Conceptos Clave de Química: Nomenclatura, Ácidos, Bases y pH

Nomenclatura y Formulación de Compuestos Orgánicos

Ejercicio 1

Problemas:

• b) Nombra y formula los siguientes compuestos orgánicos:
• CH3 – CH2 – COOH
• Metil etil éter
• CH3 – CH2 – C ≡ CH
• Metanoato de propilo
• CH3 – CHOH – CH2 – CH2 – CH3
• Dietilamina
• CH3 – CH2 – CO– CH2 – CH2 – CH3
• Pentanal
• C6H14
• Metilpropeno

Solución:

• b) Ácido propanoico
• CH3 – O – CH2 – CH3
• 1-butino
• HCOO – CH2 – CH2 – CH3
• 2-pentanol
• CH3 – CH2 – NH – CH2 – CH3
• 3-hexanona
• CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CHO
• Hexano
• CH2 = C(CH3) – CH3

Ejercicio 2

Problemas:

• a) Nombra los siguientes compuestos:
• CH3– CH2 – CH = CH – C ≡ C – CH = CH – CH3
• CH3– CH2 – CH2 – CH2 – CHO
• CH3 – CH2 – CO – CH2 – CH2 – CH3
• CH3 – COOH

• b) Formula los siguientes compuestos:
• Butil metil amina
• Etil propil éter
• 2-buteno
• 4-metil-1-hexanol

Solución:

• a) 2,6-nonadien-4-ino
• pentanal
• 3-hexanona
• ácido acético

• b) CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – NH – CH3
• CH3 – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3
• CH3 – CH = CH – CH3
• CH2OH – CH2 – CH2 – CH(CH3) – CH2 – CH3

Ejercicio 3

Problemas:

• Nombre los siguientes compuestos:
• a) CH2=CH – CH3
• CH2OH – CH2 – CH2 – CH2OH
• CH3 – O – C6H5
• CH3 – CO – CH3
• CH3 –CH2 – COO – CH3

• b) Formula los siguientes compuestos:
• 2-metilheptano
• 1,3-butadieno
• fenol
• ácido propanoico
• etilamina

Solución:

• a) Propeno
• 1,4-butanodiol
• Fenil metil éter
• Propanona
• Propanoato de metilo

• b) CH3–CH(CH3)–CH2–CH2–CH2–CH2–CH3
• CH2=CH–CH=CH2
• C6H5OH
• CH3–CH2–COOH
• CH3–CH2–NH2

Nomenclatura y Formulación de Compuestos Inorgánicos

Ejercicio 1

Problemas:

• Nombra o formula los siguientes compuestos:
• Perclorato de potasio
• PH3
• Tetrafluoruro de estaño
• B2O3
• Permanganato de litio
• HBrO3
• Ácido cloroso
• HgSO3
• Óxido de cinc
• CaO

Solución:

• KClO4
• Fosfina o Hidruro de fósforo
• SnF4
• Óxido de boro
• LiMnO4
• Ácido brómico
• HClO2
• Sulfito de mercurio (II)
• ZnO
• Óxido de calcio

Ácidos y Bases

Clasificación por Fuerza

• Ácido Fuerte: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO3, Ácido Fórmico (HCOOH)
• Reacción con agua (disociación completa): HA + H2O → A⁻ + H3O⁺
• Concentraciones inicial (C) y final:
• Inicial: C -- --
• Final: -- C C

• Ácido Débil: HF, H2S, HCN, Ácido Acético (CH3COOH), Ácido Monocloroacético (ClCH2-COOH)
• Reacción con agua (equilibrio): HA + H2O ⇌ A⁻ + H3O⁺
• Concentraciones inicial (C) y final:
• Inicial: C -- --
• Final: C(1-α) Cα Cα

• Base Fuerte: NaOH, LiOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
• Reacción con agua (disociación completa): B + H2O → BH⁺ + OH⁻ (para bases tipo B) o M(OH)n → Mⁿ⁺ + nOH⁻ (para hidróxidos)
• Concentraciones inicial (C) y final (para hidróxidos):
• Inicial: C -- --
• Final: -- C C

• Base Débil: NH3, Anilina (C6H5NH2), Metilamina (CH3NH2)
• Reacción con agua (equilibrio): B + H2O ⇌ BH⁺ + OH⁻
• Ejemplos de pares conjugados: NH3 (Base) / NH4⁺ (Ácido conjugado), C6H5NH2 (Base) / C6H5NH3⁺ (Ácido conjugado), CH3NH2 (Base) / CH3NH3⁺ (Ácido conjugado)
• Concentraciones inicial (C) y final:
• Inicial: C -- --
• Final: C(1-α) Cα Cα

Autoionización del Agua y Escala de pH

El agua absolutamente pura no es conductora de la electricidad, aunque medidas muy precisas ponen de manifiesto una pequeña conductividad. La ionización del agua puede expresarse con la siguiente ecuación:

H2O + H2O ⇌ H3O⁺ + OH⁻

Los pares conjugados son ácido/base (H₂O/OH⁻) y ácido/base (H₂O/H₃O⁺).

Kw es el producto iónico del agua. Su valor a 25 °C es 10⁻¹⁴.

Las disoluciones acuosas en las que [H3O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M se les llama neutras. En las disoluciones ácidas hay un exceso de iones H3O⁺ respecto a los iones OH⁻. Por lo tanto, el valor de la constante Kw exige que el valor de [OH⁻] disminuya en la misma cantidad que aumenta el valor de [H3O⁺]. En las disoluciones básicas es lo contrario de lo anterior.

Concepto de pH y pOH

El pH es una forma de medir la basicidad y la acidez de las disoluciones, y va en una escala entre el 0 y el 14. Disminuye a medida que aumenta la acidez de la disolución y viceversa.

• Kw = [H3O⁺] ⋅ [OH⁻]
• pH = -Log [H3O⁺]
• pOH = -Log [OH⁻]
• pH + pOH = 14
• Kw = Ka ⋅ Kb (para un par ácido/base conjugado)

Escala de pH:

• pH < 7: Ácida
• pH > 7: Básica
• pH = 7: Neutra

Teorías Ácido-Base

Teoría de Arrhenius:

• Ácido: toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidrógeno (H⁺).
• Base: toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidroxilo (OH⁻).

Teoría de Brønsted-Lowry:

• Ácido: toda especie química (molecular o iónica) capaz de ceder un ion H⁺ a otra sustancia.
• Base: toda especie química (molecular o iónica) capaz de recibir un ion H⁺ de otra sustancia.

Disoluciones Amortiguadoras

Son aquellas que se caracterizan porque su pH permanece constante con la disolución y además admite pequeñas cantidades de ácido y de base sin que su pH varíe. Ejemplo: sangre, saliva.

Indicadores Ácido-Base

Desde tiempos muy antiguos, se conocen distintas sustancias de origen orgánico que tienen la propiedad de cambiar su color, dependiendo de las características ácidas o básicas de las sustancias a las que son añadidas. En la actualidad, estas sustancias, y muchas otras, se utilizan con la finalidad de determinar el valor del pH de las disoluciones, así como también, el punto final de las valoraciones ácido-base. Así podemos definir a un indicador ácido-base como una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida.

Una característica de los indicadores es que la forma ácida (HIn) y la forma básica (In⁻) tienen colores diferentes, por ejemplo, amarillo y azul. De las cantidades de una u otra forma que se encuentran presentes en la disolución, es de lo que depende el color de ésta.

Si se le añade a una disolución ácida (HA) una pequeña cantidad de la disolución indicadora, se producen al mismo tiempo dos procesos: el equilibrio de ionización del indicador y también el del ácido.