2 → 2NO2 ν=k [NO]2 [O2]

Los coeficientes estequiométricos coinciden con los órdenes parciales (molecularidad=órdenes parciales).

Otro ejemplo, la oxidación del bromuro de hidrógeno se trata de un mecanismo en varias etapas:
4 HBr(g) + O2(g) → 2 Br2(g) + 2 H2O(g)
Consta de las siguientes etapas:
HBr + O2 → HBrOO lenta
HBrOO + HBr → 2 HBrO rápida
2(HBrO + HBr → H2O + Br2) rápida
La etapa más lenta es la primera y es la que determina la velocidad de la reacción global. Si se suman todas las etapas da lugar a la reacción global.

La ecuación de velocidad se determinó experimentalmente y es:
v= k [HBr] [O2]

Ejercicios resueltos