PETROQUÍMICA

Es la ciencia y la técnica correspondiente a la petroleoquímica. La petroleoquímica es lo perteneciente o relativo a la industria que utiliza el petróleo o el gas natural como materias primas para la obtención de productos químicos.

Petroquímica es la extracción de cualquier sustancia química a partir de combustibles fósiles. Estos incluyen combustibles fósiles purificados como el metano, el propano, el butano, la gasolina, el queroseno, el gasoil, el combustible de aviación, así como pesticidas, herbicidas, fertilizantes y otros artículos como los plásticos, el asfalto o las fibras sintéticas.

La planta cementera Petroquímica Comodoro Rivadavia en Don Bosco (Chubut), la principal industria del barrio.

La petroquímica es la industria dedicada a obtener derivados químicos del petróleo y de los gases asociados. Los productos petroquímicos incluyen todas las sustancias químicas que de ahí se derivan. La industria petroquímica moderna data de finales del siglo XIX. La mayor parte de los productos petroquímicos se fabrican a partir de un número relativamente pequeño de hidrocarburos, entre ellos el metano, el etano, propano, butano y los aromáticos que derivan del benceno, etc.

TEORÍAS ÁCIDO BASE.

En el año de 1884 un químico sueco llamado August Arrhenius, propuso las primeras definiciones importantes de ácido y base.

·          Un ácido es una sustancia química que contienen  hidrógeno, y que, al ser disuelta en agua produce una concentración de iones hidrógeno o protones (el término protón se refiere a un ión hidrógeno positivo o un átomo de hidrógeno sin electrones, ión H⁺)

·         Una  base es una especie  que contiene grupos OH en la su molécula y forma iones hidroxilo. (OH^-), en solución acuosa.

La teoría de Arrhenius fue útil pero resultó insuficiente para explicar el comportamiento de ácidos y bases  ya que  el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. Además, esta teoría se refiere únicamente a  disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

ESTEQUIOMETRÍA

Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometria vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.

Ejemplos:

Calcula la masa en gramos del cloruro de hidrogeno (HCl) cuando se desea obtener 1000grs de cloro (Cl).

2 KmnO₄+16HCl---------2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O+2KCl.

HCl-------------Cl₂

La  masa del HCl es de 583.36 grs, mientras que la masa total del Cl₂ es de 354grs. Pero se desea obtener 1000 grs de Cl₂. Entonces resulta lo siguiente:

 

X= 583.36 HCl x 1000grs de Cl₂ ÷ 354 grs de Cl₂ = 1647.90 grs de HCl

Calcula los moles del cloruro de hidrogeno (HCl) cuando se desean obtener 8 moles de cloruro de potasio (KCl).

2 KmnO₄+16HCl---------2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O+2KCl.

HCl-------------KCl

Los moles del HCl son 16 y los moles del KCl son 2. Pero se desea obtener 8 moles de KCl. Entonces resulta lo siguiente:

X= 16 mol de HCl x 8 mol de KCl ÷ 2 mol de KCl = 64 mol de HCl

Calcular la masa en gramos del ioduro de potasio (KI) cuando se hacen reaccionar 3.5 moles de acido sulfúrico (H₂SO₄)

8KI+5 H₂SO₄-------------------H₂S+4H₂O+4I₂+4K₂SO₄

Kl------------- H₂SO₄

La masa en gramos de KI es 1328 grs, mientras que los moles de H₂SO₄ son 5, pero se quieren reaccionar 3.5 moles de H₂SO₄  Entonces resulta lo siguiente:

x= 1328grs de Kl x 3.5 mol de H₂SO₄ ÷5 mol de H₂SO₄=929.6 grs de Kl  

Calcular los moles de ioduro de potasio (KI) cuando se obtienen 650grs de yodo (I₂).

8KI+5 H₂SO₄-------------------H₂S+4H₂O+4I₂+4K₂SO₄

Kl--------------- I₂

Los moles de KI son 8, mientras que la masa en gramos de I₂ es de 1015grs, pero se quieren reaccionar 650 gramos de I₂.  Entonces resulta lo siguiente:

x= 8 mol de Kl x 650 grs de I₂ ÷ 1015grs de I₂= 3.2 moles de Kl

BALANCEO POR REDOX. (OXIDO-REDUCCION)

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método, se deben considerar las siguientes reglas:

REGLAS A SEGUIR PARA BALANCEAR UNA ECUACION QUIMICA POR REDOX.

1.   Se determinan los números de oxidación de cada uno de los elementos de las sustancias que intervienen en la reacción.

H¹⁺Cl⁵⁺O^2-₃  + Br₂⁰ + H¹⁺₂O^2- ---------- H¹⁺Br⁵⁺O₃^2- + H¹⁺Cl^1-

2.   Se localiza los elementos que cambia su número de oxidación y se procede a realizar dos semirreacciones con ella.

Cl⁵⁺---------------Cl^1-

Br⁰----------------Br⁵⁺

3.   Se balancean las semirreacciones sin considerar las cargas.

Cl-------------Cl

Br₂------------2 Br

4.   Se determina en las semirreacciones la que se oxida y la que se reduce, esto se identifica de la siguiente manera:

Si el numero de oxidación del elemento  va de menor ha mayor estamos hablando de oxidación.

Si el numero de oxidación del elemento va de mayor a menor estamos hablando de reducción.

Cl⁵⁺------------Cl^1- Reducción    Reducción= +

Br⁰-------------2 Br⁵⁺ Oxidación. Oxidación= -

5.   Se determina el número de electrones ganados y perdidos: Para esto se multiplica la carga por el número de átomos tanto en los reactivos como en los productos y la diferencia entre ambos será el número de electrones.

Cl⁵⁺----+6e-----------Cl^1-

Br₂⁰------10e---------2 Br⁵⁺

6.   El numero de electrones ganados y perdidos debe ser el mismo, de no ser así se multiplica los números encontrados en forma de cruz y por cada una de las partes de las semirreacciones. Los números deberán tener siempre la mínima relación entre ellos.

Cl⁵⁺----+6e-----------Cl^1-        x 5= 5Cl⁵⁺--------+30e------5 Cl^1-

Br₂⁰----- -10e---------2 Br⁵⁺   x 3= 3 Br⁰₂------ -30e-------6Br⁵⁺

7.   Una vez que se tiene el numero de electrones ganados o perdidos se suman las dos semirreacciones obteniendo una sola reacción con ellas por lo que quedan determinadas los coeficientes de los elementos que se oxidan y que se reducen

5Cl⁵⁺+30e+3Br⁰-30e------------5Cl^1-+6Br⁵⁺

8.   Se trasladan los coeficientes encontrados a la ecuación original cada uno en su respectiva sustancia y s procede a balancear en la ecuación general.

5HClO₃+ 3Br₂+ H₂O------------- 6HBrO₃+ 5HCl.

9.   Para balancear la ecuación los hidrógenos y los oxígenos se dejan al final.

Reactivo        Producto

5Cl                  5 Cl

6Br                  6Br

11H               11 H

18 O              18 O

Ejemplos:

·         Balancee siguiendo el método del número de oxidación.

·         a) I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O

·         b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O

·         c) H2SO3 + HNO2 H2SO4 + NO + H2O

Soluciones:
a) I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O
Se Oxida (-e)
Se Reduce (+)
10 x (N+5 + 3 e N+2
3I2 6I+5 + 30 e
10 N+5 + 30 e 6I+5 + 10N+2

Trasladamos los coeficientes a la ecuación original
3 I2 + 10 HNO3 + 10 NO + H2O y balanceamos la ecuación por simple inspección.
3 I2 + 10 HNO3 6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O

b) Cl2 + KOH KCIO3 + KCI + H2O
Se oxida (- e)
Se reduce (+e -)
Aquí el Cl2 actúa como oxidante y como reductor, por lo tanto es una reacción de dismutación.
1 x (Cl2 2 Cl+5 + 10 e) Ag. Reductor
5 x (Cl2 + 2 e 2 Cl+5) Ag. Oxidante
CI2 2Cl+5 + 10 e
5 CI2 + 10 e 10 Cl-1
6 CI2 2 Cl+5 + 10 Cl-1
Simplificando tenemos
3 Cl2 Cl+5 + 5 Cl-1
Trasladamos los coeficientes a la ecuación original
3 Cl2 + KOH KClO3 - 5KCl + H2O
y balanceamos las ecuaciones por simple inspección
3 Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KCl + 3H2O

c) H2SO3 + HNO2 H2SO4 + NO + H2O

Se oxida (- e)
Se reduce (+ e)
1 x (S+4 S+6 +2 e) Ag. Reductor
2 x (N-3 - e N+2) Ag. Oxidante
S-4 S+6 + 2 e
2 N+2 + 2 e 2N+2

Trasladamos los coeficientes
H2SO3 + 2 HNO2 H2SO4 + 2 NO + H2O
Inspeccionamos la ecuación, verificamos que cumple con el balance de masas ( Ley de la conservación de la materia).

BALANCEO POR TANTEO

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + HF

Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + 2 HF

Ecuación balanceada

Ejemplo:

K + H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.

2 K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂    

Ecuación balanceada

PEROXIDO

Los peróxidos son sustancias que presentan un enlace oxígeno-oxígeno y que contienen el oxígeno en estado de oxidación −1. Generalmente se comportan como sustancias oxidantes.

En contacto con material combustible pueden provocar incendios o incluso explosiones. Sin embargo frente a oxidantes fuertes como el permanganato puede actuar como reductor oxidándose a oxígeno elemental. Es importante puntualizar que el peróxido tiene carga.

En pocas palabras son óxidos que presentan mayor cantidad de oxigeno que un oxido normal y en su estructura manifiestan un enlace covalente sencillo polar entre oxigeno y oxigeno.

NUMERO DE OXIDACION

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. 

    El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

    El número de oxidación se escribe en números romanos (recuérdalo cuando veamos la nomenclatura de Stock): +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc. Pero en esta página también usaremos caracteres arábigos para referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4 etc., lo que nos facilitará los cálculos al tratarlos como números enteros.

    En los iones monoatómicos la carga eléctrica coincide con el número de oxidación. Cuando nos refiramos al número de oxidación el signo + o - lo escribiremos a la izquierda del número, como en los números enteros. Por otra parte la carga de los iones, o número de carga,  se debe escribir con el signo a la derecha del dígito: Ca²⁺ ión calcio (2+), CO₃^2- ión carbonato (2- ).

¿QUE ES UN NO METAL?

Los no metales son de gran utilidad en la vida diaria, pues son los componentes de la ropa, los combustibles, la madera o los plásticos. Las principales propiedades de estos se indican en seguida:

·        Existen en estado solido, líquido, y gaseoso a temperatura ambiente.

·        Los sólidos son opacos y quebradizos.

·        Por lo general, son malos conductores del calor y la electricidad.

·        La mayoría tiene bajos puntos de fusión y baja densidad.

Los no metales que pueden hallarse libres son el carbono, nitrógeno, oxigeno, y los gases nobles: helio, neón, argón,  criptón, xenón, y radón.

¿QUE ES UN METAL?

La mayor parte de los elementos en la tabla periódica son metales y se usan para fabricar automóviles, herramientas, maquinaria etc. A continuación presentamos sus principales características:

·        Todos son sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio que es líquido.

·        Tienen lustre o brillo metálico.

·        Son buenos conductores del calor y electricidad.

·        Son dúctiles, es decir, pueden fabricarse alambre con ellos.

·        Son maleables, lo cual significa que pueden formar laminas.

·        La mayoría posee altos puntos de fusión y alta densidad.

MOLARIDAD

Como se dijo la molaridad de una solución está dada por la relaciòn: MOLES DE SOLUTO / LITRO DE SOLUCIÓN.
Es por eso que para calcularla se debe hallar previamente las moles y el volumen.

Si por ejemplo se quiere hallar la molaridad de una solución al 3 % m/V de hidróxido de sodio. Se debe conocer el peso molar.
PM = 40 g / mol

Si se abre la expresión de concentración se tiene: 3 g de NaOH / 100 ml de solución. El primer paso es referirlo a un litro.

3 g /100 ml x 1000 ml = 30 g / l

El segundo es convertir los 3 g en moles para lo que se debe utilizar el PM.

30 g / 40 g /mol = 0,75 moles (en un litro) es decir que la solución es 0,75 M

Si la concentración estuviera expresada en gramos / litro simplemente de convierte la masa en moles utilizando el peso molar.

Pasaje de molaridad a normalidad:

Se debe tener en cuenta cuantos equivalentes se tienen por cada mol, lo que depende del tipo de sustancia. En este caso es una base por lo que la cantidad de equivalentes por cada mol es igua al número de oxhidrilos (OH^-).

Como se tiene un oxihidrilo:

M = N / número de equivalentes / mol         M = N /1

M = N

Si se tiene expresada la concentración en % m / m es necesario conocer la densidad y el peso molar para poder calcular la molaridad.

Ejemplo: Se tiene una solución de ácido clorhídrico concentrado, 37 % m/m, d = 1,19  g/ml
En primer lugar se calcula a cuántos ml equivalen 100 gramos de solución.

V = m / d = 84,03 ml

Entonces  en un litro se tienen:   37 g / 84,06 ml x 1000 ml / l  = 440,16 g / l

Expresando los gramos en moles :

440,16 g / 36,5 g / mol = 12,06 M

Si la solución fuera molal en cálculo es más complejo, debiendo conocer la densidad y el peso molar.

Ejemplo: se tiene una solución 0, 085 m (molal), si el peso molar del soluto fuera 40 g / mol y la densidad 1,20 g / ml, calcular la molaridad de la misma.

Se sabe que tienen 0,085 moles de soluto por kg de solvente. Se debe hallar primero la masa de la solución y luego con la densidad, el volumen.

La masa de la solución es : masa de solvente + masa de soluto.

Masa de soluto = 0,085 moles x 40 g / mol = 3, 4 g

Por lo tanto masa de solución es: 1000 g + 3,4 g = 1003,4 g

Si la densidad es 1,20 g / ml, el volumen será:

V = 1003,4 g / 1,20 g/ml = 836,17 ml = 0,836 l

y la molaridad:

M = 0,085 moles soluto / 0,836 l solución = 0,102 M

HIDRUROS

Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles.

¿Cómo se formulan?

Hidruros Metálicos

Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del metal. Fórmula: XH_n

Ácidos Hidrácidos

Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del Hidrógeno (H), a continuacion la valencia del no metal y por últimos el símbolo del Azufre, Selenio, Teluro, Fluor, Cloro, Bromo o Yodo. Fórmula: X_nH

Hidruros Volatiles

Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitorgeno, fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del no metal correspondiente.Fórmula: XHn

¿Cómo se nombran?

Hidruros Metálicos

Provienen de la combinación entre el Hidrógeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras Hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En las demás nomenclaturas que igual que en los óxidos, lo único que en vez de óxido se pone hidruro.

Ejemplos: Tradicional / Stock / Sistemática.

CaH₂-------------------------------------Hidruro de Calcio / Hidruro de Calcio / Dihidruro de Calcio.

NaH---------------------------------------Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio.

Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actúa con la valencia menor y en ico cuando actúa con la valencia mayor y se le quita el prefijo de.

Ejemplos:

FeH₃-------------------------------------Hidruro ferrico.

FeH₂-------------------------------------Hidruro ferroso.

Ácidos Hidrácidos

Son las combinaciones binarias entre el Hidrógeno y los siguientes no metales:

Elemento	Valencia	Elemento	Valencia
Azufre	2	Flúor	1
		Cloro
Selenio		Bromo
Teluro		Iodo

Los Ácidos Hidrácidos solo se nombran en las nomenclaturas Tradicional y Sistemática, y no en la Sock.

Tradicional

Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del no metal terminado en hídrico.

Ejemplos:

HCl-------------------------------------Ácido Clorhídrico.

H₂S-------------------------------------Ácido Sulfhídrico.

Sistemática

Se nombran primero poniendo el nombre del no metal acabado en uro. y sigue con las palabras de hidrógeno.

Ejemplos:

HCl-------------------------------------Cloruro de hidrógeno.

H₂S-------------------------------------Sulfuro de hidrógeno.

Hidruros Volatiles

Son las combinaciones del hidrógeno con los siguientes elementos químicos, y que contienen las siguientes valencias:

Elemento	Símbolo	Valencia
Nitrógeno	N	3
Fósforo	P
Arsénico	As
Antimonio	Sb
Boro	B
Carbono	C	4
Silicio	Si

Los Hidruros Volátiles se nombran en la sistemática, en vez de la tradicional tienen un nombre especial cada uno de ellos, y se indican en este cuadro:

Formula	Nombre Común	Sistemática
NH3	Amoniaco	Trihidruro de Nitrógeno
PH3	Fosfina	Trihidruro de fósforo
AsH3	Arsina	Trihidruro de arsénico
SbH3	Estibina	Trihidruro de antimonio
BH3	Borano	Trihidruro de boro
CH4	Metano	Tetrahidruro de carbono
SiH4	Silano	Tetrahidruro de silicio