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DepartamentoCientífico -Matemático



Con este trabajo se pretende que el alumno que ha superado la materia de Física y Química de 4º de ESO repase todo lo estudiado durante el verano para afrontar la materia de Bachillerato con mayor seguridad.

Las unidades 1-6 han sido desarrolladas completamente durante el curso, por lo que en cada una de ellas se indican los contenidos, de forma que el alumno pueda acudir al libro y/o a sus apuntes para repasarlos, y se adjuntan ejercicios para trabajar la materia.

La unidad 7, debido a que se ha estudiado pero no de forma completa, está desarrollada en este documento, de forma que se pueden estudiar los contenidos y después hacer los ejercicios que se proponen.

La unidad 8 (Química Orgánica) no se ha estudiado este curso debido a la falta de tiempo, por lo que también se ha desarrollado en este documento y se han propuesto ejercicios para trabajarla.

Os recomendamos a todos los que tenéis la materia superada que hagáis un esfuerzo durante este verano (bien organizado, hay tiempo para todo) para llegar a Bachillerato con la mayor garantía de éxito.

Que disfrutéis de vuestras merecidas vacaciones y que repaséis nuestra materia.

Feliz verano.

Profesoras de Física y Química.



UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DEL MOVIMIENTO

CONTENIDOS

Definición de movimiento y su relatividad Magnitudes para describir un movimiento: posición, desplazamiento, espacio recorrido, trayectoria, velocidad y aceleración Ecuación del movimiento Definición de velocidad. Velocidad media e instantánea Movimientos uniformes y movimientos variados; rectilíneos y curvilíneos Diferencia entre magnitudes escalares y vectoriales: el vector velocidad Movimiento rectilíneo y uniforme: ecuaciones Variación del vector velocidad: movimientos acelerados Aceleración media e instantánea Aceleración en movimientos rectilíneos y circulares uniformes: at y an

Movimiento rectilíneo uniformemente acelerado: ecuaciones Movimiento circular y uniforme: ecuaciones y magnitudes Movimientos cotidianos: caída libre



EJERCICIOS

1. A esta gráfica v-t ¿Qué gráfica s-t corresponde? Justifica tu respuesta, indicando a qué movimiento corresponde y cuáles son sus ecuaciones

a)

c)

b)

2. Define los siguientes conceptos: sistema de referencia, desplazamiento, velocidad media y aceleración instantánea

3. La manecilla segundera de un reloj mide 2,2 cm y tiene una cenefa a 0,8 cm del centro

a. Calcula la velocidad angular y lineal y la aceleración normal en ambos puntos. ¿Qué magnitudes son iguales y cuáles diferentes? ¿Por qué?

b. ¿Qué dirección y sentido tiene el vector que representa esta aceleración?

4. Un ciclista sale de una ciudad A a las 10:00h con una velocidad de 40 km/h, dirigiéndose hacia el pueblo B, que dista 57 km. Al mismo tiempo, una moto sale de B hacia A con una velocidad de 100 km/h. Indica cuánto tiempo tardarán en encontrarse y a qué distancia de A lo harán.

5. Desde la azotea de un edificio de 47 m de altura se deja caer una maceta. ¿Cuánto tiempo tarda en caer? ¿Con qué velocidad llega al suelo? Representa gráficamente v-t

0

20

40

60

80

100

0 2 4 6 8 10t(s)

s(m

)0

1

2

3

4

5

0 2 4 6 8 10t(s)

s(m

)

0

5

1015

2025

30

0 2 4 6 8 10t(s)

s(m

)

0

1

2

3

4

5

0 2 4 6 8 10t(s)

v(m

/s)



UNIDAD 2. FUERZAS Y PRINCIPIOS DE LA DINÁMICA

CONTENIDOS Interacciones entre los cuerpos: las fuerzas; características de una fuerza y causas del movimiento;

tipos de fuerzas Fuerzas y deformaciones. Ley de Hooke: medida de fuerzas con el dinamómetro Principios de la Dinámica I: principio de inercia; equilibrio de fuerzas Principios de la Dinámica II: principio fundamental de la Dinámica Principio de acción y reacción Fuerza resultante de varias fuerzas: composición de fuerzas; descomposición de fuerzas concurrentes Fuerzas que nos rodean: el peso y la normal La ley de gravitación universal Fuerzas de rozamiento y fuerza de tensión De Aristóteles a nuestros días: un recorrido por la astronomía. Momentos estelares de la Astronomía Representación de fuerzas Composición y descomposición gráfica de fuerzas



EJERCICIOS

1. Un muelle está calibrado y cumple que F = 75 L. Calcula el valor de la fuerza ejercida por él si se estira 0,25 m y si se estira 0,6 m, teniendo en cuenta que todas las unidades son del Sistema Internacional.

2. Indica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones, justificando tu respuesta:a. Si un cuerpo no está acelerándose es porque no existe ninguna fuerza

actuando sobre élb. Las fuerzas con la misma dirección que la velocidad varían sólo su módulo, que

aumenta si velocidad y fuerza tienen el mismo sentidoc. Si un coche se desplaza en un MCU a doble de velocidad que otro de igual

masa, se requiere una fuerza 4 veces superior para describir la misma curva

3. Calcula el peso que tendría un astronauta de 75 kg en los siguientes casos:a. En la superficie de la Tierrab. A una altura de 900 km sobre la superficie terrestrec. En la superficie de Marte

Datos:

mtierra = 5,98·1024 kg; Rtierra = 6,37·106 m

mMarte = 6,42·1023 kg; RMarte = 3,4·106 m

G = 6,67·10-11 N·m2/kg2

4. Desde una altura de 90 m dejamos caer un cuerpo y, en ese mismo instante, en la misma vertical, lanzamos desde el suelo otro cuerpo con una velocidad inicial de 15 m/s

a. ¿Cuánto tiempo pasa hasta que se cruzan? b. ¿Cuál es la velocidad de cada cuerpo en el momento de cruzarse?

5. Sobre una vagoneta de 150 kg se ejerce una fuerza de 300 N. El suelo presenta una fuerza de rozamiento con la vagoneta de 100 N (3 puntos).

a. Representa todas las fuerzas que actúan sobre la vagonetab. ¿Qué velocidad llevará la vagoneta a los 10 segundos?c. Si al cabo de ese tiempo se deja de ejercer fuerza, ¿Qué tiempo tardará en

pararse?



UNIDAD 3. LAS FUERZAS Y EL EQUILIBRIO

CONTENIDOS Sólido rígido. Efectos de las fuerzas. Traslación y rotación Momento de una fuerza: definición, cálculo, unidad y signo Composición de fuerzas paralelas Par de fuerzas Equilibrio de un sólido. Centro de gravedad Máquinas simples : La palanca y la polea La palanca: concepto y clases La polea: concepto, utilidad y tipos Concepto de presión. Unidades de medida de la misma Fuerzas en el interior de los fluidos. Principio fundamental de la estática de fluidos Principio de Pascal y sus aplicaciones: prensa hidráulica, vasos comunicantes, manómetro Principio de Arquímedes: la fuerza de empuje. Equilibrio de sólidos en fluidos y aplicaciones del

principio de Arquímedes. Presión atmosférica: experimento de Torricelli, barómetro



EJERCICIOS1. Se inflan dos globos hasta alcanzar el mismo tamaño, uno con aire y otro con helio, ¿sobre

cuál es mayor la fuerza de empuje? ¿por qué el globo de aire desciende y el de helio flota?

2. Deduce la expresión del empuje a partir del principio de Arquímedes.

3. Las superficies de los émbolos de una prensa hidráulica son de 90 y 850 cm2, respectivamente. Si el émbolo de 90 cm2 de superficie es capaz de ejercer una fuerza máxima de 8000 N, ¿cuál será la fuerza máxima capaz de soportar el émbolo de mayor superficie? Sabiendo esto ¿cuál es la máxima masa que puede tener un vehículo que ha de ser elevado con esta prensa?

4. Dos personas sujetan una barra de 2,9 m de longitud cada una de un extremo. Si se suspende de la barra una carga de 45 kg situada a 35 cm de uno de los extremos ¿Qué fuerza debe ejercer cada una de las personas?

5. Una puerta de 100 cm de ancho se abre aplicando un momento de 89 N·m, ¿Qué fuerza hay que aplicar en su borde para poder abrirla? ¿Cuál será la fuerza a aplicar si se empuja desde el punto medio de la puerta?

6. Halla la resultante de dos fuerzas paralelas del mismo sentido de 65 N y 26 N, aplicadas en los extremos de una barra de 80 cm de longitud.

7. Un submarinista se ha comprado un reloj de 1,2 cm de radio. Según las especificaciones técnicas, soporta una presión máxima de 9 atm.

a. ¿A qué profundidad máxima podrá bajar el submarinista?b. ¿Qué fuerza se ejerce sobre la esfera del reloj a esa profundidad?

8. Se pesa un mineral y se obtiene un valor de 27,25 N. Se sumerge en agua y se obtiene un valor de 20,8 N.

a. Calcula el empuje del agua sobre el mineral sumergidob. Calcula el volumen del mineral



UNIDAD 4. ENERGÍA Y TRABAJOCONTENIDOS Trabajo mecánico y energía. Unidad de medida. Potencia. Unidad de medida. Principio de conservación de la energía. Pérdidas de energía por rozamiento. Energía mecánica: potencial y cinética. Trabajo y energía potencial. Trabajo y energía mecánica. La disipación de la energía y el rendimiento de las máquinas. La potencia mecánica. Calor y transferencia de energía. Equilibrio térmico: equivalente mecánico del calor. El calor como forma de transferencia energética. Capacidad calorífica y calor específico. Calor latente: cambios de estado. Dilatación y comportamiento de los sistemas gaseosos. Máquinas térmicas, sus características y rendimiento.



EJERCICIOS1. Para preparar una infusión, se calientan 250 cm3 de agua desde una temperatura ambiente de

25 ºC hasta 100 ºC ¿Qué cantidad de energía necesito? Dato: Calor específico del agua = 4180 J/(kgºC)

2. Un automóvil de 900 kg circula a una velocidad de 105 km/h. Calcula:

a. La energía cinética del automóvil

b. El trabajo que hay que realizar sobre él para aumentar su velocidad hasta 120 km/h

3. Una persona se desliza sin rozamiento por un tobogán desde su punto más alto, a 4,5 m de altura sobre el suelo. Calcula a qué velocidad, expresada en km/h, irá en el momento que llegue al punto más bajo.

4. Una persona desciende con una vagoneta por una montaña rusa, ¿gana o pierde energía cinética? ¿y potencial? Si no existe rozamiento ¿qué ocurre con la energía mecánica?

5. ¿Por qué crees que hay que dejar varios minutos el termómetro en contacto con el cuerpo humano para medir su temperatura?

6. ¿Será agradable bañarse en una playa inglesa si la temperatura del agua del mar es de 79 ºF?

7. Una grúa eleva una carga de 550 kg desde el suelo hasta una altura de 19 m, empleando para ello 13 s. Calcula:

a. El trabajo útil realizado por el motor b. La energía suministrada al equipo si el rendimiento es del 29 %

8. Una bañera contiene 35 L de agua a 23,5 ºC. ¿Cuánto tiempo habrá que tener abierto el grifo del agua caliente, que vierte 2,9 L/min a 65 ºC para lograr una temperatura final de 32 ºC? Ce, agua = 4180 J/(kgK)



UNIDAD 5. ENERGÍA DE LAS ONDAS: LUZ Y SONIDO

CONTENIDOS Movimiento ondulatorio: las ondas. Tipos de ondas y sus magnitudes. El sonido, onda mecánica longitudinal originada a partir de la vibración de los cuerpos. La luz, onda mecánica transversal. Propiedades:

Reflexión Espejos planos, cóncavos y convexos

Refracción Ley de Snell Lentes convergentes Lentes divergentes Potencia de una lente

Dispersión



EJERCICIOS1. Un rayo luminoso incide desde el aire sobre una superficie plana de un bloque de vidrio con

un ángulo de incidencia de 60º.

a. Calcula el ángulo de refracción sabiendo que el índice de refracción del vidrio es de 1,5

b. Dibuja un esquema con la marcha del rayo en ambos medios

2. Indica en qué unidades del Sistema Internacional se miden las siguientes magnitudes de una onda: período, longitud de onda, frecuencia y velocidad.

3. El índice de refracción de un vidrio es de 1,28. Determina la velocidad de la luz en ese vidrio e indica por qué razón no puede ser mayor que la velocidad de la luz en el vacío.

4. La frecuencia de la voz humana es de aproximadamente 250 Hz.

a. Calcula la longitud de onda correspondiente a esta frecuencia

b. Determina la distancia entre dos compresiones consecutivas del aire debidas a este sonido.



UNIDAD 6. LOS ÁTOMOS Y SUS ENLACESCONTENIDOS Formulación inorgánica según la IUPAC: compuestos binarios, hidróxidos, oxoácidos, oxisales y sales

ácidas

El modelo atómico nuclear. Número atómico y número másico. Isótopos.

La corteza atómica, niveles energéticos y modelo de Bohr. Subniveles electrónicos s, p, d, f.

Sistema periódico y estructura electrónica.

Agrupaciones de átomos: enlace químico. Regla del octeto. Configuración electrónica.

El enlace metálico. Propiedades de los metales. Aleaciones.

El enlace covalente. Diagramas de Lewis. Las sustancias covalentes y sus propiedades.

El enlace iónico. Compuestos y propiedades.



EJERCICIOS1. Indica cuáles son las etapas del proceso de formación de un enlace iónico.

2. Haz una tabla con la estructura electrónica de los elementos con los siguientes números atómicos:

Z = 5, 11, 12, 13, 31 y 32.¿Cuáles de ellos presentarán propiedades análogas? ¿Por qué?

3. ¿Cuáles son las características de los enlaces metálicos? Indica al menos tres propiedades de estos.

4. Clasifica las siguientes sustancias en moléculas o cristales: metano, hidrógeno, sodio, azufre, cloruro de hidrógeno y amoníaco.

5. Rellena la siguiente tabla:Elemento Z Nº protones Nº electrones Nº neutrones A

612C

614C

919F-

1224Mg2+

6. Representa con un diagrama de Lewis las siguientes sustancias: hidrógeno gas, metano, cloruro de hidrógeno y nitrógeno gas.



UNIDAD 7. LAS REACCIONES QUÍMICASLEYES PONDERALES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Ley de conservación de la masa de Lavoisier

2. Ley de las proporciones definidas de Proust

3. Ley de las proporciones múltiples de Dalton

4. Ley de los volúmenes de combinación de Gay- Lussac

LA HIPÓSTESIS DE AVOGADRO Y EL CONCEPTO DE MOL

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 partículas (moléculas, átomos, iones, …). La masa molar de cualquier sustancia equivale a su masa atómica o molecular expresada en gramos, tal y como demostramos en clase utilizando la equivalencia de mol y sabiendo que 1 u = 1,66·10 -24 g. Veamos esto con el agua:

1 molécula de agua tiene una masa molecular de 18 u. Sabemos que 1 mol de agua contiene 6,022·10 23

moléculas de agua. Por tanto:

CÁLCULOS CON MASAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Se realizan según el esquema entregado en clase, distinguiendo dos casos:

A) Nos dan la masa de uno de los reactivos y nos piden la de otro o la de algún producto

B) Nos dan la masa de dos reactivos y nos piden la masa de otro reactivo o de algún producto, siendo necesario en primer lugar calcular el reactivo limitante

LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES

pV = nRT

donde



p es la presión, medida en atmósferas

V es el volumen, medido en litros

n es el número de moles

R es la constante universal de los gases (R = 0,082 atm·L/(molK)

T es la temperatura medida en K

CÁLCULOS CON GASES

Hay que tener en cuenta que si los gases están en las mismas condiciones de presión y temperatura, los cálculos pueden realizarse tanto en moles como en litros.

Si los datos vienen en masas, hay que trabajar de la misma forma que en el apartado “CÁLCULOS CON MASAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS”.

Si los datos vienen en volumen, hay que usar la ley de los gases ideales para pasar de volumen a moles y, una vez obtenido el número de moles, trabajar como en el apartado “CÁLCULOS CON MASAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS”, teniendo la precaución de pasar los moles de producto a litros si me piden volumen en el enunciado.

FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

La fórmula empírica es aquella que expresa la proporción en la que están los átomos en una sustancia y no siempre coincide con la composición real del compuesto.

La fórmula molecular indica el número total de átomos que componen la molécula y es un múltiplo de la empírica

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

Nos indica el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. Se calcula teniendo en cuenta los gramos de cada elemento que hay en la masa total de compuesto.

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO

Un hidrato es un compuesto iónico que incorpora agua en su red cristalina. Si calentamos el hidrato, el agua se evapora y queda sólo la sal anhidra. Para determinar el número de moléculas de agua de un hidrato se procede como se muestra en el siguiente ejemplo:



Se calientan 15 g de un hidrato de cobalto de fórmula CoCl 2.xH2O, donde el número de moléculas de agua (x) es desconocido, hasta obtener un residuo seco de fuerte color azul que pesa 8,2 g. Halla la fórmula del hidrato.

En primer lugar, calculamos la masa molar de la sal anhidra (sin agua); es decir, la masa molar del CoCl 2: 58,9 + 2·35,5 = 129,9 g.

Si calculamos la masa molar de la sal hidratada CoCl2.xH2O, ésta será igual a la suma de la masa molar de la sal anhidra (129,9 g) más la suma de las moléculas de agua (x·18). Por tanto, la masa molar de CoCl2.xH2O es igual a 129,9 + 18x.

Si cuando caliento los 15 g hasta evaporar toda el agua, me queda una masa de 8,2 g, esto quiere decir que en esos 15 g de hidrato tenía 8,2 g de CoCl2, puesto que todo lo que he evaporado es agua.

Sabiendo que en 129,9 + 18x g de hidrato (1 mol), tengo 129,9 g de CoCl 2 y que en 15 g de hidrato tengo 8,2 g de CoCl2, se puede establecer la siguiente relación de proporcionalidad, donde la única incógnita es x:

Despejamos x, cuyo valor es de 6. Por tanto, la fórmula del hidrato es CoCl2.6H2O.

REACCIONES EXOTÉRMICAS Y REACCIONES ENDOTÉRMICAS

Una reacción endotérmica es aquélla que absorbe energía.

A + B + energía C + D

Una reacción exotérmica es aquella que desprende energía.

A + B C + D + energía



Hay que tener en cuenta que la rotura de enlaces de los reactivos consume energía mientras que la formación de enlaces nuevos la libera.

REACCIONES DE COMBUSTIÓN

Son aquellas en las que un combustible (material rico en energía) reacciona con un comburente (oxígeno). Sus características son las siguientes:

1. Transcurren de forma rápida

2. Desprenden una gran cantidad de calor

3. Si son completas, producen CO2 y H2O.

4. Si no hay suficiente oxígeno para que se produzca la combustión completa, se produce CO además de CO2. El CO es un gas muy tóxico que se une a la hemoglobina de la sangre e impide el transporte de oxígeno. En bajas dosis produce somnolencia y dolor de cabeza y en dosis altas puede producir la muerte.

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO-BASE

Los ácidos son sustancias que, en disolución acuosa, se disocian dando lugar a iones H+

Las bases son sustancias que, en disolución acuosa, dan lugar a iones OH-

Los ácidos reaccionan con las bases anulando ambos sus propiedades en un proceso que se conoce como “reacción de neutralización”. El punto de neutralización se alcanza cuando los iones H+ y los iones OH- están exactamente compensados. El resultado de esta reacción es una sal y agua:

ÁCIDO + BASE --> SAL + AGUAEJEMPLO:

HCl (aq) + NaOH (aq) --> H2O (l) + NaCl (aq)

En este caso, el HCl es el ácido y el NaOH la base, que reaccionan dando una sal binaria (cloruro sódico) y agua.

LA VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

La cinética es la rama de la Química que estudia la velocidad a la que transcurren las reacciones químicas. Dada una reacción química genérica:

REACTIVOS PRODUCTOS



La velocidad de la reacción se mide en función de la rapidez con que aparecen los productos o de la rapidez con que desaparecen los reactivos. Es decir, mide el cambio de concentración de reactivos o productos en la unidad de tiempo:

LA ENERGÍA DE ACTIVACIÓN EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Hay reacciones químicas que no comienzan de forma inmediata al poner en contacto los reactivos debido a que necesitan superar una barrera energética denominada energía de activación.

La energía de activación determina la velocidad de la reacción puesto que, según el modelo de colisiones, para que éstas sean eficaces han de producirse con una cierta energía. La energía de activación varía mucho de unas reacciones a otras.

- Las reacciones son lentas cuando su energía de activación es muy alta

- Las reacciones son rápidas cuando su energía de activación es baja

FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Además de la naturaleza de los reactivos, hay otros factores que afectan a la velocidad de la reacción. Entre ellos están la temperatura, la concentración de los reactivos, la superficie de contacto y la presencia de catalizadores.

1. TEMPERATURA . Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad y la energía cinética de las partículas. Por ello:

a. Aumenta la frecuencia de los choques

b. Aumenta el número de moléculas con energía suficiente como para dar lugar a colisiones eficaces

Por tanto, en general, la velocidad de las reacciones aumenta con la temperatura.

2. CONCENTRACIÓN . La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones eficaces que se producen. Por tanto, si aumenta la concentración de los reactivos, aumenta el número de choques y, por tanto, la velocidad de la reacción.



3. SUPERFICIE DE CONTACTO . Al aumentar el área de contacto entre reactivos, el número de moléculas expuestas a colisiones con otras es superior. Por tanto, al aumentar la superficie de contacto entre los reactivos aumenta la velocidad de reacción.



LOS CATALIZADORES

Los catalizadores son sustancias que, en pequeñas cantidades, aumentan la velocidad de la reacción. Los catalizadores no se consumen en la reacción, por lo que al finalizar esta se recuperan.

Su forma de actuar consiste en disminuir la energía de activación de la reacción, haciendo que ésta transcurra por etapas intermedias que requieren menos energía.

Los catalizadores son muy importantes en la industria química, puesto que pueden favorecer de forma determinante la producción de los productos deseados. Por ejemplo, la síntesis del amoníaco es una reacción lenta aún trabajando a altas presiones y temperaturas. El químico alemán Fritz Haber descubrió que la presencia de hierro finamente dividido acelera el proceso y permite obtener amoníaco a gran escala. Por tanto, en esta reacción, el hierro actúa como catalizador.

Nuestro cuerpo también posee catalizadores específicos llamados enzimas que se encargan de que cada reacción ocurra a la velocidad que necesita. Los enzimas son catalizadores producidos por los seres vivos para aumentar la velocidad de los procesos químicos biológicos. En realidad, son proteínas con centros activos que actúan como cerraduras donde encajan como llaves las sustancias que reaccionan y sobre las que actúa el enzima.



EJERCICIOS

1. A partir de las siguientes energías de enlace en KJ/mol, calcula:

a. El balance energético del proceso de obtención del agua

b. ¿Qué energía se intercambia en la formación de 50 g de agua?

H-O : 463 ; H-H: 436; O=O: 496

2. De las siguientes reacciones químicas, indica cuáles son exotérmicas y cuáles endotérmicas:

a. C2H4 + 3O2 2CO2 + 2H2O E = -1386,1 kJ

b. C2H2 + 2H2 C2H6 + 312 kJ

c. 2CO2 2CO + O2 – 1132 kJ

d. C2H4 + H2 – 132 kJ C2H6

3. Explica los siguientes fenómenos:

a. Los alimentos se conservan más tiempo en el frigorífico que fuera de él

b. A un trozo de carbón le cuesta arder, pero si está pulverizado arde con facilidad

4. El plomo puede actuar como veneno de un catalizador de automóvil. Explica qué significa eso y cómo podríamos remediarlo.

5. La reacción entre el cloro y el hidrógeno es la siguiente:

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)

a) Halla el balance energético del proceso y dibuja el diagrama energético

b) ¿Qué energía se intercambia en la formación de 200 g de HCl?

Datos de energías de enlace (en kJ/mol): H-Cl: 431; H-H: 436; Cl-Cl: 242

6. Escribe y ajusta la reacción de combustión del H2 (g)

a. ¿Qué volumen de oxígeno hace falta para quemar 12 moles de hidrógeno (medido en condiciones normales)?



UNIDAD 8. QUÍMICA ORGÁNICATambién conocida como química del carbono, es la rama de la Química que estudia los compuestos de este elemento (el carbono).

Los átomos de carbono tienen gran capacidad para formar enlaces. Por esto, la mayoría de los millones de compuestos químicos que se conocen en la actualidad contienen átomos de carbono. Este elemento está situado en el período 2 y el grupo 14 de la tabla periódica. Su número atómico es 6 y puede formar iones positivos C4+ o negativos C4-, de forma que el átomo de carbono cede o capta cuatro electrones para adquirir la configuración de gas noble.

LOS ENLACES DEL ÁTOMO DE CARBONO

El átomo de carbono puede unirse a otros elementos formando enlaces sencillos, dobles o triples. El átomo de carbono forma enlaces covalentes, compartiendo sus cuatro electrones de valencia.

Las cadenas que pueden formar son abiertas (lineales y ramificadas) o cerradas (cíclicas).

PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS DEL CARBONO

- Se disuelven en todo tipo de disolventes orgánicos

- Se descomponen a temperaturas relativamente bajas

- Tienen menos densidad que el agua en general

- Son compuestos moleculares, por lo que a temperatura ambiente suelen ser gases o líquidos con bajo punto de ebullición, y los que son sólidos tienen un punto de fusión bajo

- Gran parte de estos compuestos experimentan reacciones de combustión

- Las reacciones químicas de estos compuestos suelen ser lentas

ISÓMEROS

Llamamos isómeros a los compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero distinta fórmula desarrollada y estructural. Como ejemplo, veremos las diferentes estructuras de la fórmula molecular del C5H12:



- Pentano (pentane): Cadena lineal de cinco carbonos

- Metilbutano (methylbutane): Cadena lineal de cuatro carbonos y ramificación de un carbono

- Dimetilpropano(dimethylpropane): Cadena lineal de tres carbonos y dos ramificaciones de un carbono cada una.

Cada una de las sustancias anteriormente nombradas tiene la misma fórmula molecular (C 5H12) pero diferente estructura y propiedades. Por ello se llaman isómeros.

LOS HIDROCARBUROS

Son compuestos de carbono que sólo contienen átomos de carbono e hidrógeno. Su obtención es a partir del petróleo o del gas natural. Pueden formar diferentes tipos de enlace, según los cuales se clasifican en:

1. Alcanos (enlace C-C): Los átomos de carbono están unidos por enlaces sencillos. Su fórmula molecular es CnH2n+2, donde n es el número de átomos de carbono de la cadena.

Se nombran a partir de prefijos que indican el número de carbonos que contiene el compuesto. Al eliminar un hidrógeno (H), se forma un radical cuyo nombre es el del hidrocarburo del que procede, acabado en –ilo.

Alcanos Radicales de alcanos

Metano CH4 Metilo CH3-

Etano CH3-CH3 Etilo CH3-CH2-

Propano CH3-CH2-CH3 Propilo CH3-CH2-CH2-

Butano CH3-CH2-CH2-CH3 Butilo CH3-CH2-CH2-CH2-

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f3/Pentane_isomers.PNG%00%E5%A1%B9%EF%92%81%E1%B4%BB%E4%A1%BF%E2%B2%AF%E5%B6%82%E8%97%84%E6%8C%A7%00%00%EA%AE%A5



2. Alquenos (enlace C=C): Al menos hay dos átomos de carbono unidos por un enlace doble. Su fórmula molecular es CnH2n, donde n es el número de átomos de carbono de la cadena. Su nombre termina en –eno.

3. Alquinos (enlace C≡C): Al menos hay dos átomos de carbono unidos por un enlace doble. Su fórmula molecular es CnH2n-2, donde n es el número de átomos de carbono de la cadena. Su nombre termina en –ino.

Tanto en el caso de los alquenos como en el caso de los alquinos, cuando sea necesario, hay que especificar mediante un localizador en qué carbono se halla el doble o el triple enlace. Para ello, se numera el hidrocarburo desde el extremo que permita el número más bajo para las posiciones de los dobles y triples enlaces. Cuando haya más de un enlace doble o triple, se sustituye la terminación –eno o –ino por –dieno o –diino si hay dos, o por –trieno o –triino si hay tres.

Alquenos Alquinos

Eteno o etileno H2C=CH2 Etino o acetileno CH≡CH

Propeno Propino H3C-C≡CH

2-buteno 1-butino

1,4-hexadieno H2C=CH-CH2-CH=CH-CH3

1 2 3 4 5 6

1,3-pentadiino H3C-C≡C-C≡CH

5 4 3 2 1

Nótese que los dobles enlaces están en los carbonos 1 y 4

Nótese que los triples enlaces están en los carbonos 1 y 3



HIDROCARBUROS RAMIFICADOS

La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) indica que, para nombrar los hidrocarburos ramificados, se debe elegir una cadena principal, numerarla e incorporarle los correspondientes radicales terminados en –il. Pasos a seguir:

1. Elegir la cadena principal (que será la más larga posible). En caso de que haya dobles o triples enlaces, deben incluirse en la cadena principal aunque entonces no sea la más larga.

2. Numerar la cadena principal teniendo en cuenta que:

a. Se numera desde el extremo en que se consigan los números más bajos posibles según este orden de prioridad:

1º Insaturaciones (dobles y triples enlaces)

2º Cadenas laterales

b. Los dobles enlaces prevalecen sobre los triples.

3. Nombrar el hidrocarburo. Para ello:

a. Se nombran primero los radicales en orden alfabético

b. Cada enlace o radical irá precedido por los números que indiquen su posición

c. Se nombra en último lugar la cadena principal acabada en –ano para los alcanos, -eno para los alquenos (enlaces dobles) e –ino para los alquinos (enlaces triples)

Ejemplos:

1. CH3–CH2–CH=C=CH2 - Esta cadena tiene 5 carbonos. El primer paso es numerar los carbonos desde el extremo en que consigamos que la insaturación tenga el número más bajo posible (desde la izquierda):

CH3–CH2–CH=C=CH2

5 4 3 2 1

Como se ve, los dobles enlaces se hallan en los carbonos 1 y 2. Por tanto, se nombraría como 1,2-pentadieno (el di es porque hay dos dobles enlaces).

Así, si tuviéramos CH3–CH2–CH2–CH=CH2, lo nombraríamos como 1- penteno, puesto que sólo hay un doble enlace y éste está en el primer carbono.



DERIVADOS HALOGENADOS DE LOS HIDROCARBUROS

Son hidrocarburos que contienen átomos de halógeno en su molécula. La nomenclatura es igual que en el caso anterior, teniendo en cuenta que ahora los halógenos son también radicales y se citan en el lugar que les corresponde y por orden alfabético.

Ejemplos:

CH3Cl: Clorometano (viene del CH4, que es el metano, donde un H ha sido sustituido por un radical cloro)

CH3–CH2–CHCl–CH2–CH2Cl:1,3-dicloropentano (viene del pentano y hay dos radicales cloro,

5 4 3 2 1 uno en el carbono 1 y el otro en el carbono 3)

ClCH2-CH2-CH2-CH2Cl:1,4-diclorobutano (viene del butano, donde se han sustituido dos 4 3 2 1 hidrógenos por cloros: uno en el carbono 1 y el otro en el carbono 4)

COMPUESTOS OXIGENADOS

Los compuestos orgánicos oxigenados son aquellos que contienen oxígeno en alguno de sus grupos funcionales. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que define la estructura de cada familia de compuestos orgánicos, al tiempo que determina sus propiedades. Siempre que existan grupos funcionales, estos forman parte de la cadena principal. Las normas a tener en cuenta a la hora de formular son las siguientes:

1. La cadena pasa a numerarse de modo que a los grupos funcionales les correspondan los números más bajos posible

2. El grupo funcional se nombra en último lugar y con su terminación propia.

Dentro de los compuestos oxigenados, estudiaremos los siguientes grupos funcionales:

1. ALCOHOLES : R–OH

2. ALDEHÍDOS:

Y CETONAS:



3. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS:

1. ALCOHOLES

Derivan de los hidrocarburos, sustituyendo átomos de hidrógeno por grupos hidroxilo (-OH). Se nombran cambiando la terminación –o del hidrocarburo por –ol. Los átomos de carbono de la cadena principal se numeran de forma que al grupo –OH le corresponda el número más bajo. Si existe más de un grupo –OH se denominan polialcoholes y se nombran utilizando las terminaciones –diol, -triol.

Ejemplos:

CH3–CH2–CH2OH: 1- propanol (ya que tiene 3 carbonos y el grupo –OH está en el carbono 1)

CH3OH: Metanol (procede del metano, donde se ha sustituido un hidrógeno por un grupo –OH)

H2COH-CH2-CH2OH: 1,3-propanodiol (hay dos grupos –OH, uno en el carbono 1 y el otro en el carbono 3, por lo que se nombra con la terminación –diol)

Propiedades de los alcoholes:

- Son líquidos, excepto los alcoholes terciarios, que son sólidos

- Los puntos de ebullición son altos y sus densidades inferiores a la del agua

- Son solubles en agua. Al aumentar la longitud de la cadena se incrementa la solubilidad en

disolventes orgánicos

- Arden con facilidad, produciendo reacciones de combustión.

2. ALDEHÍDOS Y CETONAS

Ambos contienen el grupo carbonilo (C=O).

En los aldehídos el grupo funcional está siempre al principio o al final de la cadena, por lo que no requieren un número que identifique su posición. Se nombran sustituyendo la terminación –o del hidrocarburo del que proceden por el sufijo –al. Se empieza a numerar la cadena principal por el extremo donde se encuentra el grupo.



Ejemplos:

: metanal

: propanal

En las cetonas, el grupo funcional se encuentra en el interior de la estructura carbonada. Se nombran sustituyendo la terminación –o del hidrocarburo por el sufijo –ona. Si es necesario, se antepone un número que indique su posición en la cadena.

Ejemplos:

: propanona

: butanona

3. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

Son compuestos orgánicos oxigenados que contienen el grupo carboxilo (-COOH). Este grupo va siempre al final de la cadena carbonada. Se nombran sustituyendo la terminación –o del hidrocarburo del que proceden por el sufijo –oico y añadiendo el término ácido.

Ejemplos:

: ácido metanoico (procede del metano)

: ácido butanoico (procede del butano)

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/57/Formaldehyde-2D.svg%00%E5%A1%B9%EF%92%81%E1%B4%BB%E4%A1%BF%E2%B2%AF%E5%B6%82%E8%97%84%E6%8C%A7%00%00%EA%AE%A5

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/32/Propionaldehyde_flat_structure.png%00%E5%A1%B9%EF%92%81%E1%B4%BB%E4%A1%BF%E2%B2%AF%E5%B6%82%E8%97%84%E6%8C%A7%00%00%EA%AE%A5



Propiedades de los ácidos carboxílicos:

- Los que tienen menos de cuatro átomos de carbono son líquidos y solubles en agua. Los demás

son insolubles y, a partir de nueve carbonos, son sólidos.

- Reaccionan con bases para dar sales (ácido + base sal + agua) y desprenden hidrógeno

cuando se añaden a algunos metales

COMPUESTOS NITROGENADOS

Los compuestos orgánicos nitrogenados son aquellos que contienen nitrógeno en sus grupos funcionales.

Dentro de los compuestos nitrogenados, estudiaremos los siguientes grupos funcionales:

1. AMINAS: Son derivados del amoníaco (NH3), donde sus hidrógenos son sustituidos por radicales carbonados. Según se sustituyan uno, dos o los tres hidrógenos, dan lugar a aminas primarias, secundarias o terciarias.

Se nombran indicando los radicales por orden alfabético y añadiendo el sufijo –amina.

Ejemplos:

: metilamina (es una amina primaria porque sólo se ha sustituido un hidrógeno)

CH3-NH-CH3 : dimetilamina (es una amina secundaria ya que dos hidrógenos han sido sustituidos por grupos metilo)

: trimetilamina (es una amina terciaria donde todos los hidrógenos han sido sustituidos por grupos metilo)

Propiedades:

- Tienen carácter básico y reaccionan con ácidos fuertes para formar sales.

- Las aminas con radicales de pocos átomos de carbono son gaseosas y, conforme aumenta el número de carbonos, pasan de líquidas a sólidas.

- Las más pequeñas son solubles en agua, aunque la mayoría no lo son.



2. AMIDAS: Son compuestos derivados de los ácidos carboxílicos, donde el grupo –OH es sustituido por el grupo –NH2 (llamado grupo amino). Se nombran sustituyendo la terminación –oico del ácido por –amida y eliminando el nombre “ácido”.

Ejemplos:

: metanamida

O ||CH3-CH2-C-NH2 : propanamida

: urea. Es una amida muy importante que se encuentra en la orina y

fue el primer compuesto orgánico obtenido por síntesis en un laboratorio

Propiedades:

- A temperatura ambiente son sólidas, excepto la metanamida, que es líquida.

- Tienen temperaturas de ebullición elevadas.

- Las amidas con pocos átomos de carbono son solubles en agua.



EJERCICIOS

1. Nombra los siguientes compuestos:

a) CH3–CH2–CH=C=CH2

b) CH3–CH2–CH2–CO–CH3

c) CH3–NH2

d) CH3–CH2–CHOe) ClCH2–CH2–CH2–CH2Clf) CH3–CH2–OHg) HOOC–CH3

2. Formula los siguientes compuestos:

a) 1,3–dicloropentano.b) 1–propanol.c) 1, 2–pentadieno.d) 2–pentanona.e) 1–buteno

f) etilpropilaminag) 2–metilbutanoato de etilo.h) 3–metilhexano.

3. ¿En qué estado de agregación se hallarán los siguientes compuestos: C2H6, C8H20 y C18H38?

4. Escribe los isómeros posibles del hexano.

5. De las siguientes fórmulas moleculares, solamente una pertenece a un aldehído. Indica cuál es y por qué.

a) C3H8O

b) C2H4O

c) C2H4O2

d) C4H10O

6. Un alcohol tiene un 60 % de carbono y un 13,3 % de hidrógeno. Determina su fórmula molecular (recuerda que en el tema de las reacciones químicas estudiamos cómo hacerlo).

fyqcar.files.wordpress.com · web viewsi se suspende de la barra una carga de 45 kg situada a 35 cm...

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