Quimica organica y algunos metodos

Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez 1

Química Orgánica

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

• Es llamada también Química de los Compuestos del Carbono


DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS:

COMPUESTOS ORGÁNICOS

• Esta formado principalmente por : C, H, O, N

• El numero de compuestos orgánicos excede considerablemente al número de compuestos inorgánicos .

• Entre los compuestos orgánicos prevalece el enlace covalente.

• Los compuestos orgánicos son generalmente insolubles en agua debido a su baja polaridad.

• Los compuestos orgánicos son sensibles al calor, es decir, se descomponen fácilmente.

• Los cuerpos orgánicos reaccionan entre si lentamente debido al enlace covalente.

• Las sustancias orgánicas al disolverse no se ionizan, por lo tanto sus moléculas no conducen a la electricidad.

• Los cuerpos orgánicos son inestables aún a bajas temperaturas frente al calor y la luz.

COMPUESTOS INORGÁNICOS

• Están constituidos por átomo de cualquier elemento.

• Resisten a la acción del calor.• Los compuestos inorgánicos prevalece el

enlace ionico.• Los compuestos inorgánicos son solubles

al agua debido a su elevada polaridad• pero insolubles en disolventes orgánicos.• Los compuestos cuando se encuentran

en solución son buenos conductores del calor y la electricidad.

• Los compuestos inorgánicos poseen reacciones instantáneas.

• Las moléculas inorgánicas son menos complejas que los compuestos de carbono, debido a su bajo peso molecular.

• Los compuestos inorgánicos son estables a las condiciones de temperaturas altas.


GRUPOS FUNCIONALES Los principales grupos funcionales son los siguientes:

Grupo hidroxilo (– OH)

Es característico de los alcoholes, compuestos constituidos por la unión de dicho grupo a un hidrocarburo (enlace sencillo).

Grupo alcoxi (R – O – R)

Grupo funcional del tipo R-O-R', en donde R y R' son grupos que contienen átomos de carbono, estando el átomo de oxígeno en medio de ellos, característico de los éteres (enlace sencillo). (Se usa la R ya que estos grupos de átomos constituyen los llamados RADICALES

Grupo carbonilo (>C=O)

Su presencia en una cadena hidrocarbonada (R) puede dar lugar a dos tipos diferentes de sustancias orgánicas: los aldehídos y las cetonas.

En los aldehídos el grupo C=O está unido por un lado a un carbono terminal de una cadena hidrocarbonada (R) y por el otro, a un átomo de hidrógeno que ocupa una posición extrema en la cadena. (R–C=O–H) (enlace doble).

En las cetonas, por el contrario, el grupo carbonilo se une a dos cadenas hidrocarbonadas, ocupando por tanto una situación intermedia. (R–C=O–R) (enlace doble).


HIDROCARBUROS

Alcanos

• Son compuestos saturados• Están formados por átomos

de C e H• Entre sus átomos hay una

sola valencia• Tienen la terminación ANO• Su fórmula se calcula con

la expresión: Cn H2n + 2

• Para despejar la fórmula se da valor a la n hasta llegar al 100

• Del 1 al 4 son gases; del 5 al 19 son líquidos y el resto son sólidos

Alquenos

• Son compuestos no saturados

• Llevan entre sus átomos de C doble valencia.

• También llamados Etilénicos

• La terminación cambia ANO por ENO o ILENO

• Su fórmula se calcula con la expresión: Cn H2n

• Son compuestos de carácter aceitoso o muy viscosos

Alquinos

• Son compuestos no saturados

• Llevan entre sus átomos de C triple valencia.

• También llamados Acetilénicos

• Tienen la terminación INO• Para calcular su fórmula

molecular se emplea la expresión Cn H2n - 2

• Igual que los alcanos se calculan hasta el 100

• Existen alquinos gases, líquidos y sólidos


Masa atómica

masa atómica(m. a.), es la suma de sus protones y neutrones y varía en los distintos elementos de la tabla periódica

Masa molecular

Se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:

H=2 x 1,00007 + O= 15.9999 = 16 u (Uma)

Mol

Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera) en 12 gramos de Carbono. También se llama Número de Avogadro. Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 × 10 23 moléculas de etanol


HIPÓTESIS DE AVOGADRO


Los átomos son demasiado pequeños para permitir medidas significativas de sustancias químicas. Para trabajar con cantidades significativas de sustancias, los científicos las agrupan en unidades llamadas moles. Un mol es definido como el número de átomos de carbono en 12 gramos de un isótopo de carbón-12, el cual es 602,2 sextillones (6,022 por 10 a la potencia 23) de átomos. Este número es llamado número de Avogadro o constante de Avogadro. Es usado como el número de átomos para cualquier sustancia y la masa de 1 mol de una sustancia es su masa molar.

NÚMERO DE AVOGADRO


1. Encuentra la fórmula química para el compuesto. Este es el número de átomos de cada elemento que forma el compuesto. Por ejemplo, la fórmula del cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) es HCl

2. Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. Multiplica la masa atómica del elemento por la constante de la masa por el número de átomos de ese elemento en el compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, HCl, la masa molar de cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrógeno y 35,453 gramos por mol para el cloruro.

3. Suma las masas molares de cada elemento en el compuesto. Esto determina la masa molar de cada compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, la masa molar es 1,007 + 35,453, o 36,460 gramos por mol.

CALCULAR LA MASA MOLAR DE UN COMPUESTO


PASOS PARA CALCULAR MOLES:

1. Identifica el compuesto o elemento que debas convertir a moles.2. Encuentra el elemento en la tabla periódica.3. Anota el peso atómico del elemento. Por lo general, éste es el número que

se encuentra en la parte inferior, por debajo del símbolo del elemento. Por ejemplo, el peso atómico del helio es 4,0026. Si debes identificar la masa molar de un compuesto, debes sumar todos los pesos atómicos de cada elemento del compuesto.

4. Multiplica el número de gramos del elemento/compuesto por la fracción 1/masa molar. Esto es 1 mol dividido por los pesos atómicos que acabas de obtener. Puedes expresar esto como una fracción del número de gramos por 1 mol dividido por la masa molar, o “compuesto g x 1/masa molar (g/mol) = moles”.

5. Divide ese número por la masa molar. El resultado es el número de moles de tu elemento o compuesto. Por ejemplo, imagina que tienes 2 g de agua, o H20, y quieres convertirlo a moles. La masa molar del agua es 18 g/mol. Multiplica 2 veces 1 para obtener 2. Divide 2 por 18, y tienes 0,1111 moles de H20.

Ejercicio: Un recipiente contiene 200 gramos de CO2. Calcula el número de moles


25.0 g Fe ( 1 mol 55.85 g

) = 0.448 moles FeLa unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma

5.00 g Mg (1 mol 24.31 g

) = 0.206 mol Mg

¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.

¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg. Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.

EJEMPLOS: CÁLCULO DE MOLES

13

Ni 2 x 58.69 = 117.38

C 3 x 12.01 = 36.03

O 9 x 16 = 144 +

297.41 g

% Ni =117.38297.41

x 100 = 39.47%

% C = 36.03

297.41x 100 = 12.11%

% O =144

297.41x 100 = 48.42 %

39.47 + 12.11 + 48.42 = 100

Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de Níquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuesto

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez


PASO 1Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

En 100 g de propileno hay

14.3 g de H

85.7 g de C

PASO 2Convertir los gramos a moles.

14.3 g H

(1 mol de H

1.01 g H) =14.16 mol H

85.7 g de C

(1 mol de C12.01 g C

) =7.14 mol C

PASO 3Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

H14.6 7.14

= 2.04 C7.147.14

= 1.0

PASO 4Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

C 1 x 12.01 = 12.01

n =

42.00 14.03

= 2.99 3H 2 x 1.01 = 2.02 +

14.03

FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto. Ejemplo: El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?

Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano.

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR


EJERCICIOS

Un compuesto contiene un 3,66 % de hidrógeno, un 37,78 % de fósforo y el resto de oxígeno. Determina la fórmula Empírica y molecular con una K=4

60 gramos de un compuesto contienen 14,84 gramos de potasio, 20,86 gramos de manganeso y el resto de oxígeno. Determina la fórmula empírica.

250 gramos de un compuesto contienen 174,85 gramos de hierro y 75,15 g de oxígeno. Determina la fórmula empírica y la molecular si tiene una masa molar de 480 g/mol


REACCIONES QUÍMICAS

Es la unión de dos o más sustancias para formar otras con propiedades diferentes.

En una reacción química se pueden especificar dos componentes: Los reactivos o reactantes, que forman el primer miembro de la reacción; y los productos, que constituyen el segundo miembro de la reacción y son sustancias que se obtienen o se forman.

En algunas reacciones químicas se indica el estado de los componentes de la reacción: sólido, líquido y gaseoso. También se puede indicar la reacción con dos flechas, cuando se trata de una doble reacción.


TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS


EJERCICIO: Identifique que tipo de reacción son los siguientes ejemplos:

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

______________________ Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

______________________ 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

______________________ NaOH + HCl → NaCl + H2O

______________________


BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un fenómeno químico. A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados por una flecha.

Más exactamente, a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reacción (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos). Cada sustancia se representa por su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar toda la ecuación.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.


El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo Pasos a seguir: - Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos. - Si existe mayor cantidad de átomos de x elemento de un lado, se equilibra completando el número de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.- Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrógeno y por último oxígeno.

MÉTODO TANTEO


MÉTODO ALGEBRAICO

A B C D

FeS + O2 à Fe2O3 + SO2

A B C D

FeS + O2 à Fe2O3 + SO2

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

FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2

Los pasos a seguir son los siguientes: 1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C . El símbolo produce (® ) equivale al signo igual a (=). Fe A = 2C S A = D O 2B = 3C + 2D


3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

Fe A = 2C Sí C =2 A= D 2B = 3C + 2D S A = D A= 2C D = 4 2B = (3)(2) + (2)(4) O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14 A = 4 B = 14/2 B = 7 4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A B C D

4 FeS + 7 O2 à 2Fe2O3 + 4SO2


La oxidación se refiere a: La ganancia de oxígeno por parte de una moléculaLa pérdida de hidrógeno en una moléculaLa pérdida de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a: La pérdida de oxígeno por parte de una moléculaLa ganancia de hidrógeno en una moléculaLa ganancia de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos Disminución o reducción en su número de oxidación

Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

MÉTODO REDOX


Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen. Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados: Paso 4. Igualar el número de electrones ganados y cedidos: Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación: Paso 6. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción por tanteo


OBSERVACIONES: Observación 1: Cuando los coeficientes calculados,

no igualan la ecuación es recomendable duplicarlos. Observación 2: Cuando hay dos o más oxidaciones o

reducciones, se pueden sumar las oxidaciones y reducciones para igualar la ecuación.

Observación 3: Cuando en una misma molécula, un átomo se oxida y otro se reduce para obtener el coeficiente de oxidación y reducción se hace una resta

Observación 4: En los peróxidos la valencia del oxígeno es - 1

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