SOLUCIONES

SOLUCIONES

Soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La soluciones están formadas por Soluto y Solvente.

Soluto es la sustancia que se encuentra en menor cantidad; Solvente es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad.

SOLUCIONES DILUIDAS

Son aquellas cuando la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.  Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

SOLUCIONES CONCENTRADAS

Son aquella en donde la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa  en 100 gramos de agua.

SOLUCIONES SATURADAS

Se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto.  Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.  Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  

SOLUCIONES SOBRESATURADAS

Son aquellas soluciones que contienen mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

Porcentaje peso a peso (% M/M): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

NORMALIDAD (N)

Son soluciones que contienen un equivalente químico del soluto en un volumen de 1000ml (1 L) El equivalente químico (Eq) se calcula dividiendo el peso molecular (Ma) del soluto expresado en gramos para la valencia. 

Sol. N = Eq en 1000 ml 

Eq de H2SO4 =   peso molecular   98 gramos

         Eq = 98 gr     = 49 gr

2 

MOLARIDAD (M)

Solución molar (Sol. M) es aquella que tiene disuelto una mol del soluto (peso molecular del solvente en gramos) disuelto en un volumen total de 1000 ml

Sol. M = Ma en 1000 ml

A diferencia de la normalidad, en la molaridad no se divide para la valencia.

MOLALIDAD (m)

Una solución molal (Sol. m) es aquella que contiene una mol de soluto «más» 1000 gramos de solvente.

FRACCIÓN MOLAR

Es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución. 

LEYES DE LOS GASES

LEYES DE LOS GASES

LEY DE BOYLE MARRIOTE

“Cuando la temperatura permanece constante los volúmenes de los gases son inversamente proporcionales a las presiones”, es decir si la presión aumenta, el volumen disminuye.

LEY DE CHARLES I

“Cuando la presión se mantiene constante, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales a las temperaturas ABSOLUTAS”, es decir, que si la temperatura aumenta, el volumen también aumenta.  Esta ley se fundamenta en que todo cuerpo por acción del calor se dilata.

LEY DE CHARLES II

Como principio fundamental se tiene que una molécula de cualquier gas que se encuentre a cero grados centígrados y una atmósfera de presión ocupa el volumen de 22,4 litros al cual se lo llama “volumen molar”.  Es necesario recordar que las masas moleculares de las moles de los diferentes gases son diferentes pero el volumen es igual para todos ellos 

LEY DE GAY LUSSAC

“Cuando el volumen se mantiene constante, las presiones que ejercen los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas ABSOLUTAS”, de manera que si la temperatura aumenta, la presión también aumenta.

LEY COMBINADA

Tomando en cuenta la intervención simultánea de los tres factores físicos: presión, volumen y temperatura, es decir, combinando las tres leyes estudiadas Boyle, Charles y Gay Lussac, se tiene la ley combinada.

ECUACIÓN GENERAL

La constante universal de los gases se calcula tomando en cuenta las condiciones normales de un gas, esto es: una mol, 1 atm, 22,4 litros y 273 K.  Por lo tanto si en la fórmula general despejamos R, tendremos: 

R = P x V  = 1 atm x 22,4 litros  = 0.082 at – li

       N x T      1 mol x 273 K mol - K

LEY DE DALTON

“La presión total de una mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí es igual a la suma de las presiones de los componentes”

EJERCICIOS SOBRE LAS LEYES DE LOS GASES

Ejercicio Nº 1

A presión de 17 atm, 34 L de un gas a temperatura constante experimenta un cambio ocupando un volumen de 15 L ¿Cuál será la presión que ejerce?

Solución:

Primero analicemos los datos:

Tenemos presión (P1) = 17 atm

Tenemos volumen (V1) = 34 L

Tenemos volumen (V2) = 15 L

Claramente estamos relacionando presión (P) con volumen (V) a temperatura constante, por lo tanto sabemos que debemos aplicar la Ley de Boyle y su ecuación (presión y volumen son inversamente proporcionales):

Reemplazamos  con los valores conocidos

Colocamos a la izquierda de la ecuación el miembro que tiene la incógnita (P2) y luego la despejamos:

Respuesta:

Para que el volumen baje hasta los 15 L, la nueva presión será de 38,53 atmósferas.

Ejercicio Nº 2

A presión constante un gas ocupa 1.500 (ml) a 35º C ¿Qué temperatura es necesaria para que este gas se expanda hasta alcanzar los 2,6 L?

Solución:

Analicemos los datos:

Tenemos volumen (V1) = 1.500 ml

Tenemos temperatura (T1) = 35º C

Tenemos volumen (V2) = 2,6 L

Lo primero que debemos hacer es uniformar las unidades de medida.

Recuerda que el volumen (V) debe estar en litros (L) y la temperatura (T) en grados Kelvin.

V1 = 1.500 mililitros (ml), lo dividimos por 1.000 para convertirlo en 1,5 L

T1 = 35º C le sumamos 273 para dejarlos en 308º Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273º K) (Nota: En realidad son 273,15, pero para facilitar los cálculos prescindiremos de los decimales).

V2 = 2,6 L, lo dejamos igual.

En este problema estamos relacionando volumen (V) con temperatura (T), a presión constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Charles (volumen y temperatura son directamente proporcionales).

Reemplazamos con los valores conocidos

Desarrollamos la ecuación:

Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar T2:

Entonces, para que 1,5 L expandan su volumen hasta 2,6 L hay que subir la temperatura hasta 533,78º Kevin, los cuales podemos convertir en grados Celsius haciendo la resta 533,87 − 273 = 260,87 º C.

Respuesta:

Debemos subir la temperatura hasta los 260,87º C.

Ejercicio Nº 3

A volumen constante un gas ejerce una presión de 880 mmHg a 20º C ¿Qué temperatura habrá si la presión aumenta en 15 %?

Analicemos los datos:

Tenemos presión P1 = 880 mmHg

Tenemos presión P2  = 880 mmHg más el 15 %  = 880 +132= 1.012 mmHg

Tenemos temperatura T1 = 20º C

Lo primero que debemos hacer es uniformar las unidades de medida.

Recuerda que la temperatura (T) debe estar en grados Kelvin, y que la presión (P) puede estar solo en atm o solo en mmHg en una misma ecuación.

P1 = 880 mmHg, lo dejamos igual

P2 = 1.012 mmHg lo dejamos igual

T1 = 20º C le sumamos 273 para dejarlos en 293º Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273º K) (Nota: En realidad son 273,15, pero para facilitar los cálculos prescindiremos de los decimales).

En este problema estamos relacionando presión (P) con temperatura (T) a volumen (V) constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Gay-Lussac (presión y temperatura son directamente proporcionales).

Reemplazamos con los valores conocidos

Desarrollamos la ecuación:

Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar P2:

Respuesta:

Si aumentamos la presión en 15 % el gas quedará a una temperatura de 336,95º K, los cuales equivalen a 63,95º C.  (336,95 − 273 = 63,95º C).

REACCIONES QUÍMICAS.- TIPOS, IGUALACIÓN, ESTEQUIOMETRÍA

REACCIONES QUÍMICAS

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias, por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. 

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Reacciones de Combinación:

O de Síntesis,son aquellas en donde, dos o más sustancias reaccionan para formar un producto. Existen numerosos ejemplos de tales reacciones, en especial aquellas en las que diferentes elementos se combinan para formar compuestos. Por ejemplo, el metal magnesio arde en el aire con un brillo deslumbrante para producir óxido de magnesio, como puede verse a continuación:

2Mg(s) + O2(g) ---> 2MgO(s)

Reacciones de Descomposición:

O de Análisis, es un proceso que experimentan algunos compuestos químicos en el que, de modo espontáneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se originan dos o más sustancias de estructura química más simple. Es el proceso opuesto a la síntesis química.

La ecuación química generalizada de una descomposición química es:

AB → A + B , o bien, Reactivo → A + B + … Un ejemplo específico es la electrolisis de agua que origina hidrógeno y oxígeno, ambos en estado gaseoso:

2 H2O ( l) → 2 H2 (g) + O2 (g) 

Reacciones de Sustitución Simple:

Cuando una reacción implica un elemento que desplaza a otro en un compuesto, se llama reacción de sustitución simple o reacción de reposición simple. También se utiliza el nombre de "reacción de desplazamiento". Por ejemplo, una tira de cobre sumergida en una solución de nitrato de plata desplazará átomos de plata, produciendo nitrato de cobre y precipitación de cristales del metal plata.

Cu(s) + 2AgNO3(aq) -> 2 Ag(s) + Cu(NO3)2(aq)

Si el metal zinc se sumerge en un ácido, desplazará al hidrógeno del ácido.

ZN(s) + 2HCl(aq) -> 2 H2(g) + ZnCl2(aq)

Generalmente, los metales activos, desplazarán el hidrógeno de los ácidos.

Reacciones de Sustitución Doble:

Cuando en una reacción aparece un intercambio de parte de los reactivos, la reacción se conoce como reacción de doble sustitución o reacción de doble reposición. Otro nombre utilizado para este tipo de reacciones es el de "reacciones de metátesis". Cuando los reactivos son compuestos iónicos en solución, los aniones y cationes de los compuestos se intercambian. Probablemente la más famosa de este tipo de reacciones entre los profesores de química sea la reacción entre el nitrato de plomo y el yoduro de potasio:

2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) -> 2KNO3(aq) + PbI(s)

Ambos reactivos forman soluciones incoloras, pero el producto yoduro de plomo, es un sólido de espectacular color amarillo que se precipita de la solución.

Reacciones Exotérmicas:

Es aquella reacción donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER). En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el DH es negativo y significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, por ejemplo en las reacciones de combustión.

Reacciones Endotérmicas:

Son aquellas que absorben energía en forma de calor. Una vez que la energía total se conserva del primer para el segundo miembro de cualquier reacción química, si una reacción es endotérmica, la entalpía de los productos Hp es mayor que la entalpía de los reactivos Hr , pues una determinada cantidad de energía fue absorbida por los reactivos en forma de calor, durante la reacción, quedando contenida en los productos. Siendo que en la reacción endotérmica: Hp > Hr.

Y siendo DH = Hp — Hr , entonces en la reacción endotérmica el valor de ΔH será siempre positivo. Siendo que en la reacción endotérmica: ΔH > 0.

Reacciones Reversibles:

Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (↔). Generalmente se lleva a cabo en un sistema cerrado, entonces los productos que se forman interactúan entre si para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los productos. Luego de cierto tiempo, la velocidad de reacción directa (→) e inversa (←) se igualan, estableciéndose entonces el equilibrio químico.

 CaCO3(s)  ↔  CaO(s)  +  CO2(g)

 N2(g) + 3H2(s)  ↔  2NH3(g)

H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g)

Reacciones Irreversibles:

Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa, es decir hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o reactantes.

Por ejemplo, la siguiente reacción de descomposición térmica es irreversible se se lleva a cabo en un recipiente abierto , debido a que el CO2 gaseoso conforme se va formando escapa del reactor químico, por lo tanto no logra reaccionar con el óxido de calcio sólido, por lo que la reacción inversa (←) no prospera.

CaCO3(s)  →  CaO(s) +  CO2(g)

Reacciones de Combustión:

La reacción de combustión se basa en la reacción química exotérmica de una sustancia o mezcla de sustancias llamada combustible con el oxígeno. Es característica de esta reacción la formación de una llama, que es la masa gaseosa incandescente que emite luz y calor, que esta en contacto con la sustancia combustible.

Las reacciones químicas que se utilizan en el estudio de las combustiones técnicas tanto si se emplea aire u oxigeno, son muy sencillas y las principales son:

C + O2 → CO2

CO + 1⁄2 O2 → CO2

Reacciones de Neutralización:

Las reacciones de neutralización, son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración de las distintas sustancias en la disolución.

Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.

Ácido + base → sal + agua

Por ejemplo:  HCl + NaOH → NaCl + H2O

MÉTODOS DE IGUALACIÓN O BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

MÉTODO DEL TANTEO:

Una vez planteada la reacción se empieza a balancearla seleccionando un elemento que aparezca solo una vez en los reactivos y una vez en los productos.

Ejemplo

K + H2 O  → KOH + H2

Se observa que el potasio y el oxígeno están en un solo reactivo y producto pero ya se hallan balanceados por lo que se debe balancear el hidrógeno.

K + H2 O  → KOH +1 /2 H2

Hay 2 átomos de hidrógeno en los reactivos  y 3 en los productos por lo que puede balancearse colocando ½ de hidrógeno en los productos

Para no trabajar con números fraccionarios se multiplican reactivos y productos por 2-

2 K + 2 H2 O  → 2 KOH + H2

MÉTODO MATEMÁTICO O ALGEBRAICO:

Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. Ecuación a balancear: 

FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2 

Los pasos a seguir son los siguientes: 

Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación: 

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C . 

El símbolo produce (® ) equivale al signo igual a (=). 

      Fe       A = 2C 

       S         A = D 

       O        2B = 3C + 2D 

MÉTODO REDOX:

Se describe el método de balanceo de ecuaciones químicas por oxidación y reducción.

Describiremos el método de balanceo de una ecuación química por el método Redox. Recordemos que el balanceo de una ecuación química no es más que hacer cumplir que el número de de átomos en un lado de la ecuación sea igual al número de átomos del otro lado. Como ejemplo tenemos el caso de la oxidación del hierro con oxigeno para producir ácido férrico, estos es: Fe+O2→Fe2O3. Como se puede observar hay más átomos de hierro a un lado de la ecuación que en el otro lado, así que debe ser balanceada. Para balancear esta ecuación por el método Redox, se deben tener en cuenta las siguientes definiciones: una sustancia se oxida cuando pierde electrones y se reduce cuando gana electrones, así que el balance dependerá del número de oxidación de cada uno de los elementos o compuestos.

Las sustancias que se encuentran puras tienen un estado de oxidación igual a cero, los números de oxidación de las demás sustancias dependerán de su distribución electrónica. Hay valores típicos de número de oxidación para elementos como el hidrógeno y el oxigeno cuando están en una molécula, por lo general son +1 y -2 respectivamente. El método consiste en que se debe buscar que se cumpla la siguiente condición: el número de oxidación tanto a la izquierda como a la derecha de la ecuación debe ser cero. Aplicando este método la ecuación balanceada queda de la siguiente manera: 4Fe+3O2→2Fe2O3

ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometria es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química. 

Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.  

Reactantes →Productos

Ley de las proporciones definidas:

La ley de las proporciones definidas o la Ley de Proust enuncia:

Cuando se combinan dos o más elementos para dar un compuesto determinado, siempre lo hacen en la misma proporción fija, con independencia de su estado físico y de la manera de obtenerlo.

Consecuencias de la ley de Proust:

1º La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es:

2º Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que:

3º Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y sodio para formar cloruro sódico, deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica, de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na, como 35,5 g/mol y 23 g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio, respectivamente, entonces:

Lo que indica que por cada 0,17 moles de cloro reaccionan otros 0,17 moles de sodio para formar el cloruro sódico, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. Por tanto, 1 átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico, luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1.

REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO

El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas. 

Por ejemplo: Si debemos hacer sándwich de queso, y para ello disponemos de siete panes y sólo cinco láminas de queso, ¿cuántos sándwiches podré hacer? Sólo podré hacer cinco sándwiches, y por tanto las láminas de queso serán el reactivo limitante de este proceso, mientras que el pan será el reactivo excedente.

MASA ATÓMICA - MASA MOLECULAR

MASA ATÓMICA

Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste permanece en reposo. En otras palabras, puede decirse que la masa atómica es aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de reposo. Dentro del Sistema Internacional, la unidad que permite calcularla y reflejarla es la masa atómica unificada.

MASA MOLECULAR

La masa molecular es la masa de una molécula de un compuesto. Se calcula sumando las masas atómicas relativas de todos los átomos que forman dicha molécula. Se mide en unidades de masa atómica, representadas como u, también llamadas unidades Dalton, representada como Da. Esta última unidad es la indicada en el Sistema Internacional de Magnitudes.

MOL

Se conoce con el nombre de mol a una de las magnitudes físicas fundamentales que contempla el Sistema Internacional de Unidades. Esta unidad se utiliza para medir la cantidad de toda clase de sustancias presentes en un determinado sistema.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

Los gases ideales cumplen la hipótesis de Avogadro que establece que "una cantidad de cualquier tipo de gas, en un mismo volumen, a la misma temperatura y la misma presión, contiene el mismo número de moléculas, independientemente del tipo de gas que sea".

En condiciones normales (0ºC y 1 atm), 1 mol de gas ideal (que contiene NA moléculas), ocupa 22,4 litros, independientemente del tipo de gas que haya dentro del recipiente.

El volumen de un gas ideal en unas determinadas condiciones de presión y temperatura, se calcula a través de la ecuación general de los gases ideales.

Número de Avogadro:

En química y en física, la constante de Avogadro es el número de entidades elementales en un mol de una sustancia cualquiera. El término histórico número de Avogadro fue un concepto similar al actual, pero ya obsoleto.

EJERCICIOS DE CÁLCULO DE MASA MOLECULAR

(UMA)

1) Calcular la masa molar del H2SO4 . Pesos atómicos: H = 1 , O = 16 , S = 32

M (H2SO4) = 2 P.A. (H) + P.A. (S) + 4 P.A. (O) = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 uma

2) Calcular la masa molecular del H₃PO₄ . Pesos atómicos: H = 1 , O = 16 , P = 31

M (H₃PO₄) = 3 P.A. (H) + P.A. (P) + 4 P.A. (O) = 3 x 1 + 31 + 4 x 16 = 98 uma

3) Calcular la masa molecular del KCIO₃ . Pesos atómicos: Cl = 35.5 , O = 16 , K = 39

M (KCIO₃) = 1 P.A. (K) + P.A. (Cl) + 3 P.A. (O) = 39 + 35.5 + 3 x 16 = 122.5 uma

4) Calcular la masa molecular del Mg₃(AsO₄)₂ . Pesos atómicos: Mg = 24 , O = 16 , As = 75

M (Mg₃(AsO₄)₂) = 3 P.A. (Mg) + 2 [P.A. (As) + 4 P.A. (O)]

M (Mg₃(AsO₄)₂) = 3 x 24 + 2 [75 + 4 x 16] = 350 uma

EJERCICIOS DE CÁLCULOS DE COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Una molécula de dióxido de azufre SO2 contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Queremos calcular la composición en tanto por ciento de la molécula en mención.

Primero establecemos toda la información:

Peso atómico del azufre =  32,1 g/mol

Peso atómico del oxígeno = 16,0 g/mol

Ahora establecemos la masa molecular de todo el compuesto:

Masa molecular del SO2

S = 1 * 32,1 =32,1 g/mol

O = 2 * 16 = 32 g/mol

Suma total = 64,1 g/mol

A continuación podemos establecer los porcentajes de cada ente...

Porcentaje de azufre en el compuesto: 

32.1 /64 = 0.50 x 100 = 50%

Porcentaje de oxígeno en el compuesto: 

32 / 64 = 0.50 x 100= 50%

QUÍMICA ORGÁNICA: COMPUESTOS ORGÁNICOS

QUÍMICA ORGÁNICA

Es la ciencia que estudia la estructura y propiedades de los compuestos del carbono que constituyen principalmente la materia viva, su aplicación a la industria y al desarrollo tecnológico.

Es llamada también Química de los Compuestos del Carbono

CARACTERÍSTICA DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS

Las características más importantes de los compuestos orgánicos son las relativas a su composición, naturaleza covalente de sus enlaces, combustibilidad y abundancia.

Composición

Es la característica más importante que se deduce de la definición dada. Todos los compuestos orgánicos contienen carbono y prácticamente siempre hidrógeno. También es frecuente que posean oxígeno o nitrógeno. Existen grupos importantes de compuestos orgánicos que poseen azufre, fósforo o halógenos y hasta algunos metales. No obstante, aunque la inmensa mayoría de los compuestos orgánicos poseen además de carbono e hidrógeno sólo uno o dos de los elementos mencionados, se han preparado y descrito compuestos orgánicos con casi todos los elementos químicos conocidos.

Carácter covalente

Aunque existen muchos compuestos orgánicos iónicos, la inmensa mayoría son covalentes, lo que se traduce en que poseen las características de este tipo de sustancias: muchos son gaseosos o líquidos y, si sólidos, sus puntos de fusión son relativamente bajos; no son conductores y, en general, son solubles en disolventes no polares.

Combustibilidad

Los compuestos orgánicos se caracterizan por su facilidad de combustión, transformándose en dióxido de carbono y agua y su sensibilidad a la acción de la luz y del calor, experimentando descomposición o transformación química.

Abundancia

El número de compuestos de carbono es enorme y sobrepasa con mucho al del conjunto de los compuestos del resto de los elementos químicos. Contrariamente a lo que se pensaba a principios del siglo XIX, la síntesis de un nuevo compuesto orgánico es una tarea fácil y anualmente se preparan cientos de miles de nuevos compuestos. Como consecuencia de ello, mientras que el número de compuestos inorgánicos conocidos apenas sí sobrepasa el medio millón, de los 12.000 compuestos orgánicos que se conocían en 1880, en 1910 se había pasado a los 150.000, al medio millón en 1940 y a los 5.000.000 en 1980. En la actualidad se debe haber duplicado la última cantidad, ya que el ritmo de aumento anual es de aproximadamente unos 500.000 nuevos compuestos.

La causa de la existencia de un número tan elevado de compuestos de carbono se debe al carácter singular de este elemento, que puede:

Formar enlaces fuertes con los más variados elementos, tanto con los muy electronegativos como con los de carácter metálico más acentuado.

Unirse consigo mismo con enlaces covalentes fuertes, formando largas cadenas lineales, ramificadas o cíclicas.

Formar enlaces múltiples (dobles y triples) consigo mismo o con otros elementos.

Como consecuencia de estas características existen muchos compuestos con la misma composición pero distinta estructura, fenómeno muy frecuente en química orgánica que se conoce con el nombre de isomería.

HIDROCARBUROS

Los hidrocarburos son compuestos orgánicos formados únicamente por átomos de carbono e hidrógeno. La estructura molecular consiste en un armazón de átomos de carbono a los que se unen los átomos de hidrógeno. Los hidrocarburos son los compuestos básicos de la Química Orgánica.

CLASES DE HIDROCARBUROS

ALCANOS

Los alcanos son hidrocarburos, es decir, que tienen solo átomos de carbono e hidrógeno. La fórmula general para alcanos alifáticos es CnH2n+2, y para cicloalcanos es CnH2n. También reciben el nombre de hidrocarburos saturados.

Metano (CH4)

Gas LP o Gas Licuado de petróleo, es una mezcla de gas propano (C3H8)  y butano (C4H10)

Gas Natural que es una mezcla principalmente de Metano (CH4)  con Etano (C2H6)  y Propano (C3H8)

Gasolina que es una mezcla de octanos (C8H18)

Diesel (C14H30)

Combustóleo (C7H16)

Etano (C2H6)

Propano (C3H8)

Pentano (C5H12)

Decano (C10H22)

ALQUENOS

Los alquenos son hidrocarburos insaturados que tienen uno o varios dobles enlaces carbono-carbono en su molécula. Se puede decir que un alqueno no es más que un alcano que ha perdido dos átomos de hidrógeno produciendo como resultado un enlace doble entre dos carbonos. Su fórmula general es CnH2n.

Etileno CH2 = CH2

Propileno CH2 = CH – CH3

Buteno 1 CH2 = CH – CH2 – CH3

Buteno 2 CH3 – CH = CH – CH3

Penteno 1 CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH3

Penteno 2 CH3 – CH = CH – CH2 – CH3

Hexeno 1 CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

Hexeno2 CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH3

Hepteno 3 CH3 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH3

Octeno 2 CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

ALQUINOS

Los alquinos son hidrocarburos alifáticos con al menos un triple enlace -C≡C- entre dos átomos de carbono. Se trata de compuestos metaestables debido a la alta energía del triple enlace carbono-carbono. Su fórmula general es CnH2n-2.

GRUPOS FUNCIONALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS

CONFIGURACIÓN ELCTRÓNICA

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Modelo atómico general.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

Número cuántico principal (n).

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).

Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:

l = 0, 1, 2, 3,…, n-1.

Ejemplo:

Si n = 1 (n – 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0)

Si n = 2 (n -1 = 1), entonces l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados como 0 y 1

Si n = 3 (n – 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2

Si n = 4 (n – 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3

Si n = 5 (n – 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4

También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales.

Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f).

Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante.

Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el número cuántico secundario (o azimutal) determina laexcentricidad de la órbita: cuanto mayor sea este número, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón.

Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0) es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular.

Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la excentricidad de la órbita, como se demuestra en el siguiente gráfico:

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo elnúmero cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½..

Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía.

Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:

• Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

• Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando elcuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Figura de un átomo sencillo ilustrando lo indefinido de sus órbitas.

Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo
Imágenes tomadas de la página: http://configraelectrones-mvc.blogspot.com/

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Niveles de energía o capa (n)	1 (K)	2 (L)	3 (M)	4 (N)
Tipo de subniveles	s	s   p	s   p   d	s   p   d   f
Número de orbitales en cada subnivel	1	1   3	1   3   5	1   3   5   7
Denominación de los orbitales	1s	2s   2p	3s   3p   3d	4s   4p   4d   4f
Número máximo de electrones en los orbitales	2	2   -   6	2   -   6   -   10	2   -   6   -   10   -   14
Número máximo de electrones por nivel de energía o capa	2	8	18	32

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

Regla de las diagonales

Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.

En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

La Tabla Periódica, punto de partida

El sodio en la tabla

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan elNúmero atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).

Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.

Ilustración simplificada de un átomo.

En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2.

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2 2s2 2p6 3s1

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); 

Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales); 

tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

;

En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7

MANGANESO: 25 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).

Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo.

Hagamos un ejercicio:

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones.

Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.

En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.

En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así::

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9

donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z = 15

15 protones y 15 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica

De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, podemos hacer el siguiente análisis:

Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.