La química tiene un lenguaje particular que permite identificar compuestos de manera universal. La nomenclatura permite el
uso de nombres sistemáticos útiles en la identificación precisa
de la composición química, en el trabajo científico y en la industria.
Nomenclatura química
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Actualmente existen tres tipos de nomenclatura: la Stock en honor al químico Alemán Alfred Stock, la nomenclatura tradicional y la establecida por la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), llamada también funcional o sistemática, con el tiempo se espera que esta última sustituya el uso de los otros sistemas de nomenclatura.
Para aplicar los sistemas de nomenclatura es importante conocer los grupos de compuestos donde ésta será aplicada. En este tema se estudiará la nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
Compuestos inorgánicos: Los compuestos inorgánicos se agrupan en funciones químicas, las cuales se caracterizan por un átomo o grupo de átomos que siempre está presente. |
(Explora el Flujograma) |
| Existen algunos convencionalismos que han sido adoptados para escribir la fórmula de las diferentes funciones químicas: |
1. Para escribir la fórmula de los óxidos, ácidos y sales se acostumbra a escribir los símbolos de los elementos de los componentes en orden, según suelectronegatividad el más electronegativo siempre va a la derecha, como en los siguientes ejemplos donde el átomo más electronegativo es el O2- y el Cl-: |
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2. Escribir a la izquierda el ión positivo o catión y a la derecha el ión negativo o anión, como se observa en el siguiente ejemplo: |
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Los cationes corresponden a elementos metálicos, tienen un número de oxidación positivo (+) y los aniones corresponden a los no metales, con un número de oxidación negativo (-). La carga eléctrica aparece en la parte superior derecha del símbolo y corresponde al número de oxidación de cada elemento. Los números de oxidación permiten escribir las fórmulas químicas, la predicción de las propiedades de los compuestos y son de ayuda en el balanceo de ecuaciones de óxido reducción.
- Ejemplo de algunos cationes . Ejemplo de algunos aniones.
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Compuestos inorgánicos binarios: Los compuestos binarios contienen dos elementos distintos y corresponden a las funciones de óxido metálico, óxido no metálico, ácido hidrácido y sal binaria. A continuación se presenta cómo se forma cada una de estas funciones: |
Óxido Metálico: se forma al combinarse un metal con el oxígeno |
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Óxido No metálico: se forma al combinarse un no metal con el oxígeno |
Sal Binaria: se forma al combinarse un metal con un no metal: |
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Ácido Hidrácido: Se forma al combinarse un a molécula de Hidrógeno con un no metal. |
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Para nombrar los óxidos se utiliza la palabra óxido, seguida del nombre específico del metal, por ejemplo  óxido de aluminio.
Cuando un elemento presenta un número de oxidación variante como por ejemplo el cobre pueden aplicarse diferentes normas como se observa en el siguiente cuadro donde se aplican los 3 sistemas de nomenclatura: |
| En el sistema Stock se escribe el nombre genérico, en este caso óxido, seguido por la preposición de y el nombre del elemento. Adicionalmente, entre paréntesis se escribe en número romanos el número de oxidación del elemento unido al oxígeno. Si el elemento tiene un solo número de oxidación, se omite el número romano dentro de un paréntesis. |
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En la nomenclatura sistemática para los óxidos se utiliza el prefijo numeral mono, di, tetra, penta, hexa, etc., para designar el número de oxígenos, seguido de la palabra óxido y el número de átomos del otro elemento. |
La nomenclatura tradicional, utiliza los sufijos ico y oso y los prefijos hipo y per de la siguiente manera: si el elemento presenta dos números de oxidación, se utiliza ico para el mayor número de oxidación del elemento que acompaña el oxígeno y oso para el menor. (Observa el ejemplo de la derecha) |
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Función hidrácido: Estos ácidos se forman por la combinación de los halógenos (F, Cl, Br, I) o el azufre (S) con el Hidrógeno. |
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Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra ácido, luego el nombre específico del no metal y sustituyendo la última vocal del compuesto por el sufijo hídrico. (ver tabla)
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Función sal binaria: Se forman por la combinación de un ácido hidrácido más un metal (catión) el cual reemplaza al hidrógeno del ácido hidrácido. |
La mayoría de estos compuestos tienen un metal o un no metal. Para nombrarlos se menciona el nombre del no metal agregando el sufijo uro seguido del nombre del metal. |
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Compuestos ternarios: Estos compuestos están formados por 3 elementos químicos: un catión (H2 o un no metal) un ión negativo poliatómico que corresponde a las funciones de hidróxido o base, ácido oxácido y una sal ternaria neutra. |
Para dar el nombre al compuesto ternario se menciona primero el grupo poliatómico (radical) negativo y en seguida se menciona el nombre del catión. Para nombrar estos compuestos es necesario conocer el nombre de los iones poliatómicos. |
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Función hidróxido o base: Se forman por la combinación de un ión (OH-) con un catión metálico. Los iones (OH-) son llamados oxidrilos, hidroxilos o hidróxidos. |
Los hidróxidos provienen de reacciones entre un óxido metálico con el agua dando origen a una base constituida por un metal y el grupo hidroxilo. |
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En la siguiente tabla se presentan ejemplos de hidróxidos y su nombre usando los tres sistemas de nomenclatura. (ver tabla)
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La nomenclatura Stock, utiliza el nombre genérico (hidróxido) y el nombre del metal, colocando adicionalmente entre paréntesis en números romanos el número de oxidación del elemento unido al OH-, cuando se trata de elementos con más de un número de oxidación. Esto se omite cuando el elemento tiene un solo número de oxidación. |
El sistema tradicional comienza con el nombre del hidróxido y luego va la terminación oso si se trata del menor número de oxidación e ico si se trata del mayor número de oxidación. Si el elemento tiene un solo número de oxidación, simplemente se utiliza el número del metal. |
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La nomenclatura sistemática utiliza los prefijos di, tri, tetra, etc., si la fórmula presenta dos, tres o cuatro grupos OH- respectivamente y así sucesivamente en caso de presentar más. Las normas sistemáticas establecidas por la IUPAC vienen recomendándose para su aplicación a fin de sustituir progresivamente al sistema de nomenclatura tradicional. |
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Función ácido oxácido: Están formados por un catión H+ unido a un ión poliatómico (radical) negativo. Los ácidos oxácidos se forman a partir de la combinación de los óxidos metálicos con el agua. |
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En el siguiente cuadro se observan algunos ácidos oxácidos y su nombre en los 3 sistemas de nomenclatura: (ver tabla) |
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La nomenclatura Stock adiciona la palabra ácido, el prefijo respectivo según la cantidad de oxígeno (Di, Tri, Tetra, etc), seguido de la palabra oxo y la raíz del nombre correspondiente del elemento no metálico diferente del hidrógeno y del oxígeno con la terminación ico y su número de oxidación en números romanos. |
Para determinar el número de oxidación en los oxácidos se siguen los siguientes passos:
1. Se escriben números de oxidación conocidos, que no varían:  en este caso del hidrógeno y del oxígeno. El número del cloro es el desconocido (x) puesto que puede variar.
2. Se multiplican los subíndices por el número de oxidación de los elementos que no varían:
3. 
4. Se despeja 
7 es el número de oxidación del cloro, porque la suma de las cargas iónicas es igual a cero, equivale a decir que tiene que haber tantas cargas positivas como negativas. Por eso el  aparece en la nomenclatura Stock con un número VII para indicar el número de oxidación del cloro. |
En la nomenclatura sistemática se da el nombre del ión y luego se complementa con la expresión de hidrógeno. |
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En la nomenclatura tradicional se el compuesto se nombrará con la palabra ácido y se hace uso de los sufijos oso o ico y de los prefijos hipo o per, si existen más de dos oxácidos de ese elemento. |
En el siguiente cuadro se muestra la nomenclatura cuando el cloro actúa con sus diferentes valencias.
(ver tabla)
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Nomenclatura de los compuestos orgánicos
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Antes de hablar sobre la nomenclatura es importante conocer que los compuestos orgánicos son aquellos que están constituidos por cadenas carbonadas. Hasta fines del siglo XIX los compuestos orgánicos se nombraban de acuerdo a su descubridor, a su origen o a sus propiedades, entre otros aspectos, variando estos nombres de un país a otro lo cual traía como consecuencia mucha confusión. Por ello se adoptaron acuerdos para nombrar los compuestos. La nomenclatura que hoy se utiliza internacionalmente es la resultante de las normas dictadas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (I.U.P.A.C.)
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| Cadenas Carbonadas: éstas pueden clasificarse como se muestra en la figura: |
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| Compuestos alifáticos o acíclicos: en estos compuestos los átomos de carbono se enlazan linealmente existiendo entre ellos enlaces sencillos, dobles o triples. En muchos casos las cadenas carbonadas se ramifican. |
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Compuestos cíclicos: presentan cadena carbonada cerrada, si el anillo está constituido sólo por átomos de carbono se denomina isocíclico. El anillo isocíclico se divide a su vez en alicíclico donde los carbonos están unidos mediante enlaces sencillos y los aromáticos con seis anillos de carbono unidos por enlaces simples y dobles alternados.
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| Compuestos heterocíclicos: son compuestos cíclicos en cuya cadena entra un elemento diferente al carbono. |
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Los compuestos químicos se agrupan en funciones orgánicasque dan origen a series homólogas orgánicas, veamos como se nombran estos compuestos basados en la nomenclatura I.U.P.A.C.
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Función hidrocarburos: esta función incluye los compuestos caracterizados por la presencia exclusiva de átomos de carbono e hidrógeno, formando cadenas abiertas o cerradas (alifáticos). En este grupo se pueden encontrar hidrocarburos que presentan sólo enlaces sencillos o enlaces múltiples. (ver tabla)
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Para nombrar a los compuestos lineales ya se trate de alcanos, alquenos o alquinos se tomarán en cuenta los nombres antiguos para los primeros cuatro miembros, cambiando el sufijo según se trate de alcanos (ano), alquenos (eno) o alquinos (ino) |
A partir del quinto carbono se usan para nombrarlos prefijos matemáticamente correspondientes
(ver tabla)
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La pérdida de un átomo de Hidrógeno en éstos compuestos da origen a los radicales
Radicales provenientes de alcanos, alquenos y alquinos
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| Nomenclatura de los compuestos ramificados de los alcanos, alquenos y alquinos: |
Cadena principal: butano. Radicales: 2,3 (metil)
Nombre del compuesto:
2,3 dimetil –butano
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Para nombrar los compuestos ramificados se escoge como cadena principal la más larga y se numera comenzando por el extremo donde se encuentran los radicales, otorgándoles los números bajos. Una vez escogida y numerada la cadena principal, se nombran los radicales en orden alfabético e indicando sus posiciones en la cadena, por último se nombra el hidrocarburo de donde derivó la cadena principal. Los números se separan por comas y las palabras por guiones. |
Cadena principal: undecano Radicales: 2,7 (metil); 4 (propil); 9 (etil)
Nombre compuesto:
2,7 dimetil, 9 etil, 4 propil – undecano. |
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| Cuando se trata de radicales más complejos (iso, sec, ter) se pueden numerar las cadenas de los radicales, comenzando por el extremo más cercano al punto de unión con la cadena principal. |
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Cadena principal: octano Radical: 4 (secbutil) o 4 (2 butil)
Nombre del compuesto: 4 secbutil-octano ó (2 butil)- octano.nnnnnnnnnnnnnnn |
Cadena principal: hepteno Posición del doble enlace: 2 Radicales: 3 (propil); 5, 6 (metil)
Nombre del compuesto:
5,6 dimetil-3 propil septeno
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| Cuando la posición del doble o triple enlace es uno, se acostumbra omitir dicho número. Ejemplo: deceno = 1 deceno; octino = 1 octino. |
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| Los hidrocarburos alifáticos pueden presentar más de un enlace múltiple, cuando esto sucede se nombran según la posición de sus enlaces dobles (Tabla A) y según el número de enlaces dobles y triples en la cadena (Tabla B). |
Para nombrarlos se escoge como cadena principal la que contenga todos los enlaces dobles o triples y se enumera procurando los números más bajos para los dobles enlaces, y se aplica el sufijo dieno, trieno, diino o eno- ino según el caso.
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Hidrocarburos alicíclicos: La cadena carbonada de estos compuestos constituye un anillo o ciclo y comprende tres series homólogas denominadas cicloalcanos o cicloparafinas, cicloalquenos y cicloalquinos.
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Los cicloalcanos, presentan enlaces sencillos por lo que se denominan compuestos saturados, |
Los cicloalquenos presentan un doble enlace, se denominan compuestos insaturados y
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Los cicloalquinos presentan un enlace triple y también son compuestos insaturados. |
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Todos se nombran colocando el prefijo ciclo y según el caso el sufijo (ano), (eno) o (ieno). El primer miembro de estos compuestos tiene tres carbonos. Para nombrarlos se considera como cadena principal el ciclo y se enumeran procurando los números más bajos para los radicales. Se acostumbra presentar el ciclo por la figura geométrica correspondiente sobreentendiendo que en cada vértice hay un CH2.
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Explora la imagen del Ciclopentano
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Cicloalcanos ramificados: Presentan radicales unidos a la cadena principal: Ejemplo: metilciclopropano. |
| Serie homóloga de hidrocarburos aromáticos: Se caracterizan por presentar un anillo de seis carbonos con enlaces simples y dobles alternados. El primer miembro de la serie es el benceno que corresponde a la designación 1,2,3 ciclohexatrieno. Se pueden representar así: |
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El compuesto presenta 3 dobles enlaces
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El círculo representa los 3 pares de electrones
girando alrededor de los átomos de carbono. |
| Derivados monosustituidos: Se nombran como derivados del fenilo o anteponiendo el grupo sustituyente a la palabra benceno (ver figura a la derecha) |
Metilbenceno
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Derivados bisustituidos: Se forman cuando se sustituyen dos átomos de hidrógeno por radicales. Existen tres isómeros de estos compuestos, según la posición de los sustituyentes: 1,2 se llamarán orto (o), si resulta 1, 3 se llamarán meta (m) y si es 1, 4 se llamarán para (p). |
Función alcohol: Son compuestos caracterizados por la presencia de uno o más grupos hidroxi (-OH) en sustitución de uno o más hidrógenos de una cadena abierta o cerrada. La cadena principal deberá contener el carbono o carbonos unidos a los grupos hidroxi tratando en lo posible que sea la más larga, se numerará dándole los números más bajos a los grupos hidroxi, los sufijos utilizados son ol, diol, triol, según el número de grupos hidroxi.
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CH3-OH
Metanol
Ciclopentanol |
Hidroxibenceno (fenol) |
Función fenol: Son compuestos que presentan un grupo hidroxi (-OH) unido directamente a un anillo aromático. Para nombrarlos se numera la cadena aromática dándole los números más bajos a los grupos hidroxi. Muchos conservan el nombre común. |
Función éter: Derivan de los alcoholes al sustituir el hidrógeno del grupo hidroxi u oxidrilo (-OH) por un radical. Para nombrarlos se antepone la palabra éter, luego se nombran los radicales unidos al grupo (-O-) usando para el primero el sufijo il y para el segundo el sufijo ílico. Si a ambos lados del grupo oxi hubiera el mismo radical se usa el prefijo di y el sufijo ílico.
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Función sales de éter o alcóxidos: Estos derivan de los alcoholes al sustituir el hidrógeno del grupo (-OH) por un metal. |
Función aldehído: Son compuestos caracterizados por la presencia del grupo carbonilo en posición terminal.
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Etanal (acetaldehído) |
Etano-dial |
La cadena principal debe contener el grupo carbonilo, si hay dos grupos carbonilos, la cadena principal deberá contener a ambos. Se le dará el número uno al carbono del grupo carbonilo. El sufijo utilizado es al, o dial si hubiera dos grupos carbonilo, uno al principio y otro al final de la cadena carbonada |
Función cetona: Son compuestos caracterizados por la presencia de uno o más grupos carbonilo en posición intermedia. Para nombrarlos se usan los sufijos ona, diona, triona, con los números más bajos posibles. Cuando se le considere formando parte de una cadena puede unirse el prefijo oxo. Cuando son aromáticos se les llama fenonas. |
Dimetil cetona o propanona
(acetona)
Ciclopropanona
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Metanóico o ácido fórmico
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Función ácido carboxílicos: Son compuestos caracterizados por la presencia de uno o dos grupos carboxilo (-COOH) en posición terminal. La cadena principal debe contener el grupo carboxilo y éste será el número uno. EL prefijo es oico, o dioico, si hubiera dos grupos carboxilo uno al principio y otro al final de la cadena carbonada. |
Función Sales de ácido: Derivan de los ácidos carboxílicos al sustituir el hidrógeno del carboxilo por un metal. Para nombrarlo se siguen las mismas reglas que para los óxidos pero cambiando la terminación oico por oato seguido de la preposición de y el nombre del metal, indicando su valencia en números romanos en aquellos que tienen más de una. |
Metanoato de sodio o formiato de sodio |
Metanoato de metil (formiato de metilo) |
Función esteres: Derivan de los ácidos carboxílicos al sustituir el hidrógeno del carboxilo por un radical alquilo (-R) o arilo (-Ar). Para nombrarlos se usa el sufijo oato seguido de la preposición de y el nombre del radical. |
Función haluros, halogenuros de ácido o halogenuros de acilo: Derivan de los ácidos carboxílicos al sustituir la porción hidroxi u oxidrilo (-OH) del grupo carboxilo (-COOH) por un haluro o halogenuro (-X). Los haluros (-X) son fluoruro (-F), cloruro (-Cl), bromuro (-Br) e yoduro (-I). Se nombran agregando los sufijos uro de oilo. |
Cloruro de etanoilo o cloruro de acetilo. |
Anhídrido etanoíco o anhídrido acético |
Función anhídridos de ácido: Se nombran a partir del ácido o de los ácidos de los cuales derivan formalmente. Los anhídridos mixtos llevan el nombre de cada ácido, escribiéndose primero el más sencillo. |
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Función amidas: Derivan de los ácidos carboxílicos al sustituir la porción hidroxi u oxidrilo (-OH) del grupo carboxilo (-COOH) por el grupo amino (-NH2) o un derivado del mismo. Para nombrarlos se cambia el sufijo oico del ácido por el sufijo amida. Los sustituyentes en el nitrógeno amídico se nombran como N derivados
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Metanamida o formamida |
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Función imidas: Las amidas secundarias cíclicas en que el grupo divalente está unido a dos grupos acilo o aroilo constituyen las imidas. Para nombrarlos se cambia el sufijo oico del ácido por el sufijo imida
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Función aminas: Derivan del amoníaco por sustitución de uno, dos o los tres hidrógenos por grupos alquilo (-R) o arilo (-Ar). Para su nomenclatura se usa el nombre o los nombres de los radicales en orden alfabético y luego el sufijo amina.
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Metil amina |
Propenonitrilo
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Función cianuros o nitrilos: Son compuestos caracterizados por la presencia del grupo carbonitrilo, cianuro o ciano (- C = N). Se les llama nitrilos cuando se consideran caracterizados por la presencia del grupo nitrilo
( = N).
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Función mercaptanos o tioles: Compuestos caracterizados por la presencia del grupo tilo o sulfidrilo (– SH) derivado del sulfuro de hidrógeno o ácido sulfídrico (S – H – S).
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Ciclobutilmercaptano |
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Ácido metanosulfónico
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Ácidos sulfónicos: Estos compuestos están caracterizados por la presencia del grupo sulfón (SO3H) derivado del ácido sulfúrico (HO-SO3H). Para nombrarlos se antepone la palabra ácido, luego el nombre del hidrocarburo del cual proviene y el sufijo sulfónico.
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Derivados nitratados de los hidrocarburos: Se caracterizan por la presencia del grupo nitro (NO2) derivado del ácido nítrico (HO-NO2)
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Nitrobenceno |
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Cloroetano o cloruro de etilo
2 fenil- 3fluor butano
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Derivados halogenados: Son compuestos caracterizados por la presencia de uno o más grupos haluros (-X) en sustitución de uno o más nitrógenos en una cadena carbonada abierta o cerrada. La cadena principal deberá contener al carbono o carbonos unidos a los grupos haluros, tratando en lo posible que sea la más larga, se numerará dándole preferencia al haluro sobre los grupos alquilo, pero no sobre el grupo fenil ni sobre los enlaces múltiples. De haber diferentes haluros en una cadena aquellos se nombrarán en orden alfabético. Se nombran usando los sufijos uro de ilo.
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Compuestos organometálicos: Alquiluros metálicos: Derivan de los alquinos terminales al sustituir el halógeno que acompaña al carbono del triple enlace por un metal fuertemente electropositivo.
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Cloruro de isopropil magnesio |
Haluros de alquil o aril magnesio (reactivos de Grignard): Son compuestos que corresponden a la fórmula R – Mg – X o Ar – Mg – X y que permiten efectuar síntesis muy variadas.
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| Soluciones, preparación y valoración |
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Una solución es una mezcla homogénea de un soluto en un solvente
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Clasificación de las soluciones:
Según su estado físico: es posible encontrar soluciones en estado líquido, gaseoso y sólido, esto va a depender del estado del solvente, observemos la siguiente tabla: (ver tabla)
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Según su comportamiento frente a la corriente eléctrica: se clasifican en soluciones electrolíticas que son aquellas que conducen la corriente eléctrica y las soluciones no electrolíticas las que no la conducen. Existen otras clasificaciones que van a depender de la concentración del soluto en el solvente: soluciones saturadas, sobresaturadas, etc. Esto va a depender directamente de la solubilidad del soluto.
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La solubilidad: es la máxima cantidad de un soluto que puede disolverse en una cantidad establecida de solvente a una temperatura determinada. Generalmente la solubilidad de una sustancia se expresa en gramos de soluto por cada 100 gramos de solvente. En el caso de las soluciones de ácidos y las bases se emplean los términos de solución concentrada y solución diluida.
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Equilibrio de solubilidad: existen límites con respecto a la cantidad de soluto que puede ser disuelto en un volumen determinado de solvente, por ejemplo la solubilidad varía con la naturaleza del soluto y del solvente, así la solubilidad de los sólidos en los líquidos varía con la temperatura, aumentando cuando la temperatura aumenta. Debido a esto es necesario indicar la temperatura a la que se mide la solubilidad.
La preparación de soluciones en los laboratorios de química, análisis biomédico, y en la industria, es de gran importancia. La preparación de soluciones permite la creación de nuevas sustancias o de sustancias que permiten realizar diversos ensayos. Las soluciones comerciales suelen ser concentradas lo que permite preparar a partir de éstas, soluciones más diluidas, que son las que suelen usarse en diferentes ensayos de laboratorio.
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Cuando se preparan soluciones a partir de ácidos y bases deben tomarse ciertas precauciones, una de las más importantes y que permite evitar accidentes es verter la cantidad de solución concentrada requerida lentamente en el agua, considerado el solvente universal, esto permite que el calor generado por estas reacciones sea absorbido por la mayor cantidad de agua.
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Preparación de soluciones:
Soluciones a partir de un soluto sólido:
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¿Cómo realizar los cálculos para preparar una solución a partir de un soluto sólido?
1. Conocer el peso molecular del soluto para poder calcular la masa molecular.
2. Establecer la concentración de la solución a preparar y el volumen necesario de la misma.
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El cálculo será planteado de la siguiente forma:
¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar 200 ml de solución 0,3 mol/ml?
| Paso 1: investigar en la tabla periódica la masa atómica de los componentes del NaOH. |
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| Paso 2: Cálculo de la Masa molecular del NaOH (1x23) + (1 x 16) + (1 x 1) = 40 g |
| Paso 3: Cálculo de la Masa de NaOH en 1.000 ml (1L) de solución 0,3 mol/L |
Planteamiento:
Si 1 mol de NaOH equivale a 40 g de NaOH, 0,3 mol de NaOH a cuanto equivale: |
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| Paso 4: Masa contenida en los 200 ml de NaOH |
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Una vez obtenido este valor lo que debe hacerse en el laboratorio es pesar 2,4 g de NaOH y disolverlo en aproximadamente 150 ml de agua y luego enrasar el matraz colocando agua hasta que llegue a 200 ml. Y se tendrá una solución de NaOH al 0,3 molar.
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| Preparación de una solución a partir de líquidos.Por lo general los ácidos deben ser diluidos para utilizarlos (HCl, H2SO4 y HNO3). Estos ácidos se adquieren de manera comercial y traen en la etiqueta del envase la concentración y densidad que permiten calcular su concentración molar para preparar las diluciones. |
¿Cómo preparar una solución a partir de un soluto líquido?
1. Conocer la concentración de la solución madre o solución concentrada a partir de la cual se preparará la solución a la concentración requerida.
2. Establecer la concentración de la solución a preparar y el volumen necesario de la misma. |
El cálculo se puede plantear de la siguiente forma:
¿Qué volumen de HCl de 32% en masa y una densidad de 1,18g/ml se necesita para preparar 2 litros de solución a una concentración de 0,5 mol/L (0,5 M)?
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| Paso 1:Cálculo de la masa del HCl |
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| Esto también puede ser calculado aplicando la siguiente fórmula: |
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| Paso 2: Cálculo de la pureza del ácido |
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| Paso 3: Calculo de la concentración del ácido |
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Conocida la molaridad del compuesto a partir del cual se va a preparar la solución se aplica la siguiente fórmula V1 x C1 = V2 x C2 que relaciona la concentración de cada solución con su volumen.
V1: Volumen de la solución más concentrada, necesario para preparar la más diluida.
V2: Volumen a preparar de solución diluida; C1: Concentración de la solución más concentrada.
C2: Concentración de la solución a preparar. |
| Paso 4: Cálculo del volumen a tomar de la solución más concentrada para preparar la solución más diluida de HCl |
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Para preparar la solución de HCl al 0,5 M, se colocará en un matraz aforado de 2 L la cantidad de 500 ml de agua aproximadamente y se dispensaran lentamente los 96,7 ml de la solución más concentrada, luego se colocará la cantidad de agua necesaria para enrasar hasta el aforo del matraz de 2 L.
| Equilibrio químico |
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Reacciones químicas: para que sea posible una reacción química, es necesaria la presencia de dos compuestos químicos reaccionantes que darán origen a dos o más compuestos químicos resultantes o productos de la reacción. Estas reacciones pueden ser reversibles o irreversibles. |
Reacciones químicas irreversibles: Estas reacciones se producen cuando uno o ambos compuestos químicos reaccionantes se agotan y no es posible volver a obtener las sustancias originales, es una reacción que transcurre en un solo sentido ( ). |
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Reacciones químicas reversibles: son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en ambos sentidos ( ). Las reacciones reversibles pueden conducir a un estado de equilibrio químico. |
Equilibrio químico: En la siguiente ecuación: A + B C + D, al principio cuando A reacciona con B, las concentraciones de ambos disminuyen mientras aumentan las concentraciones de C y D.A medida que avanza, la reacción alcanza un punto en el cual no es posible detectar cambios netos de concentración, las concentraciones de A y B, C y D se estabilizan en valores específicos. En este punto se establece el equilibrio químico. |
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En el equilibrio químico las velocidades de la reacción directa () e inversa ( ) son iguales y las concentraciones de los reactivos y los productos permanecen constantes. Para que esto suceda la reacción debe suceder a una temperatura y presión constante en un recipiente cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. |
Constante de equilibrio: es una medida de posición que indica si una reacción química está desplazada hacia los productos (reacción directa), es decir, mayor formación de productos; o, si está desplazada hacia los reaccionantes o reactivos (reacción inversa), en este caso mayor disociación de productos para volver a formar los reaccionantes. |
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Cuando el cálculo de la constante K tiene un valor mayor de 102 el desplazamiento es hacia los productos, si el valor de K es menor de 10-2, la reacción está desplazada hacia los reaccionantes. |
Cuando se alcanza el equilibrio químico las moléculas de los reaccionantes y de los productos se combinan y descomponen continuamente dando lugar a un equilibrio dinámico. Para que la reacción entre en equilibrio se requiere que se desarrolle en un sistema cerrado donde la temperatura, presión y concentración sea constante |
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El cálculo de la constante de equilibrio se realiza aplicando la siguiente ecuación, donde A y B son las sustancias reaccionantes y AB es el producto.
La reacción alcanza el equilibrio cuando la velocidad hacia la derecha (Vd) es igual a la velocidad hacia la izquierda (Vi), manteniéndose las concentraciones de los reaccionantes (K1) y de los resultantes (K2) constantes. |
El cociente de dividir dos constantes es también una constante.
Esta es la expresión matemática que define la constante de equilibrio para todas las reacciones donde se establece el equilibrio, se conoce como Ley del equilibrio químico. |
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La Ley del equilibrio químico se enuncia de la siguiente manera: “En un sistema de equilibrio, el producto de las concentraciones (mol/L) de las sustancias resultantes, entre el producto de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante para cada temperatura”. |
El rango del valor de K sirve para predecir el comportamiento del sistema en equilibrio. (ver tabla) |
Algunos ejemplos de la aplicación práctica de esta ecuación se muestran a continuación: |
Para la siguiente ecuación escribir la expresión de la constante de equilibrio: |
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A cierta temperatura, la reacción gaseosa:
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Produce las siguientes concentraciones :
Obtener el valor de K.
K = 1,344 Siendo K > que 1 esto indica que la reacción está desplazada a la derecha. |
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| Equilibrio iónico |
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Los ácidos, las bases y las sales pertenecen a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se caracterizan porque al disolverse en agua se disocian en iones lo que permite que sean conductores de la electricidad. |
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En 1884, Svante Arrhenius un químico sueco, fue el primero que propuso, dentro de una teoría que lleva su nombre, que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones de hidrógeno (H+). Así, el HCl al ionizarse da lugar a los iones de hidrógeno y a los iones de cloruro. |
Por otra parte según la misma teoría, las bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido (OH-) |
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La reacción entre un ácido y una base, es una neutralización. |
Esta reacción se simplifica indicando sólo la reacción iónica, donde se combinan los iones H+del ácido con los OH- de la base para formar moléculas de agua. |
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Electrolitos fuertes: son aquellos electrolitos que cuando se disuelven en el agua, se ionizan totalmente: ejemplo de estos electrolitos fuertes son HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH |
Electrolitos débiles: son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida. |
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Teoría Protónica de Bronsted – Lowry: la teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido al hecho de no considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde en 1923 surgiera la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones:
- Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón.
- Base es una sustancia capaz de aceptar un protón.
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Así la ionización del HCl gaseoso en agua tiene ahora otra interpretación: el HCl transfiere un protón al agua dando origen al ion hidronio (H3O+) y al mismo tiempo el ion cloruro. Según las definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón. |
Esta reacción en cierta medida es reversible, así el hidronio cede un protón al ión cloruro para generar las sustancias iniciales. En ambos miembros de la ecuación existen un par de sustancias con las características de ácidos y bases, esto recibe el nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada y viceversa. |
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En los siguientes ejemplos el agua aparece como base conjugada de los ácidos fluorhídrico, nítrico y sulfúrico, mientras que en la última reacción el agua se encuentra como ácido. Respetando así el concepto de ácido creado por Bronsted y Lowry (ver tabla) |
La teoría de Bronsted y Lowry se aplica también a las reacciones en medios diferentes al acuoso. En la reacción representada a la izquierda el cloruro de hidrógeno gaseoso (ácido) transfiere un protón al amoniaco (base) también en estado gaseoso. |
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Equilibrio de ácidos y bases débiles: en las disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de acidez (Ka) y una constante de basicidad (Kb). |
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Producto iónico del agua: la ionización del agua químicamente pura se describe como sigue:
Se produce un ión hidronio y un ión hidroxilo. Produciéndose un fenómeno conocido como autoprotólisis.
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La constante de equilibrio para la ecuación es la que se muestra a la derecha.
Pero como la concentración del agua es constante, al multiplicar este valor constante por la constante de equilibrio (Ke), se obtiene otra constante (Kw), que recibe el nombre de producto iónico del agua. |
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Expresión matemática del producto iónico del agua:
Los experimentos han demostrado que a 25 ºC las concentraciones de H3O+ y OH- son iguales y que tienen un valor de 1 x 10-7. |
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El agua es una sustancia neutra gracias a que las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo son iguales. Si se produce una variación de alguna de las concentraciones se observa un desplazamiento del equilibrio, según el principio de Le Chatelier, lo que mantiene inalterado el valor del producto iónico del agua (Kw).
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Si a un litro de agua pura se le agregan 0,1 moles de ácido clorhídrico, se tiene una concentración de 1 x 10-1 moles de H3O+, de modo que si se desprecia, por ser una cantidad muy pequeña, la concentración de iones hidronio del agua pura, la nueva concentración de iones hidroxilo será:
Esto indica que la concentración de iones hidroxilo se ha reducido considerablemente para así poder mantener constante el valor de Kw. En solución acuosa se pueden presentar los siguientes casos: |
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pH: la concentración de hidronio varía de 10-1 a 10-6 en soluciones ácidas. Tiene un valor de 10-7 en soluciones neutras y los valores de 10-8 a 10-14 en soluciones básicas. Los químicos han encontrado incómoda esta forma de expresar la acidez de una solución y por esto, el bioquímico danés Sörensen propuso en 1909 una escala para expresar estas concentraciones que se conoce como escala del pH |
Tomando los exponentes de las potencias con base diez de la concentración de iones hidronino y cambiándoles el signo, se obtiene la escala de pH (ver tabla) |
La relación entre pH y (H+) se muestra en la siguiente tabla junto con algunos ejemplos de ácidos y bases conocidos y manejados cotidianamente. (ver tabla)
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Concepto de pH: como los exponentes de base diez se corresponden con los logaritmos de las correspondientes concentraciones de hidronio, se define el pH como: el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio. |
Concepto de pOH: así como la acidez se mide en términos de pH, la basicidad se mide en términos de pOH. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidroxilo. |
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Como los valores de hidronio e hidroxilo están relacionados para manter el valor constante de Kw en 10-14, los valores de pH y pOH también se relacionan, de modo que la suma de ambos sea igual a 14. |
Para resolver los ejercicios que se plantean a continuación es muy útil el manejo de la calculadora. |
| Calcular el pH de una solución cuya concentración de [H+] es de 2 x 10-4. |
Paso 1: 2 x 10-4 = 0,0002
Paso 2: Se escribe en la calculadora 0,0002
Paso 3: Se presiona la tecla log. En este caso el valor será -3,698
Paso 4: debido a que el pH es el logaritmo negativo, entonces –(-3,698) pH= 3,7 |
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| Estructura y propiedades de los compuestos químicos orgánicos |
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Las propiedades físicas de un compuesto dependen principalmente del tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos de una molécula. Éstos puede indicar el tipo de estructura y predecir sus propiedades físicas. A continuación se darán a conocer los tipos de enlaces que influencian las propiedades de los compuestos químicos. |
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Enlaces iónicos: estos enlaces se forman cuando un átomo que pierde electrones, relativamente fácil (metal) , reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).
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El ejemplo típico de compuesto iónico son las sales. El cloruro de sodio, el yoduro de potasio, y el cloruro de magnesio, son ejemplo de estos compuestos. En la figura se puede ver la estructura del cloruro de sodio. En la forma (A) se indican las posiciones (centros) de los iones. En la forma (B) se representan los iones como esferas empacadas. |
Enlace covalente: este enlace constituye un tipo de unión bastante fuerte, donde los electrones son compartidos por los átomos que forman el compuesto. Entre los compuestos que forman enlaces covalentes se encuentran el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua y amoniaco, entre otros. En la molécula de H2, por ejemplo, los electrones residen principalmente en el espacio entre los núcleos, donde son atraídos de manera simultánea por ambos protones. El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la formación de la molécula de H2 a partir de dos átomos de hidrógeno separados. |
La formación de un enlace entre los átomos de hidrógeno implica que la molécula de H2 es más estable por determinada cantidad de energía, que dos átomos separados (energía de enlace).
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La letra griega (delta) indica una carga parcial o fraccionaria.
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Enlace Covalente Polar: en este enlace el par de electrones no se encuentra distribuido equitativamente entre los átomos. Las moléculas están formadas por átomos que tienen diferenteelectronegatividad y que se hallan dispuestos de manera que en la molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI). |
Enlace Covalente Coordinado: en este enlace uno de los dos componentes de la ecuación “dona” el par de electrones para formar el enlace. Ejemplo: el amoníaco que dona sus electrones para formar ión amonio. |
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Enlace metálico: este es el tipo de enlace que existe entre los átomos de un metal, y determina propiedades tales como: el carácter conductor del calor y la electricidad en estado sólido, dureza, punto de fusión, maleabilidad, etc. |
El enlace metálico tiene la posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal como ocurre en los sólidos iónicos |
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Fuerzas intermoleculares: Cuando los átomos se unen mediante fuerzas intramoleculares representadas por cualquiera de los enlaces ya mencionados, forman moléculas. Por ejemplo, cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos mediante enlaces covalentes. Sin embargo, el agua es una sustancia que además de encontrarse en estado gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), lo cual implica la intervención de fuerzas intermoleculares que permita la unión de las moléculas de agua entre sí, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre ellas, el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. |
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Fuerzas de Van der Waals: Las fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waalspueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas de London). |
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Atracción entre dipolo y dipolo: Esta unión intermolecular se presenta entre moléculas unidas por un enlace covalente polar. La interacción dipolo- dipolo es la atracción que ejerce el extremo positivo de una molécula polar por el negativo de otra semejante. En el cloruro de hidrógeno, por ejemplo, el hidrógeno relativamente positivo de una molécula, es atraído por el cloro relativamente negativo de otra. |
| Enlace de Hidrógeno: es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. Sólo los átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave de la formación de este tipo de enlace es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa. |
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El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor. |
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Fuerzas de London: En la mayoría de los casos son fuerzas muy débiles que suelen aumentar con el tamaño molecular. Son creadas por la formación de dipolos transitorios en moléculas no polares. Para entender como se forman estos dipolos transitorios, supongamos que una molécula monoatómica de helio se acerca bastante a otra. En ese caso, debido al movimiento de los electrones, aunque la molécula sea neutra, se pueden producir en momentos determinados zonas de la molécula con mayor densidad de electrones que otras, es decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica. De acuerdo con esta idea, se puede pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que los electrones se encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con éste (a). |
En todas las demás posiciones los átomos de helio presentarán una cierta polaridad debido a que el centro de la carga negativa no coincidirá con el de la positiva (b). |
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Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro lo suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se produzcan uniones intermoleculares (c). Esto se puede conseguirse bajando mucho la temperatura con lo que el movimiento es más lento. Una molécula polarizada puede incluso polarizar a otra vecina a ella que no lo esté y así inducir un dipolo. |
Una vez conocidos los tipos de enlaces químicos estudiaremos su influencia en el comportamiento de los compuestos químicos con base en sus propiedades físicas. |
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Punto de Fusión:
En un sólido cristalino las partículas que actúan como unidades estructurales, iones o moléculas se hallan ordenadas de algún modo muy regular y simétrico; hay un arreglo geométrico que se repite a través de todo el cristal. La Fusión es el cambio del arreglo ordenado de las partículas en el retículo cristalino a uno más desordenado que caracteriza a los líquidos. La fusión se produce cuando se alcanza una temperatura a la cual la energía térmica de las partículas es suficientemente grande como para vencer enlaces que las mantienen en sus lugares.
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Punto de ebullición:
Aunque en un líquido las partículas tienen un arreglo menos regular y mayor libertad de movimiento que en un cristal, cada una de ellas es atraída por muchas otras. La ebullición implica la separación de moléculas individuales, o pares de iones con carga opuesta, del seno del líquido. Esto sucede, cuando se alcanza una temperatura suficiente para que la energía térmica de las partículas supere las fuerzas de cohesión que las mantienen unidas en la fase líquida.
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Los compuestos polares presentan puntos de fusión y ebullición más altos que los no polares de peso molecular semejante, debido a que las fuerzas intermoleculares son más fáciles de vencer que las fuerzas interiónicas. (ver tabla) |
Las moléculas que presentan enlaces de hidrógeno entre sí tienen un punto de fusión y ebullición más elevado que los que no lo presentan y tienen el mismo peso molecular. Esto es debido a que hay que emplear energía adicional para romper las uniones moleculares. (ver tabla) |
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Solubilidad: Cuando se disuelve un sólido o un líquido, las unidades estructurales (iones o moléculas) se separan unas de otras y el espacio entre ellas pasa a ser ocupado por moléculas del solvente. Sólo el agua y otros solventes muy polares son capaces de disolver, apreciablemente compuestos iónicos al formar los enlaces ión dipolo, que en conjunto aportan suficiente energía para romper las fuerzas interiónicas en el cristal. En la solución cada ión está rodeado por muchas moléculas del solvente, por lo que se dice que está solvatado (o hidratado si el solvente es agua) |
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Los compuestos no polares o débilmente polares se disuelven en solventes no polares o apenas polares, ejemplo el metano se disuelve en tetracloruro de carbono (CCl4) pero no en agua. |
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Los compuestos orgánicos que forman puentes de hidrógeno son solubles en agua, entre ellos tenemos: los alcoholes, fenoles y ácidos carboxílicosque presentan un grupo (OH). También losaldehídos y cetonas forman puente de hidrógeno con el agua al igual que los éteres debido a la presencia del átomo de oxígeno (O=, -O-)
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Las aminas primarias y secundarias forman puente de hidrógeno entre sí y con el agua debido a la presencia del grupo amino (-NH2), las aminas terciarias por no tener hidrógeno unido a nitrógeno no forman puente de hidrógeno entre sí, pero si lo forman con el agua; por esta razón casi todos los compuestos son solubles en agua. |
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Los compuestos que contienen –O- u –OH serán solubles si la razón entre carbonos y grupos –O- u –OH no es mayor que 3:1, así ninguno de los fenoles será altamente soluble en agua pues ya que el miembro más pequeño contiene seis carbonos (C6H5OH). |
Densidad:
Está relacionada con la dimensión de la molécula, la polaridad y el puente de hidrógeno. Los éteres por ejemplo, poseen un átomo de oxígeno (-O-) y una polaridad que tiende a acercar más las moléculas unas a otras, esto los hace más densos que los hidrocarburoscorrespondientes. |
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Sin embargo los éteres son menos densos que susisómeros alcoholes porque estos tienen además puente de hidrógeno entre sí. |
Viscosidad:
Es una medida de la dificultad con la cual se deslizan las moléculas unas sobre otras. La viscosidad aumenta con la longitud de la cadena molecular hasta llegar al estado sólido.Para los miembros de una misma serie homóloga, las constantes físicas aumentan a medida que las moléculas alcanzan mayores dimensiones. (ver tabla) |
Al ser las moléculas más largas pueden enroscarse y mezclarse entre sí unas con otras formando una maraña que hace más difícil separarlas ya que además aumentan las fuerzas de Van der Waals. |
La Simetría:
Al igual que los tipos de enlace, la conformación estructural tiene gran influencia sobre las propiedades físicas. En una cadena recta hay mayor atracción intermolecular, la ramificación aumenta la distancia entre cadenas adyacentes disminuyendo la atracción intermolecular entre las moléculas vecinas. A medida que aumentan las ramificaciones la forma de la molécula tiende a aproximarse a la de una esfera, con lo que disminuye su superficie, lo que se traduce en un debilitamiento de las fuerzas intermoleculares que pueden ser superadas a temperaturas más bajas.(ver tabla) |
En el caso del punto de fusión la variación no siempre es regular, debido a que en un cristal las fuerzas intermoleculares no sólo dependen del tamaño de las moléculas sino también de su acomodo más o menos perfecto en el retículo cristalino, pero generalmente a menor simetría es menor el punto de fusión.La disposición espacial de los átomos en las moléculas modifica también las propiedades físicas de compuestos semejantes. (ver tabla) |
Efecto inductivo:
Se presenta en el estado normal de las moléculas con enlaces covalentes simples y permite que el par electrónico se desplace ligeramente cuando en la molécula existe un átomo que ejerza sobre el par electrónico una atracción mayor o menor que el resto de los átomos. El efecto inductivo puede ejercerlo un sustituyente, el cual va a polarizar de manera permanente un enlace. Esta acción se transmite a través de la cadena carbonada. |
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| C = |
carbono |
| 4 = |
posición del carbono |
| X = |
sustituyente |
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El efecto inductivo se presenta cuando se unen a un átomo de carbono, átomos o grupos atómicos aceptores de electrones (agentes electrofílicos); la excepción más importante la constituyen los grupos alquilo (-R) que son dadores de electrones (agentes neutrofílicos). Si un átomo o grupo de átomos es más electronegativo que el átomo de hidrógeno, se dice que posee un efecto inductivo negativo (-I), mientras que si es menos electronegativo que el átomo de hidrógeno, se dice que tiene efecto inductivo positivo (+I). Este efecto es el responsable del aumento o disminución de la acidez o alcalinidad (basicidad) de algunos compuestos. |
La constante de equilibrio (ionización o acidez) para la reacción anterior, esta dada por la siguiente expresión:
Mientras mayor es la magnitud de Ka, indica mayor fuerza del ácido.
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Acidez:
La propiedad química característica de los ácidos carboxílicos, es la acidez. Según Bronsted – Lowry, son ácidos porque cada grupo carboxilo tiene la capacidad de donar un protón en un intercambio ácido-base, debido al grupo OH presente. En una solución acuosa de un ácido carboxílico cualquiera, el agua actúa como aceptor de protones, es decir como una base, estableciéndose un equilibrio entre el ácido orgánico, agua, ión carboxilato y el ión hidronio. |
En aquellos compuestos que presentan sustituyentes, como en el ejemplo de la tabla donde el sustituyente es el cloro (Cl), este da lugar a que haya un desplazamiento de la densidad electrónica hacia sus vecinos, con la consiguiente disminución de densidad electrónica en el grupo carboxilo -COOH. Esta es la causa de que el átomo de hidrógeno del grupo –COOH quede más suelto y, por esta razón, la fuerza de atracción que ejerce el disolvente polar (agua) sobre este átomo de hidrógeno origina una mayor disociación. (ver tabla)
Si se aleja el sustituyente inductivo del grupo –COOH, el efecto inductivo será más débil a medida que el sustituyente se aleja del grupo –COOH inducido. (ver tabla) |
Este efecto está íntimamente relacionado con la electronegatividad de los elementos, por ello el a -fluor –etanoico es más ácido que el a - yodo etanoico.(ver tabla) |
Basicidad:
El efecto inductivo también influye en la alcalinidad. Según Bronsted –Lowry, una base es un aceptor de protones. En una solución acuosa de amoniaco, el agua actúa como un dador de protones (ácido), los protones son aceptados por el amoniaco que actúa como una base, estableciéndose un equilibrio entre amoniaco, agua ión amonio e ión oxhidrilo. |
La constante de basicidad se calcula aplicando la siguiente fórmula:
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Según la definición de Lewis, una base es una sustancia donante de pares electrónicos y un ácido un aceptor de pares electrónicos. El amoniaco, las aminas, el agua y el ión oxhidrilo son bases, pues tienen pares electrónicos disponibles que pueden compartir, mientras que el protón y el ión hidronio son ácidos, por su deficiencia en electrones. |
Actividad: A partir de la información anterior elabore un cuadro de doble entrada en el que queden reflejados los principales tipos de enlace y algunas de sus propiedades características. Discute con tus compañeros y profesor la información del cuadro.
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Propiedades físicas y químicas de los hidrocarburos
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Los hidrocarburos son compuestos orgánicos formados exclusivamente por carbono e hidrógeno. |
Explora los enlaces con el cursor
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Los hidrocarburos se clasifican en: Hidrocarburos saturados, llamados tambiénalcanos, que presentan enlaces sencillos. Los alquenos, que tienen enlaces dobles y los alquinos, con enlaces triples. |
Alcanos:
Los átomos de carbono de un alcano pueden ser clasificados como: átomo primario cuando se unen a un carbono, secundario, si se unen a dos carbonos, terciario, si se unen a tres o cuaternario si se unen a cuatro. |
Explora los elementos en rojo con el cursor |
Punto de Ebullición |
Propiedades Físicas de los alcanos:
Punto de ebullición: el punto de ebullición aumenta con el tamaño del alcano porque las fuerzas intermoleculares (fuerzas de Van der Waals y de London), son más efectivas cuando la molécula presenta mayor superficie. Es así, que los puntos de fusión y ebullición van a aumentar a medida que se incrementa el número de átomos de carbono.
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Los alcanos que se presentan a la izquierda, tienen el mismo número de carbonos pero sus puntos de ebullición son distintos. Esto se debe a que la superficie efectiva de contacto entre dos moléculas disminuye cuanto más ramificadas sean éstas. Las fuerzas intermoleculares son menores en los alcanos ramificados por ello tienen puntos de ebullición más bajos. |
| Isomeros C5H12 |
Puntos de ebullición |
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Punto de Fusión |
Punto de fusión: El punto de fusión también aumenta con el tamaño del alcano por la misma razón que aumenta el punto de ebullición. Los alcanos con número impar de carbonos se empaquetan en una estructura cristalina y poseen puntos de ebullición un poco menores de lo esperados en los pares. |
| Densidad: a medida que aumenta el número de carbonos, las fuerzas intermoleculares son mayores y por lo tanto la cohesión intermolecular. Esto da como resultando un aumento de la proximidad molecular y, por tanto, de la densidad. |
Densidad del estado liquido |
Solubilidad: Los alcanos por ser compuestos apolares no se disuelven en agua, sino en solventes no polares como el benceno, éter y cloroformo. |
A temperatura ambiente es posible encontrar alcanos en diferentes estados físicos así:
- De metano a butano son gaseosos.
- De pentano a hexadecano son líquidos
- De heptadecano en adelante son sólidos.
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Propiedades químicas
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Oxidación completa (Combustión): los alcanos se oxidan en presencia de aire u oxígeno y el calor de una llama, produciendo dióxido de carbono, luz no muy luminosa y calor. Ese calor emitido puede ser calculado y se denomina calor de combustión. |
Consideremos la combustión de gas etano (C2H6). Esta reacción consume oxígeno (O2) y produce agua (H2O) y dioxido de carbono (CO2). La ecuación química es la siguiente: |
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Si contamos el número de átomos de cada elementos de los compuestos reaccionantes y de los productos notaremos que en la ecuación hay dos veces más átomos de carbono en los reactivos que en los productos: |
Para solucionar y acercarnos teóricamente a lo que sucede en la realidad, debe realizarse el balanceo de la ecuación, esto puede realizarse de la siguiente manera con base en el número de carbonos del alcano: |
Ejemplo:
Una vez balanceada la ecuación es posible calcular el calor de combustión ( ) en Kcal/mol de un alcano.
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El número de electrones de valencia se calcula sumando los electrones de valencia de los hidrógenos + los electrones de valencia de los carbonos. Así: el hidrógeno tiene 1 electrón de valencia.El carbono tiene 4 electrones de valencia. |
Como un alcano tiene n carbonos y su fórmula general es CnH2n+2 : |
4 x n x 1 x (2n+2) para luego sumar:
4n + 2n + 2 |
De la ecuación resulta que el número de electrones de valencia para los alcanos es igual a 6n + 2. |
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Así para calcular el calor de combustión de un alcano.  : cantidad producida al quemar un mol del compuesto, basta aplicar la fórmula:
= (6n + 2) x 26,05 Kcal/mol
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Para calcular el calor de combustión del etano:
n=2
6n + 2 = 6 x 2 + 2 = 14
= 14 x 26,05 = 346,7 Kcal/mol. |
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Pirólisis o cracking: este es un proceso usado en la industria petrolera y consiste en pasar un alcano pesado por tubos calentados de 500 º a 800 ºC lo que permite que el compuesto se descomponga enalquenos e hidrógeno. |
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Halogenación: Los alcanos reaccionan con los halógenos, en presencia de luz solar o ultravioleta desde 250ºC hasta 400 ºC, produciendo derivados halogenados al sustituir uno o más hidrógenos por átomos del halógeno. |
La halogenación ocurre en tres etapas que se ejemplificaran con la reacción de cloración del metano: |
Primera etapa: la energía luminosa o calórica produce la disociación de la molécula de cloro en dos átomos. |
(58 Kcal) indica la cantidad de energía necesaria para romper el enlace.
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Segunda etapa: sustitución del hidrógeno por el cloro
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Tercera etapa: Se unen los radicales libres.
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Ecuación neta:
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= - 25 Kcal por cada mol de metano convertido en cloro-metano, siendo por lo tanto una reacción exotérmica.
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Nitratación: Los alcanos en estado gaseoso reaccionan con vapores de ácido nítrico a 420ºC para producir nitroderivados, la acción fuertemente oxidante del ácido nítrico transforma gran parte del alcano en dióxido de carbono y agua.
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Cicloalcanos:
Propiedades físicas: Tienen puntos de ebullición y puntos de fusión más altos y densidades mayores que los correspondientes alcanos acíclicos lineales, debido probablemente a su mayor rigidez y simetría que permiten unas fuerzas intermoleculares de atracción (London) más efectivas. |
Punto de Ebullición |
Punto de fusión
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Densidad |
Los Alquenos u olefinas: constituyen una serie homóloga que se caracteriza por la presencia de un doble enlace entre sus carbonos, lo que los distingue como hidrocarburos insaturados. |
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Propiedades físicas de los alquenos: las propiedades físicas de los alquenos son semejantes a la de los alcanos. Al igual que los alcanos pueden encontrarse compuestos en estado gaseoso como el eteno, 1-buteno y sus isómeros son gaseosos. A partir de 5 carbonos los compuestos son líquidos. |
Polaridad de la molécula |
Cis-2- butano.Momento bipolar neto
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Trans-2-buteno Momento bipolar nulo
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La polaridad de la molécula depende de la estereoquímica del alqueno. En los isómeros geométricos, el isómero Cis, por ser más polar y acomodarse más perfectamente en el retículo cristalino, generalmente presenta punto de ebullición más elevado y punto de fusión menor que el isómero Trans. |
Propiedades Químicas de los alquenos: Los alquenos no se pueden catalogar como ácidos pero sus propiedades ácidas son un millón de veces mayores que las de los alcanos. En las reacciones químicas a la derecha, se observa un mayor desplazamiento del equilibrio por perdida de protones del etileno (K=10-44), en comparación con el etano (K= 10-50)
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El etileno permite preparar unos 50 derivados simples de gran importancia industrial, de los que los más importantes, en miles de toneladas anuales de producción.
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Propiedades Físicas de los Alquinos: Los alquinos tienen propiedades físicas parecidas a los alcanos y alquenos correspondientes, como se observa en la siguiente tabla:
| Compuesto |
Punto de fusión ºC |
Punto de ebullición ºC |
Energía de enlace distintivo |
| Butano |
-138,3 |
-0,5 |
C-C: 83 Kcal/mol |
| 1-buteno |
-185,0 |
-0,3 |
C=C: 173 Kcal/mol |
| 1-butino |
-122,5 |
8,1 |
 : 229 Kcal/mol |
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Los alquenos pueden encontrarse como gases a temperatura ambiente como el etino, el propino y el 1-butino. A partir del 2-butino los alquinos son líquidos. Son menos insolubles en agua que los alcanos y los alquenos, esto debido a una la atracción que experimentan los átomos de hidrógeno del agua por los electrones del triple enlace. |
El conocimiento de las propiedades físicas y químicas tiene importancia práctica no sólo en el manejo de las sustancias en el laboratorio, sino también en la industria y el hogar o donde se manipulan compuestos químicos. El acetileno por ejemplo es el alquino más inestable, lo que hace difícil su almacenamiento, cuando se somete a presión o a la presencia de cobre se desdobla en sus elementos constitutivos generando una fuerte explosión. |
Propiedades químicas de los alquinos: los alquinos terminales se comportan como ácidos porque, en presencia de bases fuertes, pueden ceder un protón. |
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Por ejemplo: El amiduro sódico puede arrancar el protón de un acetileno.
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| Electroquímica |
La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica. |
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Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa. |
Celdas voltaicas o galvánicas: son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo. |
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En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido reducción (redox).soluciones electrolíticas |
Existen teorías que permiten explicar el comportamiento de las soluciones electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius. Arrhenius propuso en 1887 la Teoría de la disociación electrolítica, la cual está basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al ponerse en contacto con el agua. |
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Postulados de la Teoría de Arrhenius:
| a) Los electrolitos al disolverse en el agua se disocian parcialmente en iones, los cuales son átomos o radicales con carga eléctrica. |
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| b) El número de cargas eléctricas transportadas por cada ión es igual a su valencia y el número total de cargas de los cationes es igual al total de cargas de los iones, de allí que las soluciones electrolíticas sean eléctricamente neutras. |
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| c) La ionización es un proceso reversible y se establece un equilibrio, propio de cada electrolito, entre las moléculas no disociadas y los iones. |
| d) Los iones deben ser considerados como especies químicas con sus propiedades características. |
| e) Los poliácidos se ionizan en fases. Por ejemplo: |
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La electrolisis como proceso de Óxido – Reducción: Se tiene un recipiente o cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativos hacia el ánodo (aniones).La reducción ocurre en el cátodo y laoxidación en el ánodo. |
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Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o redox. Por ejemplo: en la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, el número de oxidación del cloro pasa de -1 a 0 en el ánodo y en el cátodo el número de oxidación del sodio pasa de +1 a 0. Cuando se da la oxidación de manera simultánea se da la reducción. |
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Leyes de Faraday de la Electrólisis: Michael Faraday, formuló las leyes de la electrólisis en 1833:
Primera Ley de Faraday:
“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito”.
Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulambios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia.
La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulomb (C). Un coulomb se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto determinado cuando se hace pasar un ampere (A) de corriente durante un segundo.
| Intensidad (A) = Coulombios = Amperios x segundos |
| Ejemplo: Calcular el equivalente electroquímico del ión férrico (Fe+++) |
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| El equivalente electroquímico es la masa transportada por un Coulomb: |
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| Ejemplo: Calcular el número de coulombios necesarios para depositar en el cátodo 30 g de plata, cuando se hace pasar una corriente de 3 amperios a través de una solución de AgNO3. |
| Cálculo del equivalente químico: |
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| Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g, 30 gramos de plata cuantos coulombious requiere. |
| Cálculo de la electricidad empleada: |
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Segunda Ley de Faraday:
“Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramos”.
Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad.La cantidad de elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico.
| Ejemplo: Calcule la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 100 Amperes durante 20 minutos por una solución de sulfato cúprico (CuSO4). Peso atómico del Cu = 63,54 g. |
| Cálculo del Equivalente químico: |
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Cálculo de la cantidad de electricidad empleada:
Q = A x t
Q = 100 Amperes x 1.200 segundos = 120.000 coulombios. |
| Cálculo de la cantidad de cobre depositado: |
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Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones de temperatura, presión, naturaleza del solvente y del voltaje aplicado. |
Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales. También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal más atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata. |
La galvanoplastia se utiliza también para proteger tuberías o tanques por lo cual se les denomina galvanizados, ya que están recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva del aire y el agua. La corrosión consiste en la oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción.
| Óxido - Reducción |
Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados. |
Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados. |
Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción: |
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Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno. |
Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno. |
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Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE OXIDA
| -7 |
-6 |
-5 |
-4 |
-3 |
-2 |
-1 |
0 |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE REDUCE.
Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.
Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo. |
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Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias. |
Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias. |
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Reglas para asignar el número de oxidación: El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas: |
Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo: |
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El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:
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En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1.
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Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el numero de oxidación es de -2:
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En los peróxidos el numero de oxidación del oxigeno es -1: H2O2-1
El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno. |
El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo: |
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Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:
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Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.
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Pasos para establecer el numero de oxidación:
| Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incognita. |
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| Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos: |
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| Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0. |
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El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión. Así para calcular el número de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO-3), la ecuación será igual a menos 1 (-1). |
| Paso 1: Aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es de -2, excepto en los peróxidos donde es -1. |
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| Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ión clorato es +5 |
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Oxidación y reducción en una ecuación: para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:
| Paso 1: Escribir los números de oxidación de cada elemento: |
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| Paso 2: Se observa que los elementos varían su número de oxidación: |
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| Paso 3: Determinación de los agentes reductores y oxidantes: |
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Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox): Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o con sustancias en solución. Para balancear una ecuación redox, generalmente se usan dos métodos; el método de ión electrón o de las semiecuaciones utilizado para las ecuaciones iónicas y el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar tanto en ecuaciones iónicas como en ecuaciones totales (moleculares). |
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Método del ión electrón:
Para balancear la siguiente ecuación:
| Paso 1: Escribir la ecuación parcial para el agente oxidante y otra para el reductor: |
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| Paso 2: Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada elemento. Para ello puede añadirse H2O y H+ a las soluciones ácidas o neutras, esto para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Si se trata de soluciones alcalinas puede utilizarse el OH-. Así: Esta ecuación parcial requiere que se coloque un 2 en el Cr de la derecha para igualar la cantidad de la izquierda, además requiere de 7H2O en la derecha para igualar los oxígenos de la izquierda (O-27). Es por ello que para igualar los hidrógenos del agua se coloca 14H+en la izquierda. |
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Paso 3: Efectuar el balanceo de las cargas:En esta ecuación la carga neta del lado izquierdo es 12+ y del lado derecho es 6+, por ello deben añadirse 6 electrones (e-) en el lado izquierdo:
Para la ecuación parcial: |
Fe+2  Fe+3 |
| Se suma 1 e- del lado derecho para igualar la carga 2+ en el lado izquierdo, quedando: |
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Paso 4:
Ahora se igualan los electrones ganados y perdidos, para ello se multiplica la ecuación:
Fe+2 Fe+3 + 1e- por 6, así: |
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| Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales y se realiza la simplificación de los electrones: |
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Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos como el número de cargas: |
| Balance atómico |
Balance electrolítico |
| Izquierda |
Derecha |
Izquierda = Derecha |
| 2Cr |
2Cr |
-2+14+12 = 6 + 0 + 18
+24 = 24 |
| 70 |
70 |
| 14H |
7x2 =14H |
| 6Fe |
6Fe |
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Método del cambio de valencia:
Balanceo de la siguiente ecuación:
| Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el número de oxidación. |
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| Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido variación en el número de oxidación: |
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| Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que se reduce: |
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Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación
Sn0 – 4e- Sn+4 por 1 y la ecuación: N+5 + 1e- N+4por 4, lo que dará como resultado: |
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Paso 5:
Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el numero de electrones perdidos y ganados que debe ser igual: |
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Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original:
En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario multiplicar el agua por dos: |
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| Balance atómico |
| 1 Sn |
1 Sn |
| 4 H |
2 x 2 = 4 H |
| 4 N |
4 N |
| 4 x 3 = 120 |
2 + (4x2) + 2 = 120 |
| Cambios de Fase y Energía Calorífica |
Para poder estudiar los procesos físicos o químicos, los investigadores suelen crear sistemas aislados donde es posible someter a la materia a observación controlando diferentes variables que pueden influir en su comportamiento. |
Un sistema es cualquier porción del universo aislada en un recipiente inerte para estudiar las variables sobre el contenido del sistema. De acuerdo a las relaciones que se establecen entre un sistema y sus alrededores los sistemas se pueden clasificar en: |
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| Sistema Abierto: es aquel sistema que intercambia materia y energía con sus alrededores. Un ejemplo de sistema abierto es un líquido colocado en un recipiente abierto a la atmósfera. |
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Sistema cerrado: es un sistema que puede recibir o ceder energía, pero no puede intercambiar materia. Un ejemplo de sistema cerrado puede ser un recipiente cerrado al cual se le aplican variaciones de temperatura. El ganará o perderá energía, pero su masa permanecerá constante. |
| Sistema aislado: en este tipo de sistema no existe intercambio de energía con sus alrededores. Como ejemplo de este sistemas se encuentran los sistemas al vacío donde se producen reacciones aisladas del medio que las rodea. |
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Elementos de un sistema: Componentes, fases y entorno.
Componentes: en un sistema puede estar presente uno o más componentes. Por ejemplo; un sistema conformado por un componente sería un vaso con aceite. Si se coloca en el mismo recipiente, vinagre, el sistema estará conformado por 2 componentes: aceite y vinagre. Los componentes pueden encontrarse en estado gaseoso, líquido o sólido, en el ejemplo ambos componentes se presentan en estado líquido y conforman 2 fases.
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Las fases son porciones homogéneas de un sistema que pueden diferenciarse físicamente y separarse mecánicamente.
El entorno de un sistema se refiere a todo aquello que le rodea y que tiene influencia sobre el comportamiento de sus componentes.
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Cuando se estudia un sistema se describen sus propiedades o variables de estado. Por ejemplo: si se tienen dos recipientes, uno que contiene 2 litros de agua líquida (l) y otro que contiene 10 g de hielo (s). Se indicarán las variables que permiten que el estado de la materia se mantenga: |
T= 25ºC , Presión = 1 atm, H 2 O =Líquido
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T= 0ºC , Presión = 1 atm, H 2 O =Sólida
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Cambios de Estado y Energía asociada:
Los cambios de estado de un elemento o sustancia son posibles gracias a la fusión que es el paso de una sustancia sólida a estado líquido. Esto se logra cuando el calor vence, en parte, a las fuerzas de atracción que mantienen unidas las moléculas del sólido, la energía calórica aumenta la velocidad de las moléculas de un sólido haciendo que éstas pierdan su orden inicial. |
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La solidificación o congelación: es el proceso inverso de la fusión donde se desprende el calor que permite que la sustancia se solidifique, es decir, donde las moléculas de la sustancia pierden su movimiento encontrándose en un estado de orden casi total y donde el movimiento entre las moléculas es la vibración. |
La Evaporización: es el proceso que permite que una sustancia en estado líquido se convierta en gas. |
La Condensación: es el proceso inverso a la vaporización ya que el gas pasa al estado líquido. |
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La sublimación: es el paso del estado sólido al estado gaseoso. |
Todos estos procesos traen como consecuencia la transferencia de energía dando lugar a reacciones exotérmicas las cuales liberan calor o reacciones endotérmicas las cuales requieren de calor. |
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En un sistema es posible mantener diferentes condiciones constantes entre ellas la presión y así observar el comportamiento de una sustancia al aplicar una temperatura determinada. Los ensayos de este tipo han permitido conocer el punto de fusión (p.f.) y el punto de ebullición (p.e.)
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El punto de fusión: es la temperatura en que una sustancia puede coexistir en equilibrio en los estados sólido y líquido a una presión constante de 750 mmHg. En el punto de fusión la sustancia puede absorber calor adicional pero la temperatura no aumenta, ya que toda la energía añadida se usa para vencer las fuerzas de atracción que mantienen a las moléculas en sus posiciones fijas en el estado sólido.
El punto de ebullición: es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica. Esa temperatura siempre es la misma para un líquido en particular.
Los sistemas permiten conocer el comportamiento de una sustancia cuando se aplican variaciones de temperatura, estos ensayos son de importancia ya que permiten conocer propiedades útiles de diferentes sustancias las cuales pueden ser utilizadas como refrigerantes por ejemplo.
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A continuación se presenta un sistema cerrado para el estudio del agua, para generar una curva de calentamiento:
Si se calienta una cantidad determinada de hielo en un recipiente inicialmente a -20ºC hasta transformarlo totalmente en vapor y se mide la temperatura cada cierto tiempo se obtiene la siguiente gráfica denominada curva de calentamiento:
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Una curva similar a la anterior puede obtenerse cuando se sustrae el calor del vapor de agua hasta llevarlo al estado sólido, la curva obtenida se denomina curva de enfriamiento:
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Diagrama de Fases: Este diagrama permite ilustrar las relaciones de presión- temperatura entre las fases sólida, líquida y gaseosa de una sustancia. Cada sustancia tiene su diagrama de fases característico y se determina experimentalmente. Se representa a continuación el diagrama de fases del agua:
En el diagrama un área representa una fase, una línea representa dos fases en equilibrio y un punto representa una intersección donde las tres fases están en equilibrio. El punto se denomina punto triple y tiene un valor determinado a una temperatura dada.
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| Reacciones químicas y Energía Calorífica |
1 caloría = 4.184 joules = 4.184 J
1 Kilocaloría = 1.000 calorías = 1 Kcal |
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El calor de reacción: es el cambio de energía que se presenta del rompimiento o formación de enlaces químicos. El calor de reacción se expresa generalmente en términos de calorías o kilocalorías (Kcal). Actualmente también se utiliza el joule (J) como medida de energía cuando se habla de cambios químicos. |
El calor de reacción puede recibir diferentes nombres según el tipo de cambio que se produce en la reacción. Puede nombrarse entonces como: calor de formación, calor de combustión, calor de neutralización, etc. |
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Reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas:
Durante las reacciones químicas puede producirse absorción o liberación de energía. Esto indica que tanto los reaccionantes como los productos contienen calor que es característico de su masa. El contenido de calor es una medida de la energía que está acumulada por una sustancia durante su formación.
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Reacciones endotérmicas: son aquellas reacciones que absorben calor, lo que significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es mayor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER).
La reacción para obtener N2O es un proceso endotérmico que requiere calor para unir al nitrógeno y el oxígeno, la cantidad de calor se representa en Kcal.
2N2(g) + O2(g) + 39 Kcal 2N2O(g)
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Reacciones exotérmicas: son aquellas reacciones 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).
La combustión del metano es una reacción de tipo exotérmico: CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) + 213 Kcal. |
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Energía calorífica y temperatura: Si una muestra de agua a una temperatura conocida (Temperatura inicial = Ti) se calienta durante un cierto tiempo, se observa un incremento de su temperatura. Al medir la nueva temperatura se obtiene la Temperatura final (Tf), la variación de la temperatura en la muestra se calcula restando la Tf menos la Ti y el resultado se denomina
 T.
La temperatura representa una medida de intensidad de calor, pero no es una medida de energía calorífica, pues la energía calorífica se expresa en calorías.
1 caloría es la cantidad de calor que absorbe 1 g de agua para elevar su temperatura de 14,5ºC a 15,5 ºC .
Así, el Calor: es la transferencia de energía entre dos sistemas a diferentes temperaturas.
Al igual que el agua cada sustancia tiene una capacidad determinada para absorber calor, es decir tiene una capacidad calorífica propia.
Capacidad calorífica: es la cantidad de calor que se requiere para elevar a 1ºC la temperatura de 1 mol de sustancia.
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Cuando se compara la capacidad calorífica de una sustancia con la del agua, que tiene el valor de la unidad, se obtiene un valor denominado calor específico.
Calor específico (Ce): es la cantidad de calor necesaria para aumentar en 1ºC la temperatura de 1 gr de sustancia.
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Calores específicos de algunas sustancias o elementos:
| Sustancia o elemento químico |
Calor específico (cal/gºC) |
| Agua |
| Alcohol etílico |
| Aluminio |
| Hierro |
| Cobre |
| Calcio |
| Magnesio |
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| 1,00 |
| 0,511 |
| 0,217 |
| 0,113 |
| 0,093 |
| 0,149 |
| 0,248 |
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El calor ganado por un sistema se determina mediante la siguiente ecuación: |
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Q = sistema
T = Diferencia de la temperatura final – temperatura inicial
M= Masa de la sustancia sobre la cual se produce el cambio de temperatura.
Ce = Calor específico de la sustancia. |
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Ejemplo 1: Calcule la cantidad de calor absorbida por 200 g de agua cuando son calentados desde 20 ºC hasta 80 ºC .
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| Si queremos llevar el valor obtenido a Kcal, solo debe realizarse una simple regla de tres tomando en cuenta que: 1 Kcal es igual a 1.000 cal.: |
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| Si se desea expresar la cantidad de calor en Joules, es necesario recordar que 1 caloría es igual a 4,184 j/cal, por lo cual basta con multiplicar la calidad de calorías por este número: |
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Ejemplo 2: El uso de las ecuaciones ya estudiadas también permite investigar la temperatura final de una mezcla de la misma sustancia a diferentes temperaturas, así:
Se mezclan 50 g de agua a 90 ºC con 150 g de agua a 30 ºC . Calcular la temperatura final de la mezcla: |
| La cantidad de calor cedida por el agua caliente es igual a la masa de agua por la diferencia de temperatura: |
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| Y la cantidad de calor ganada por el agua fría también será igual a la masa de agua por la diferencia de temperatura: |
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| Esto permite unir ambas ecuaciones y obtener una sóla ecuación con una incógnita: |
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| Despejando: |
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Ejemplo 3: El uso de las ecuaciones permite también determinar cuanta energía es liberada durante el enfriamiento de una sustancia, pero en este caso se aplicará un nuevo término, la capacidad calorífica molar.
Capacidad calorífica molar: se define como la capacidad calorífica por mol (cal/mol). |
¿Cuánta energía se libera cuando se enfrían 50 g de plomo desde 150 ºC hasta 50 ºC , si su capacidad calórica molar promedio en este intervalo de temperatura es de 6,42 cal/mol ºC.
Transformación de los la masa de la sustancia de gramos a moles:
Mol de plomo = gramos de plomo / masa atómica del plomo. |
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| El signo negativo indica que se desprende calor, la temperatura final es menor que la temperatura inicial. |
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Entalpía: es el contenido calórico de una sustancia y se representa con la letra H. La variación de entalpía en un sistema químico , H, es igual a la entalpía de los productos resultantes, H2 , menos la entalpía de los productos reaccionantes, H1 . H = H2 – H1 |
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Cuando el benceno reacciona con el oxígeno se desprenden 780 Kcal por cada mol de benceno consumido:
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Esta ecuación termodinámica difiere de las ecuaciones ordinarias ya que en ella se indica el estado físico de cada sustancia: liq = líquido, g = gaseoso. Se señala la variación de entalpía en el proceso y la ecuación se iguala tomando 1 mol de una sustancia como patrón. En este caso para la combustión de 1 mol de benceno se han utilizado, exactamente, 7 y ½ moles de oxígeno.
El H de la reacción es de -780 kcal. Esto indica que la energía de 3 moles de agua y seis de dióxido de carbono es 780 kcal menor que la contenida en un mol de benceno y siete y medio de oxígeno. Es por ello que el signo de la variación de la entalpía es negativo.
Un H negativo indica que hay desprendimiento de calor, es decir se trata de una reacción exotérmica.
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La ecuación para la descomposición del óxido de níquel: |
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Esta ecuación muestra que se absorben 57 Kcal, es decir, que la energía de un mol de níquel y de ½ mol de oxígeno es 57 kcal mayor que la de un mol de óxido de níquel.
Un H positivo indica que hay absorción de energía, es decir se trata de una reacción endotérmica.
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Diagramas de Entalpía: estos diagramas permiten observar gráficamente los niveles de energía de los productos reaccionantes y de los productos. |
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En una reacción endotérmica, el nivel energético de los reaccionantes es inferior que el de los productos formados en la reacción. El sistema gana energía. |
En una reacción exotérmica, el nivel energético de los productos es superior al de los reaccionantes. El sistema pierde energía. |
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| Ley de la actividad de los calores de reacción: Las ecuaciones termodinámicas poseen dos propiedades muy importantes: |
| 1.- Pueden invertirse, lo que hará que H cambie de signo. Ejemplo: |
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| 2.- Pueden sumarse y restarse como ecuaciones algebraicas. Esta es una generalización de la aplicación de la ley de Hess. Por ejemplo, la adición de dos ecuaciones termodinámicas: número: |
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| Esta ecuación permite predecir que el calor de hidrogenación del eteno (C2H4 (g)) para producir etano (C2H6 (g)) es: |
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Aplicación de la Ley de Hess:
Aplicando la Ley de Hess es posible calcular la variación entálpica de una reacción:
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Entropía: es una medida del desorden de un sistema y se representa con la letra S. Así el cambio de entropía se simboliza con S.
Un valor positivo de S indica disminución del grado de distribución ordenada. Lo que quiere decir que el desorden aumenta. El S positivo se presenta cuando un sólido se convierte en líquido o gas. Ya que en ambos casos el movimiento de las moléculas es más rápido lo cual se traduce como la pérdida de una distribución ordenada que mantiene más unidas a las moléculas.
Cuando se realiza un cambio de gas a líquido o de líquido a sólido entonces el S es negativo . El cambio de entropía viene dado por la ecuación
Así, la transformación de un mol de agua líquida (S= 16,72 cal/ºK) en un mol de vapor de agua (S= 45,11 cal/ºK) dará como consecuencia una variación de la entropía del sistema de:
S (reacción) = 45,11 cal/ºK – 16,72 cal/ºK = 28,39 cal/ºK.
El S positivo es un indicativo de que el grado de desorden ha aumentado. Las moléculas en fase gaseosa se trasladan velozmente de un lado a otro, sin dirección determinada.
| Enlace Químico |
Los enlaces químicos: son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de sus propiedades físicas y químicas. Los enlaces son responsables además, de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra. |
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Tipos de Enlaces:
Existen dos tipos principales de enlaces:
- Enlace iónico también denominado electrovalente: se establece en átomos con diferencias marcadas en sus electronegatividades y se debe a la interacción electrostática entre los iones que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo atómico a otro.
- El enlace covalente: se establece cuando en los átomos no existen diferencias marcadas de electronegatividad. En este caso se comparten uno o más electrones entre dos átomos.
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Aunque se habla de enlace iónico y enlace covalente como dos extremos, la mayoría de los enlaces tienen al menos cierto carácter iónico y covalente. Los compuestos que tienen enlace predominantemente iónico se conocen como compuestos iónicos y los que tienen enlaces predominantemente covalentes se conocen como compuestos covalentes, y sus propiedades se rigen por el comportamiento de estos enlaces.
En el siguiente cuadro se resumen algunas de las propiedades asociadas a los compuestos iónicos y covalentes: |
| Comparación entre los compuestos iónicos y compuestos covalentes: |
| Compuestos iónicos |
Compuestos covalentes |
- Son sólidos con puntos de fusión altos (> 400 ºC ).
- Muchos son solubles en disolventes polares como el agua.
- La mayoría son insolubles en disolventes no polares.
- Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
- Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
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- Son gases, líquidos o sólidos, con puntos de fusión bajos, por lo general < 300 ºC .
- Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
- La mayoría es soluble en disolventes no polares.
- Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
- Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.
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Electronegatividad y polaridad de los enlaces:
Como ya se mencionó la mayoría de los enlaces tienen cierto carácter iónico y covalente. Dependiendo de la electronegatividad de los átomos que conforman la unión se presentará una gama de enlaces que va desde los no polares o covalentes puros hasta los muy polares o iónicos.
La tabla de electronegatividad de Pauling es un auxiliar importante para analizar el tipo de enlace presente en un compuesto. En esta tabla se indica desde el valor de electronegatividad más alto representado por el flúor (F) que es 4 y el más bajo que es 0,7 representado por el Francio (Fr). Así la mayor diferencia de electronegatividad que se puede presentar es de 4 – 0,7 = 3,3 y la mínima es 0 cuando se unen dos átomos de igual electronegatividad.
Es así como basados en la electronegatividad de los átomos que se unen se puede determinar el tipo de enlace:
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| El enlace covalente puro: se presenta en elementos de igual electronegatividad. En este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran: H2 , Cl2 , O2 , N2 , F2 y otras moléculas diatómicas. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay formación de dipolos. |
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Enlace polar: se presenta entre átomos de diferente electronegatividad, el enlace resultante es polar. Si la diferencia de electronegatividad es alta el enlace es de tipo iónico, como ya se mencionó en los tipos de enlaces. Como ejemplo se puede mencionar el enlace entre el carbono y el oxígeno para formar el monóxido de carbono. El carbono y el oxígeno presentan diferente electronegatividad la cual no es marcada ya que ambos son no metales, esto permite que se forme un enlace covalente polar. |
El cloro y el sodio cuando forman cloruro de sodio (NaCl) presentan una diferencia de electronegatividad alta, debido a que uno es un metal (Na) y el otro un no metal (Cl), el enlace que se forma es iónico. |
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Como regla general se plantea que cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es mayor de 1,7; el enlace presenta un alto carácter iónico. Aplicando esta regla a los ejemplos citados anteriormente: H2 , CO y NaCl y estableciendo la diferencia de electronegatividad tomando los valores para cada átomo a partir de la tabla de Pauling, se tiene:
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La regla del octeto y la formación de enlaces:
En 1916 W. Kassel y G. Lewis una regla para explicar la formación de enlaces entre los diferentes átomos. Esta regla es denominada la regla de octeto: “cuando se forma un enlace químico, los átomos adquieren, ceden o comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga ocho (8) electrones”.
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Esta regla se fundamenta en el hecho de que todos los gases nobles, excepto el helio (He), tienen en su estructura electrónica 8 electrones en la última capa o nivel de energía, lo que les confiere estabilidad química (inertes).
La tendencia a obtener estructuras electrónicas semejantes a los gases nobles (8e- en el último nivel) explica en parte el enlace químico en la mayoría de los compuestos.
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El átomo de sodio por ejemplo (Z = 11) tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente el electrón de valencia del último nivel. Lo que permite que el átomo de sodio se convierta en el ión sodio: |
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La estructura del ión sodio resulta con 8 electrones en su último nivel y además es exactamente igual al gas noble Neón, Ne: K2L8 (Z = 10) |
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En el caso del átomo cloro (Z = 17) tiene un potencial de ionización alto y muestra tendencia a ganar electrones, transformando el átomo de cloro en ión cloruro: |
La estructura del ion cloruro resulta con 8 electrones en su último nivel y además es exactamente igual al gas noble Argón, Ar: 1S2 2S2 2p6 3S2 3p6 (Z = 18). |
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El cloruro de sodio es un compuesto iónico, en su formación están presente los iones de carga opuesta y la transferencia de un electrón desde el átomo de sodio hasta el átomo de cloro formándose así un enlace iónico.
Estructura de Lewis: Para representar un enlace químico y las reacciones entre los átomos, G. Lewis estableció la utilización de puntos, círculos, el signo x o el signo +, alrededor del elemento, para representar sus electrones de valencia. De esta manera los electrones de la última capa o electrones de valencia representados alrededor del símbolo de los elementos se denominan símbolos electrónicos de Lewis.
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El cloruro de sodio se representa mediante la estructura de Lewis de la siguiente manera: |
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Existe una relación sencilla entre el número de electrones de la capa de valencia y la valencia del elemento. La valencia normal del átomo de un elemento típico es igual al número de grupo (Tabla periódica). En la siguiente tabla se muestra la relación entre grupo, valencia, electrones de la última capa y estructura de Lewis: (ver tabla) |
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El par de electrones compartido suele representarse con un guión (-): H-Cl. |
Pero en el caso del SO se comparten dos electrones, este tipo de enlace covalente se denomina enlace doble: S=O. El que resulta de compartir tres pares de electrones se denomina enlace triple. |
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Enlace covalente normal: se refiere a aquellos enlaces ya sea simples, dobles o triples donde cada uno de los átomos enlazados aportan un electrón para formar el enlace covalente. Y se representa mediante guiones (-). |
Enlace covalente coordinado o dativo: es un enlace covalente donde un solo átomo es el que aporta el par de electrones necesarios para formar el enlace. Suele representarse con una flecha . |
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Enlace metálico: es el enlace que se forma en los cristales metálicos. En un modelo de un sólido metálico se puede visualizar una formación tridimensional en la cual los iones positivos permanecen fijos en una red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal. Este movimiento hace que los cristales sean buenos conductores de calor y electricidad. |
Puentes de Hidrógeno: son enlaces entre un elemento electronegativo y el hidrógeno, este es un enlace polar ya que el par electrónico del enlace está más próximo al átomo electronegativo. Sólo las moléculas en la cuales los hidrógenos están unidos al flúor, oxígeno y nitrógeno de alta electronegatividad, participan en la formación de puentes de hidrógeno. |
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Fuerzas de Van Der Waals: Son fuerzas débiles de atracción que se originan durante la perturbación momentánea de la simetría electrónica de las moléculas. Es alteración de la simetría se presenta en moléculas fuertemente polares que experimentan atracción recíproca relativamente fuerte y forman los denominados dipolos. Las moléculas no polares, también manifiestan alguna atracción entre sí, debido a la permanente rotación y movimiento de los electrones, lo que puede ocasionar que la molécula se vuelva momentáneamente asimétrica, apareciendo dipolos. |
Fuerzas de London: Son atracciones muy débiles que ejercen su efecto únicamente a distancias muy cortas. Reciben su nombre en honor al físico Alemán F. London quien postuló su existencia en 1930. Las fuerzas de London existen en todo tipo de molécula en fase condensada, pero son muy débiles para moléculas pequeñas. Las fuerzas de London son el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en sustancias simétricas no polares como SO3 , CO2 , O2 , N2 , Br2 , H2 , y especies monoatómicas de gases nobles, por lo tanto, ocasionan la condensación de estas sustancias. |
| Isometría |
Isómeros: son compuestos que teniendo la misma fórmula molecular, presentan propiedades diferentes, debido a que presentan diferente fórmula estructural. |
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Isómeros estructurales:
Isómeros de cadena: estos isómeros se presentan en compuestos que difieren en la posición de los átomos en la cadena carbonada. Estos isómeros son característicos de los alcanos y cicloalcanos. |
En la siguiente figura se observan isómeros de alcanos alifáticos: |
Fórmula bruta: C4H10
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En la siguiente figura se observan isómeros de alcanos cíclicos. |
Fórmula bruta: C8H16
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Isómeros de posición: estos compuestos presentan la misma cadena o anillo y los mismos grupos funcionales, pero difieren en la posición o posiciones a las cuales están unidos esos grupos, por lo que las propiedades físicas e incluso las químicas varían. |
| Fórmula bruta: C4H9 (OH) |
Fórmula bruta: C4H8 (OH) |
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Isómeros de función: estos isómeros se distinguen por presentar grupos funcionales diferentes. Los isómeros se presentan entre compuestos diferentes tales como: dienos y alquinos, aquenos y cicloalcanos, aldehídos y cetonas, alcoholes y éteres, ácidos y ésteres, entre otros.
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Fórmula bruta: C4H6
Alquino isómero de dieno |
Fórmula bruta: C3H6
Alqueno isómero de cicloalcanos |
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Isómeros Espaciales:
Isómeros geométricos: en un compuesto orgánico la rotación alrededor de un enlace simple carbono-carbono es libre, esto permite que los átomos de dicho compuesto tomen posiciones relativas formando las denominadas conformaciones.
La diferencia energética para alcanzar una configuración u otra es muy pequeña apenas de 6 a 6 Kcal/mol, esto hace imposible asilar las diferentes conformaciones de los compuestos que presentan enlaces simples.
Cuando se trata de compuestos con doble enlace carbono-carbono, la rotación está restringida por la cantidad de energía. El doble enlace es rígido y sólo puede producirse si el doble enlace se rompe, para lo cual es necesario alrededor de 70 Kcal/mol.
Los isómeros geométricos contienen los mismos rasgos estructurales, los mismos grupos atómicos, los mismos ángulos de enlace y están unidos a las mismas posiciones en anillos idénticos o estructuras de cadenas idénticas, solo se diferencia en alguno de los grupos en el espacio, por lo que se les llama estereoisómeros.
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Configuración CIS: esta configuración se presenta cuando grupos idénticos (hidrógenos, halógenos, etc.) aparecen en un mismo lado del plano que pasa por los dos carbonos por el doble enlace y es perpendicular al plano de la molécula.
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Configuración TRANS: esta configuración se presenta cuando los dos grupos idénticos aparecen en lados opuestos de ese plano. |
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Los isómeros geométricos de una sustancia determinada pueden ser separados experimentalmente, debido a que su configuración les otorga propiedades físicas que los diferencian. Es así que los isómeros Cis son más polares, presentan punto de ebullición más altos y punto de fusión más bajo. |
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Isómeros Ópticos: Los isómeros ópticos son sustancias que física y químicamente son iguales, su diferencia se encuentra en que desvían un rayo de luz polarizada en distinto sentido. Si la desvían en el sentido de las agujas del reloj (hacia la derecha) se denomina compuesto dextrógiro y se representa con el signo (+), si lo hacen en sentido contrario (hacia la izquierda) se denomina compuesto levógiro (-).
La luz sin polarizar vibra en muchas direcciones que se resuelven en planos perpendiculares entre si.
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Para polarizar la luz se usa un prisma de Nicol que consiste en dos cristales de calcita (CaCO3) unidos por bálsamo de Canadá. Cuando la luz atraviesa el prisma se divide en dos rayos: uno ordinario que vibra en el plano del papel y que es reflejado totalmente por la capa del bálsamo de Canadá y otro extraordinario que emerge del prisma y vibra en planos paralelos (en un solo plano). Este último es el rayo de luz polarizada y es el que se hace incidir sobre la sustancia cuya desviación óptica se quiere medir y para lo cual se utiliza el polarímetro.
El polarímetro consta de dos prismas de Nicol, uno llamado polarizador y el otro llamado analizador, éste último puede ser girado y presenta una escala graduada que permite medir en grados el signo y la amplitud de la desviación que experimenta el rayo de luz polarizada. El número de grados el signo y la amplitud de la desviación que experimenta el rayo de luz polarizada. El número de grados de la rotación depende de la naturaleza de la sustancia disuelta, de la distancia (longitud del recorrido) que recorre la luz a través de la solución y de la concentración de la solución.
El poder óptico rotatorio de una sustancia viene dado por la falta de simetría de sus moléculas debido, generalmente, a la existencia de un carbono asimétrico.
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Un carbono asimétrico es aquel que está unido a cuatro sustituyentes diferentes. |
Un isómero óptico es la imagen especular del otro (imagen opuesta tipo espejo), ambos reciben el nombre de enantiómeros, enantiomorfos o antípodas ópticas. |
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Los enantiomorfos presentan las mismas propiedades químicas y físicas (excepto su acción sobre la luz polarizada). Una mezcla equimolecular (igual número de moléculas) de dos enantiomorfos no presentará actividad óptica. A esta mezcla se le llama mezcla racémica. |
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