Libro PAES Química Queríamos darte las gracias por comprar este resumen, de verdad le pusimos todo el empeño del mundo para hacerlo lo más completo posible para la prueba PAES, no sabes cuánto ayuda esto a @psudemate. ¡¡Así que muchas gracias!! 1. No es lo mismo estudiar una hora con el 100% de energía, a estudiarla con sueño o distraído, si estás cansado, mejor descansa o haz algo para despertarte y después estudia. 2. Aprovecha a tus profes, independiente de como sean, ellos pueden resolver tus dudas. 3. Si vas a hacer un ensayo, se hace seguido, no la mitad en 1 hora y la otra en el tiempo que quede, usa todo el tiempo que queda, si ya terminaste entonces úsalo para revisar. 4. Te recomiendo los últimos meses empezar a hacer ensayos con hoja de respuestas, la PTU será así. 5. Hazte un horario, organízate, deja un horario específico para hacer ensayos o estudiar. 6. Recuerda que es solo una prueba, no mide tus reales conocimientos ni decide tu futuro. 7. Consulta todas las dudas cuando vayas a ver el colegio en el que te toque dar la prueba. 8. El día de la prueba no te las des de chef, come algo que te dé energía, pero no te recomiendo un mega desayuno. 9. No dejes tu vida social, si te organizas bien puedes disfrutar del año y estudiar. 10.Sigue a @psudemate en Instagram, Tiktok y Youtube. Estamos comprometidos con tu aprendizaje. El Libro PAES de química común trae toda la materia de la prueba de acceso a la educación superior de química, en el índice estarán de color rojo la parte de la materia ELECTIVA de química. Te añadiremos a una carpeta de Google Drive para que puedas acceder al material en caso de se le hagan actualizaciones. …………………………………………….7 Teoría Atómica de Dalton.………………………………………………………….…..7 Modelo Atómico de Thompson…………………………………………..…..…..…8 Modelo Atómico de Rutherford……………………………………………………10 Modelo Atómico de Bohr……..……………………………………………………..11 Modelo Mecánico Cuántico………………………………………………………….12 Tipo de Átomos ……………………………………………………………………………14 Tabla Periódica ………………………………………………………………………..….15 Valencia y EDO………………………………………………………………………….…19 Propiedades Periódicas………………………………………………………………..20 Enlace Químico………………………………………………….………….…..……..…21 Estructura de Lewis…………………………………….…..………………………..…22 Caso de enlaces múltiples………………………………….………….…………..…24 Tipos de Enlace………………………………………………………………………….…25 Compuestos Inorgánicos…………………………………….…..………………..…30 Cambios en la Materia…………………………………………………..…………..…33 ………………………………………………….34 Leyes Estequiométricas……………….…………………………………………….…34 Términos de Estequiometria….………….…………….………………………..…36 Ecuaciones Químicas……………………………………….………………………..…39 Reactivo Limitante y en Exceso…………………………..……………………..…42 Tipos de Reacciones Químicas…………………………………………………..…44 Características de cambios del sistema……………………………………..…44 El estudio de los gases………………………………………………………..……..…46 Efecto Invernadero y Cambio Climático……………………………………..…50 …………………………………………………………………53 Sustancias Puras y Mezclas……………………………………..………………..…53 Separación de Mezclas……………………………………………….……………..…55 Clasificación de Disoluciones……………………….……………….…………..…58 Unidades de Concentración de Disoluciones……………………..……..…59 Solubilidad……………………………………………………….…………………..…..…62 Factores de Solubilidad…………………….……………………………………....…63 Propiedades Coligativas………………..…………….…………………………..…..65 …………………………………………………..68 El Carbono……………………………………………………………….…….………..…..68 Representación de Compuestos Orgánicos ………….…….…………..…..69 Cadenas Hidrocarbonadas…………………………………………..……………….71 Los Hidrocarburos……………………….…………………………………..…………..76 Nomenclatura de Hidrocarburos……………………………..……………..……77 Reglas Nomenclatura…………………………………..……………..….……………79 Grupos Funcionales……………………………………..……………………………...81 Representación Tridimensional……………………………………………………91 Aristóteles propone la existencia de los 4 elementos (Agua, Fuego, Tierra y Aire) a partir de los cuales se formaban todas las sustancias conocidas. Teoría atómica de Dalton (1803 y 1808). Su esquema es bastante simple, enunciado por tres postulados: 1. Toda la materia se compone de partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos, el número de átomos de cada elemento permanece constante. 2. Todos los átomos de un elemento dado tienen masa y propiedades iguales, pero son distintos de los átomos de todos los demás elementos. 3. En los compuestos químicos, los átomos de elementos diferentes están unidos entre sí en proporciones numéricas simples. Modelo atómico de Dalton Modelo Atómico de Thompson [1904] Experimenta con los rayos catódicos, donde se producía un haz de luz que emergía del cátodo al ánodo. Descubre una partícula más pequeña, ósea el electrón. Logra determinar la relación carga/masa del electrón Donde C, representa la unidad de carga coulomb y g, la unidad de masa gramos. “El átomo es una esfera de carga positiva en donde los electrones estarían incrustados, y que pueden ser extraídos”. Este modelo se conoce como el “budín de pasas” Modelo atómico de Thompson En 1908, R. A. Millikan (1868-1953), luego de varios trabajos experimentales, logra determinar la carga del electrón en: 1,6 x 1019 C. Como se conocía la relación carga/masa del electrón y el valor de la carga, fue fácil calcular la masa del electrón, resultando ésta igual a: Eugen Goldstein (1850-1930), haciendo una modificación al cátodo del tubo de descarga, logra observar un haz de luz que, frente a campos eléctricos y magnéticos, sufría desviación al polo negativo, por lo tanto, presentaban carga positiva. Estos rayos viajaban en forma opuesta a los rayos catódicos y venían de los orificios o canales del cátodo, motivo por el cual fueron bautizados como Rayos Canales Modelo Atómico de Rutherford [1904] Rutherford usa partículas alfa, las que fueron proyectadas sobre láminas muy delgadas de metales. “De todas las partículas alfa proyectadas, la gran mayoría pasó sin problemas, pero otras sufrieron desviación”. Comprobó que la mayor parte de la masa del átomo estaba al centro, al que denominó núcleo, el cual estaba formado por protones y a su alrededor, se encontraban girando electrones separados por una distancia tal, que las partículas alfa pasaban sin problemas. Rutherford supone la existencia de otra partícula en el núcleo, pero no lo demuestra. Quien sí comprueba tal supuesto es Sir James Chadwick, quien los denomina neutrones. Con los aportes de Thomson, Rutherford y Chadwick se demuestra que el átomo está compuesto por protones, neutrones y electrones. Modelo Atómico de Bohr [1904] Propone una mejora al modelo de Rutherford. Ocupando los planteamientos de la física clásica, Bohr inicia la argumentación para justificar que los electrones no colapsaran sobre el núcleo. Bohr propuso un nuevo modelo atómico en 1913. En él, los electrones se mueven en órbitas de tamaño y energía fijas y solo emiten o absorben radiación al saltar de una órbita a otra. Este fue el primer modelo en incorporar elementos de la mecánica cuántica. Algunos de sus planteamientos son: 1. Existen niveles de energía permitidos, que van desde n=1 hasta infinito. 2. Hay órbitas estacionarias en la cuales se mueve el electrón. 3. El electrón podrá saltar de un nivel a otro de energía. 4. Cuando el electrón pasa de un nivel menor a uno mayor de energía, debe absorber energía. Si va de uno mayor a uno menor, emite energía. 5. Para que ocurra ese salto entre los niveles se deberá absorber o emitir radiación de una frecuencia y energía tal que concuerde con la diferencia energética entre los niveles. Modelo Mecánico Cuántico [1924] Explicación actual del comportamiento del átomo. ELEMENTO QUÍMICO: Es el conjunto de todos los átomos con el mismo número atómico (Z). NÚMERO ATÓMICO (Z): Número de protones que posee el núcleo de un átomo y es lo que identifica a un elemento. NÚMERO MÁSICO (A): El número másico es la suma de protones y neutrones que existen en un átomo. NÚMERO NEUTRONES (n°): Corresponde a partículas sin carga eléctrica, con masa similar al protón. Se calcula con la diferencia entre número másico y el número atómico. CARGA ELÉCTRICA En un átomo neutro, la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones, un ion es un átomo cargado eléctricamente. Anión: Ion cuyo número de electrones es mayor respecto al número de protones. Catión: Ion cuyo número de electrones es menor en comparación al número de protones. La carga se define como Protones – Electrones. El ion de aluminio tiene 13 protones, 10 electrones y 14 neutrones. Como hay mayor número de protones que de electrones es positivo, con una carga neta igual a +3 (catión). El ion de oxígeno tiene 8 protones, 10 electrones y 8 neutrones. Como hay mayor número de electrones que de protones es negativo, con una carga neta igual a -2 (anión). TIPOS DE ÁTOMOS Isótopos: Son aquellos átomos que presentan igual número atómico, pero distinto número másico. Se establece en átomos de un mismo elemento. El oxígeno tiene tres isótopos (tienen igual Z, y distinto A). Isóbaros: Son aquellos átomos que presentan igual número másico y distinto número atómico. Átomos de distintos elementos (diferente Z), pero igual A. Isótonos: Son átomos que presentan distinto número másico y distinto número atómico, pero tienen igual número de neutrones. Ambos tienen 6 neutrones. En el sistema periódico actual los elementos químicos se organizan según el orden creciente de sus números atómicos. PERÍODOS Son las siete líneas horizontales que aparecen en la tabla periódica. El periodo que ocupa un elemento coincide con su última capa electrónica, es decir, un elemento con cinco capas electrónicas estará en el quinto periodo. GRUPOS Ordenamiento vertical de los elementos en la tabla periódica, de acuerdo con propiedades químicas semejantes. La numeración va del 1 al 18. Todos los elementos del grupo tienen el mismo número de electrones en su última o últimas capas. Así, si nos fijamos en la configuración electrónica de los elementos del primer grupo, el grupo 1 o alcalinos: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Corresponden a los grupos A de la tabla periódica. Son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital s o p. ELEMENTOS DE TRANCISIÓN EXTERNA: Se sitúan en los grupos B. Los elementos pertenecientes a esta clasificación presentan sus electrones más externos en orbitales de tipo d. ELEMENTOS DE TRANCISIÓN INTERNA: Se ubican en la zona inferior. Su principal característica es que presentan sus electrones de valencia en orbitales tipo f. GASES NOBLES: Se ubican en la parte derecha, en el grupo VIIIA o grupo 18. presentan 8 e– en su último nivel de energía, excepto el Helio (He) que presenta 2 electrones. Presentan gran estabilidad química debido a su configuración electrónica, puesto que cumplen con la regla del octeto o del dueto. METALES Tienden a ceder electrones de su última capa para llegar a la configuración de gas noble. En general son sólidos a 25 ºC. Se caracterizan por ser buenos conductores del calor y de la electricidad, siendo además dúctiles y maleables NO METALES Tienden a captar electrones para alcanzar la configuración electrónica de gas noble.. A 25 ºC puede encontrarse en los tres estados de la materia. A diferencia de los metales, son malos conductores del calor y de la electricidad. METALOIDES En esta categoría se incluye al B, Si, Ge, As, Sb, Te y Po. Tienen propiedades intermedias entre metales y no metales Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en el nivel principal de energía más alto del átomo, siendo estos los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma. El estado de oxidación se define como la suma de cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo o que posee cuando se une a otras especies. RADIO ATÓMICO: Es la distancia que se establece entre el núcleo y el último electrón del átomo. ENERGIA DE IONIZACIÓN: Es la energía necesaria para separar al último electrón de un átomo en estado fundamental y gaseoso. AFINIDAD ELECTRÓNICA: Es la energía liberada cuando se agrega un electrón al átomo en estado fundamental y gaseoso. ELECTRONEGATIVIDAD: Es la capacidad para atraer a los electrones de enlace. Va en el mismo sentido que la afinidad electrónica. El enlace químico es la energía que mantiene los átomos unidos. Es así como un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8 electrones en la capa electrónica más externa o capa de valencia. La denominación electrón de valencia, se utiliza para designar los electrones existentes en esa capa. En la práctica, cuando existe la unión entre 2 átomos, se ceden o ganan electrones o se comparten electrones, procurando adquirir la configuración electrónica de un gas noble. Regla del Dueto: Un átomo debe tener 2 electrones en su entorno. Regla del Octeto: Un átomo debe tener 8 electrones en su entorno. Los electrones de valencia suelen representarse mediante puntos y los enlaces, formados por pares de electrones, con líneas. Por ejemplo, la estructura de Lewis del agua tiene 2 enlaces y 4 electrones no enlazantes. Los electrones que no forman enlaces también se pueden representar como pares no enlazantes, mediante líneas, cada una de las cuales corresponde a dos electrones. Pasos para dibujar la estructura de Lewis de un compuesto: 1. Elegir átomo central, generalmente es el menos electronegativo. Por ejemplo, para el 𝑁𝐻3 , el átomo central es el N. 2. Contar los electrones de valencia de cada átomo, recordando incorporar las cargas si se trata de un ion molecular. Si se tratara de un ion de carga –2, se deben sumar dos electrones; si se trata de un ion de carga +2, se restan dos electrones. En el ejemplo, hay 5 electrones de valencia del nitrógeno y 1 electrón de valencia por cada átomo de hidrógeno, totalizando 8 (4 pares). 3. Unir el átomo central con los periféricos a través de un par enlazante. Los electrones que forman los enlaces se restan del total. En este caso, nos quedan: 8 – 6 = 2 electrones 4. Los electrones restantes se sitúan como pares no enlazantes para completar el octeto, comenzando con los átomos periféricos. En el caso del 𝑁𝐻3 : CASO DE ENLACES MULTIPLES 5. Si algún átomo no cumple con la regla del octeto, se establecen enlaces múltiples. Por ejemplo, siguiendo los pasos anteriores para el 𝐶𝑂2 , se obtiene la siguiente estructura de Lewis. Sin embargo, en esta estructura el carbono solo tiene 4 electrones de valencia, por lo que debemos establecer enlaces dobles, como se muestra a continuación: ENLACE IÓNICO: Es el proceso de unión que se establece entre dos átomos de electronegatividades muy distintas (diferencia de EN igual o mayor a 1,7). En el cual ocurre una transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico. En este tipo de enlace el átomo metálico cede electrones al no metálico, quedando con carga positiva, y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa. Ejemplos: Las sustancias iónicas tienen aspecto cristalino, son sólidas a temperatura ambiente y presentan elevados puntos de fusión y ebullición. Además, son solubles en agua y conducen la corriente eléctrica (electrolitos) cuando están fundidos o en disolución acuosa. ENLACE COVALENTE: Se produce entre átomos de tipo no metálico y se caracteriza porque los átomos enlazantes comparten electrones, formando ambos un octeto. Las sustancias con enlaces covalentes no conducen la corriente eléctrica y presentan puntos de fusión más bajos. Dentro de este enlace se distinguen dos tipos. Enlace covalente apolar: Se da entre átomos de igual electronegatividad, este enlace lo presentan los gases diatómicos, tales como el 𝐻2 , 𝑂2 , 𝑁2 , etc. Enlace covalente polar: Se presenta entre átomos que tienen electronegatividades distintas. Se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, generándose por consiguiente un polo positivo y otro polo negativo. La zona que pertenece al átomo con mayor electronegatividad será el polo negativo y la del átomo con menor electronegatividad será el polo positivo, originándose así una molécula polar. Enlace covalente coordinado o dativo: En este tipo de enlace solo un átomo aporta electrones para el enlace, mientras que el otro átomo solo aporta orbitales vacíos. Enlace metálico: Se da entre elementos metálicos, comparten electrones. Esta atracción es responsable de las propiedades de los compuestos metálicos, tales como sus elevados puntos de fusión, ebullición, ser buenos conductores de calor y electricidad y ser maleables y dúctiles. Polaridad de enlace: Propiedad que se manifiesta por una separación parcial de carga eléctrica determinada por la diferente electronegatividad de los átomos unidos. ÓXIDOS METÁLICOS: Se forman cuando reacciona el oxígeno con un metal. Se usa en la elaboración de vidrios y fertilizantes. ÓXIDOS NO METÁLICOS: Se forman cuando reacciona oxígeno con un elemento NO-metálico. Se usa como conservante y antioxidante. HIDRUROS: compuestos binarios que contienen Hidrógeno, sean estos metales o no-metales. Se usan para la fabricación de cerámica. Dependiendo de la naturaleza del átomo que acompaña al hidrógeno se clasifican en 2 tipos: metálicos y no-metálicos. HIDRÓXIDOS: compuestos alcalinos su fórmula general es del tipo 𝑀(𝑂𝐻)𝑥 , donde M es un metal. Se usa como antiácido, precursor de jabones, etc. Como ya se vio se forman de la reacción entre un óxido metálico y agua, de modo, que en solución acuosa pueden liberar el ion OHque los clasifica como una especia alcalina (básica). SALES BINARIAS: compuestos iónicos formados por dos tipos de átomos (un metal y un no-metal). Se usan para estudiar la cantidad de plata en una muestra, para la cocción y conservación de alimentos HALOGENUROS: Los halogenuros son aquellos compuestos donde el halógeno (grupo VII-A) adopta EDO -1 y se combina tanto con metales como con Hidrógeno. SULFUROS: Se forman cuando el Azufre se une exclusivamente con hidrógeno y metales. En ambos casos, el EDO para el Azufre es -2. CAMBIOS QUE EXPERIMENTA LA MATERIA QUÍMICOS: Se verifica un cambio en la naturaleza de la sustancia. Es una modificación profunda que implica transformaciones en la composición y siempre que ocurre se generan especies nuevas. Algunos ejemplos son las reacciones de combustión, las interacciones entre un ácido y una base y las reacciones de transferencia electrónica. FÍSICOS: La materia se presenta esencialmente en nuestro planeta, en tres formas o estados de agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso. Los tres estados generales de la materia son dinámicos, un cuerpo puede presentarse en las 3 formas físicas. Establece relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en una reacción química. Los reactantes son los precursores del proceso y los productos son los que se obtienen cuando finaliza la reacción. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA [Ley de Lavoisier] “En toda reacción química la masa de los reactantes será igual a la masa de productos” Esta ley reafirma que en la naturaleza nada se crea ni destruye, solo se transforma. En todo proceso químico no puede observarse una variación entre las masas respectivas, cualquier anomalía es indicio de que lo que estamos haciendo no se comporta como debe ser. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS [Ley de Proust] “En un compuesto dado, los elementos participantes se combinan siempre en la misma proporción, sin importar su origen y modo de obtención”. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES [Ley de Dalton] “Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija del otro elemento están en relación de números enteros. TERMINOS DE ESTEQUIOMETRÍA Unidad de masa atómica (uma) Es la unidad que se usa para expresar cuál es la masa de un átomo. Mol (n) Es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomo, moléculas o iones) como átomos hay en 12 g de carbono 12. Constante de Avogadro Es la constante que establece una relación entre el número de entidades y la cantidad de sustancia. Su valor es: Masa molar (MM) Es la masa de un mol de sustancia. Se mide en g/mol y se puede calcular como el cociente entre la masa (g) y de una sustancia y el número de mol contenidos en dicha masa. Relación entre masa molar y la constante de Avogadro En este punto veremos las relaciones que se pueden establecer entre la masa molar y la constante de Avogadro. Composición porcentual Porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. Ejemplo: 20 gr de óxido de cobre que contiene 16 gr de cobre. Volumen molar Un mol de distintos gases ideales ocupa un mismo volumen en iguales condiciones de presión y temperatura, conteniendo el mismo número de moléculas. Bajo condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), un mol de cualquier gas ideal ocupa un volumen de 22,4 litros. FÓRMULA MOLECULAR: es la fórmula real de la molécula y está formada por los símbolos que son los elementos químicos y unos subíndices que nos indica el número de átomos que participan en la formación de la molécula. FÓRMULA EMPÍRICA: es la expresión más sencilla para representar un compuesto químico. Nos indica los elementos que están presentes y la proporción mínima en números enteros que hay entre sus átomos. ECUACIONES QUÍMICAS Es posible describir una reacción mediante una ecuación que indique el símbolo químico y las cantidades de las sustancias que participan. Pasos para describir una ecuación balanceada de esta reacción: 1. Se escribe una ecuación no balanceada, en la que las fórmulas de los reactantes a la izquierda y las de los productos a la derecha. 2. Se requiere que haya el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. 3. Para indicar los estados físicos de los reactantes y productos en la ecuación se emplearán las letras (g), () y (s) para representar gases, líquidos puros y sólidos respectivamente. 4. Los coeficientes de una ecuación estequiométrica indican el número de mol de los reactantes y de los productos. Ejemplo Útil Si tenemos: Calcular la masa de tricloruro de aluminio (𝑨𝒍𝑪𝑳𝟑 ) que se produce a partir de un gramo de aluminio (Al). Nuestros datos son: Solución paso a paso: Por lo que hacemos regla de 3: REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO Generalmente los reactivos en las reacciones químicas no se encuentran en proporciones estequiométricas. Reactivo limitante: Reactante que se consume totalmente antes que los demás, de él depende la cantidad de producto formado. Reactivo en exceso: Reactante que no se consume en su totalidad. Por ejemplo, si tenemos la ecuación: Determine el reactivo limitante, sabiendo que se usó 1 kg de Al y 1 kg de óxido férrico y calcule la masa de Fe que se forma. Se debe establecer la razón estequiométrica entre el número de moles de los reactantes para tener este valor como referencia y determinar cuál está en exceso. La razón estequiométrica: Se determina el número de moles: Se establece la razón entre estos valores y se compara con la razón estequiométrica según la ecuación química balanceada: Se observa que esta razón es menor a la estequiométrica, por lo tanto, el que está en exceso es el aluminio (porque se fijó al óxido como referencia). Luego, el reactivo límite es el óxido férrico. TEMPERATURA: Existen reacciones químicas que requieren de la aplicación de calor y otras en que se desprende calor. Existen reacciones endotérmicas, como el caso del carbonato de calcio, en que se descompone térmicamente una sustancia. Por otro lado, hay reacciones que liberan calor y son llamadas exotérmicas, como el caso de la combustión: CAMBIO DE COLOR: Uno de los casos más conocidos y útil en química se trata de la gran variedad de indicadores de pH, moléculas que, al estar en un medio ácido o básico, cambian su color. Por ejemplo, el azul de bromotimol en medio con acidez cercana a pH = 6,0 o inferior es de color amarillo, mientras que a pH cercano y superior a pH = 7,6 es de color azul, hecho que se debe a su reacción: CAMBIO EN LA ACIDEZ: Según la teoría más moderna (Lewis), un ácido es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones del entorno, mientras que una base es aquella capaz de donar un par. Por ejemplo, la reacción entre un ácido fuerte como el ácido clorhídrico (HCl) y una base fuerte como el hidróxido de sodio (NaOH), es una neutralización, tras suficiente cantidad de cada sustancia se llega a un pH neutro. EL ESTUDIO DE LOS GASES Se define como un estado de agregación en constante movimiento, susceptible a variación y que tiene como gran condición el enorme estado de desorden de sus componentes. Se considera, además, un fluido que puede cambiar con la presión y la temperatura. Variables termodinámicas que modifican el estado gaseoso TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES La ecuación general para la energía cinética es: Un aumento de temperatura es un aumento en la energía cinética, también modifica la velocidad media de las moléculas. LAS TRANSFORMACIONES GASEOSAS Se reconocen 3 transformaciones gaseosas del estado de un gas. LAS EXPERIENCIAS DE ROBERT BOYLE A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional con la presión que soporta. LAS LEYES DE GAY-LUSSAC A presión constante, el volumen de un gas aumentaba proporcionalmente con el incremento de temperatura. A volumen constante, la presión de un gas proporcionalmente con el incremento de temperatura. aumenta LA LEY COMBINADA DE LOS GASES IDEALES Donde n es el número de moles de la muestra gaseosa considerada y R una constante para los gases de valor: LA LEY DE AVOGADRO Dos volúmenes iguales de cualquier gas, A la misma temperatura y presión Contienen el mismo número de moléculas. También tenemos la siguiente ecuación: Efecto Invernadero y Cambio Climático Fenómeno natural que ayuda a mantener el nivel medio de temperatura en la superficie del planeta, es esencial para la vida. En ausencia de este fenómeno, la temperatura media sería de 18°C bajo cero en lugar de la media actual de 15°C. La superficie absorbe naturalmente el 70% de la radiación solar, el resto es reflejado de vuelta al espacio. La radiación solar absorbida se transforma en radiación infrarroja y regresa a la atmósfera. Parte de esta radiación infrarroja es reflejada de vuelta al espacio, mientras que la otra parte es retenida por los gases de efecto invernadero en la atmósfera, incrementando la temperatura global del planeta, esto es el efecto invernadero. Este efecto es esencial para el clima de la Tierra, el problema es la contaminación que se debe a la concentración de los gases de efecto invernadero en la atmósfera. El efecto invernadero ya ha causado un aumento de la temperatura de alrededor de 1°C en comparación con la era industrial. Cuanto mayor sea el cambio climático, más se verá amenazado el equilibrio de nuestros ecosistemas. Un aumento de la temperatura media terrestre de más de 1,5°C conduciría a fenómenos como: • • • • • El derretimiento de los hielos; El aumento del nivel del mar y la inundación de ciudades costeras; La proliferación de huracanes devastadores; La migración forzada de ciertas poblaciones y especies; La desertificación de zonas fértiles y su impacto en la agricultura y la ganadería.. Sustancias Puras: se caracterizan por tener una composición definida y fija, incluyendo a elementos y compuestos. Por ejemplo, el metano 𝐶𝐻4 . Mezclas: tienen una composición variable. Por ejemplo, un alimento como el pan, cuya composición puede variar dependiendo de la receta y de modificaciones en la medición de los ingredientes. En una mezcla homogénea solo se distingue una fase. En una mezcla heterogénea se observan dos o más fases. Las mezclas están formadas por un componente que se encuentra en mayor proporción, denominado fase dispersante y uno o más que se encuentran en menor proporción, constituyendo la fase dispersa. El tamaño de las partículas de esta última fase determina si se considera homogénea o heterogénea. SUSPENSIONES: Se consideran mezclas heterogéneas. Las partículas que posee tienden a separarse del disolvente al dejar la mezcla en reposo. Algunos ejemplos son: la sangre, la mezcla entre arena y agua. COLOIDES: Sistema compuesto por dos fases: una continua, normalmente fluida (fase dispersante), y otra dispersa en forma de partículas, por lo general sólidas, de tamaño ínfimo. Ejemplos de coloides son: espuma, aerosol líquido, emulsión. DISOLUCIONES: Las disoluciones son mezclas homogéneas que tienen las partículas de menor tamaño. Indica la relación entre dos componentes: el soluto y el disolvente. El soluto será aquel que esté en menor proporción. El disolvente será el que esté en mayor proporción y es el que disuelve al soluto. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS DESTILACIÓN: Permite separar mezclas homogéneas de líquidos o gases. El componente más volátil bulle primero y se condensa en el tubo transversal que lleva agua fría (condensador). Cuando el vapor condensa se recoge en un matraz y se separa de la mezcla. EVAPORACIÓN: Permite separar un soluto sólido de un solvente líquido. El propósito es evaporar el solvente de modo de separarlo del soluto sin lograr que éste funda o se descomponga. CROMATOGRAFÍA: Permite separar mezclas complejas formadas por más de un soluto. Se fundamenta en las diferentes velocidades con que se mueve cada soluto a través de un medio polar (fase estacionaria), arrastradas por un disolvente en movimiento (fase móvil). SEPARACIÓN DE MEZCLAS HETEROGÉNEAS TAMIZADO O CRIBA: Permite separar una mezcla de sólidos de distinto tamaño (técnica gravimétrica). Consiste en tamizar (colar) la mezcla utilizando diversos tamices que se disponen en orden descendente, según el tamaño de su malla. DECANTACIÓN: Permite separar una mezcla heterogénea de 2 o más líquidos inmiscibles. Consiste en poner la mezcla en un embudo de vidrio con llave, agitarla y luego dejarla quieta en un soporte para permitir la formación de las fases, la separación ocurrirá cuando se abra la llave para verter el contenido en un vaso de precipitado. CENTRIFUGACIÓN: Permite separar una mezcla heterogénea (suspensión). La fuerza centrífuga logra hacer decantar el soluto suspendido, ubicándolo en la parte baja del tubo o capilar y sobre este el líquido. FILTRACIÓN: Permite separar un soluto sólido de un solvente líquido en una mezcla heterogénea. Un medio que filtre, por ejemplo, papel (celulosa) separa ambos componentes, permitiendo el paso del más pequeño en tamaño y reteniendo el más grande. Clasificación de las disoluciones según la polaridad del disolvente Disoluciones iónicas: son aquellas en que el soluto es un electrolito y el disolvente es polar, constituyendo una mezcla conductora de electricidad por la formación de iones en el seno de la disolución. Disoluciones moleculares: en este caso, el soluto es no electrolito, es decir, las moléculas del soluto no se disocian y están rodeadas por el disolvente. Disoluciones acuosas: son disoluciones donde el disolvente es agua. Según el número de componentes Binarias: dos componentes Ternarias: tres componentes Según la fase en la que se encuentra el disolvente Unidades de concentración de las disoluciones Porcentaje masa-masa (%m/m) Es la masa de soluto que está contenida en 100 g de disolución. Porcentaje masa-volumen (%m/v) Es la masa de soluto que se encuentra en 100 mL de disolución. Porcentaje masa-volumen (%v/v) Es el volumen de soluto que se encuentra en 100 mL de disolución. Los volúmenes no son aditivos, es decir, no deben ser sumados, a menos que se señale que las densidades sean iguales. Densidad Es la masa de la solución divido en su volumen (sus unidades son g/L). Concentración molar (M) Es la cantidad de mol de soluto que se encuentran en un litro de disolución. Se expresa en mol/L: Equivalente a Concentración molal (m) Es la cantidad de mol de soluto que están disueltos en 1000 g (1 kg) de disolvente. Se expresa en mol/kg. Equivalente a Partes por millón (ppm) Se define como los mg de soluto disueltos en 1000 de disolución. Fracción molar (𝑿𝒏 ) Es la razón entre la cantidad de mol de un componente de la disolución y el número total de mol de la disolución. En disoluciones binarias, se cumple que: Es la cantidad máxima de soluto que puede ser disuelta en cierta cantidad de disolvente a una temperatura determinada. Distinguimos 3 casos: INSATURADA: El disolvente puede seguir disolviendo más soluto. Se considera estable. SATURADA: El disolvente no puede disolver más al soluto (se llega a un máximo). Se considera medianamente estable. SOBRESATURADA: El disolvente es forzado a disolver más soluto que el indicado por la solubilidad a cierta temperatura. Se considera inestable. Las unidades que se usan de masa y volumen (g y mL). Factores de solubilidad Temperatura En general, un incremento de la temperatura hará que aumente la solubilidad del soluto. Si el disolvente es líquido y el soluto es gas, un incremento de la temperatura hará que disminuya la solubilidad. Puesto que el soluto escapará de la disolución y una disminución hará que aumente. Si el disolvente es líquido y el soluto también, un incremento de la temperatura hará que aumente la solubilidad. Sin embargo, en este caso, la gran mayoría de las disoluciones tiene una solubilidad muy grande sin siquiera una variación de la temperatura. Naturaleza química Mientras mayores sean las fuerzas intermoleculares que se establezcan entre soluto y disolvente, mayor será la solubilidad. Es mayor entre sustancias cuyas moléculas sean similares en cuanto a su estructura y propiedades eléctricas. Si el soluto es una sustancia polar, será soluble en sustancias polares. En cambio, si el soluto es apolar, será soluble en sustancias apolares. Presión La presión tiene un efecto menor en la solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta de manera importante la solubilidad de los gases en un líquido. Cuando aumenta la presión sobre el sistema, aumenta el número de choques de las moléculas del gas con la superficie del líquido, haciendo que un mayor número de partículas queden atrapadas en la fase condensada. Por ello, si aumenta la presión, tiende a aumentar la solubilidad de un gas en un líquido. Cambios provocados en el comportamiento del líquido por la presencia de un soluto no volátil. Los cambios deben únicamente al número de partículas dispersas (considerando su disociación si se trata de un electrolito) y no dependen de la naturaleza del soluto. TONOSCOPIA Disminución de la presión de vapor de un líquido provocada por la presencia de un soluto no volátil. “la presión de vapor de un líquido como disolvente en una disolución (P) es igual al producto de la presión de vapor de ese líquido puro (𝑃0 ) por la fracción molar del disolvente (𝑋𝑑 ). La variación de la presión de vapor de una disolución se puede calcular según la relación: Donde (𝐾𝑡 ) = constante tonoscópica y m = concentración molal. De acuerdo con esta fórmula, el descenso relativo de la presión de vapor es proporcional a la molalidad de la disolución. EBULLOSCOPÍA Elevación del punto de ebullición de un líquido provocada por la presencia de un soluto no volátil. Un líquido entra en ebullición (hierve) cuando la presión de vapor del líquido (P) iguala a la presión atmosférica (P atm). Donde 𝐾𝑒 es la constante ebulloscópica, m es la concentración molal, T es la temperatura de ebullición de la disolución y 𝑇0 es la del disolvente puro. CRIOSCOPÍA Indica el descenso del punto de congelación de un líquido, provocado por la presencia de un soluto no volátil. La adición de un soluto disminuye la presión de vapor del líquido, en consecuencia, la temperatura de ebullición del líquido aumenta y la de congelación disminuye. Donde 𝐾𝑐 es la constante crioscópica, m es la concentración molal propia del disolvente, 𝑇0 es la temperatura de congelación del disolvente puro y T es la de la disolución. PRESIÓN OSMÓTICA Es la presión que se debe ejercer sobre la disolución para impedir su dilución, cuando pasa un disolvente puro, a través de una membrana semipermeable. P es la presión, V el volumen de la disolución, n la cantidad de mol de soluto, R la constante de los gases ideales y T la temperatura absoluta (K) de la disolución. Despejando P y considerando que n/V corresponde a la concentración molar de la disolución, se tiene: donde M es la concentración molar y p la presión osmótica. El Carbono 1. Presenta 4 electrones de valencia. 2. Los 4 electrones pueden actuar formando enlaces, el carbono es tetravalente. 3. Los átomos de carbono se pueden enlazar entre si formando cadenas REPRESENTACIÓN DE COMPUESTOS ORGÁNICOS ESTRUCTURA DESARROLLADA Muestra todos los enlaces que presenta la molécula. ESTRUCTURA SEMIDESARROLLADA Muestra todos los enlaces presentes en la molécula a excepción de los enlaces carbono-hidrógeno. ESTRUCTURA DE VARILLA En este tipo de conformación se representan solo los enlaces carbono-carbono. Los enlaces se representan mediante varillas. Cada extremo y vértice contienen átomos de carbono e hidrógeno que se omiten. FÓRMULA CONDENSADA O MOLECULAR Muestra la cantidad de átomos presentes en la molécula, pero no cómo están enlazados. EL CARBONO Y LAS CADENAS HIDROCARBONADAS Pueden clasificarse atendiendo a su estabilidad energética al momento de reaccionar. CARBONOS PRIMARIOS (1°): Poseen solo un carbono unido directamente por un enlace apolar. En otras palabras, un carbono primario se encuentra unido directamente a 1 solo carbono. En las moléculas usualmente se ubican en los extremos. CARBONOS SECUNDARIOS (2°): Poseen 2 carbonos unidos directamente por enlaces apolares. Corresponde a un eslabón en la cadena. CARBONOS TERCIARIOS (3°): Poseen directamente por enlaces apolares. 3 carbonos unidos CARBONOS CUATERNARIOS (4°): Poseen 4 carbonos unidos directamente por enlaces apolares. No presentan átomos de hidrógeno. CLASIFICACIÓN DE CADENAS HIDROCARBONADAS CADENAS ALIFÁTICAS LINEALES Aquellas que en su estructura no presentan radicales. RAMIFICADAS Presentan radicales (ramificaciones) en la cadena principal. SATURADAS: Presentan solo enlaces simples entre carbonos. INSATURADAS: Presentan enlaces dobles o triples entre carbonos. HOMOGÉNEAS: Aquellas que no poseen en su estructura heteroátomos o bien, los presentan, pero no en medio de carbonos. HETEROGÉNEAS: Presentan en su estructura uno o más heteroátomos (átomos distintos al carbono e hidrógeno) entre carbonos. CADENAS CÍCLICAS SATURADAS: Presentan solo enlaces simples entre carbonos. INSATURADAS: Presentan enlaces dobles y/o triples entre carbonos. HOMOCÍCLICAS: Aquellas que no poseen en su estructura heteroátomos o bien, los presentan, pero no en medio de carbonos. HETEROCÍCLICAS: Presentan en su estructura uno o más heteroátomos (átomos distintos al carbono e hidrógeno) entre carbonos. ALICÍCLICAS: Aquellas que no presentan aromaticidad. AROMÁTICAS: Son aquellas que presentan una estabilidad mayor que la esperada. El benceno es un ciclo de 6 carbonos con 3 dobles enlaces alternados. Si dibujamos la estructura considerando que los dobles enlaces son más cortos que los simples, entonces obtendríamos la molécula denominada 1, 3, 5-Ciclohexatrieno, sin embargo, en la estructura real del benceno los enlaces dobles y simples tienen la misma longitud. Esta incongruencia se explica porque los electrones pi (electrones de los orbitales “p” que forman los dobles enlaces) no están fijos, al contrario, se mueven libremente por todos los carbonos del ciclo haciendo que todos los enlaces tengan la misma longitud. La libertad de movimiento de los electrones pi se denomina conjugación, y es ésta la que le otorga a la molécula su estabilidad. El benceno no es el único compuesto aromático. Para verificar esta propiedad la molécula debe cumplir: 1. Debe ser cíclica. 2. Debe estar conjugada (presentar dobles enlaces alternados). 3. Debe cumplirse la regla de Hückel, esto es: 4n + 2 = N° de electrones pi, donde el valor de n debe ser un número entero. Moléculas Heteroaromáticas En general, toda molécula que no se considere aromática será alicíclica. LOS HIDROCARBUROS Compuestos orgánicos con estructura más básica y menor reactividad. Poseen solo átomos de hidrógeno y carbono Se trata de compuestos apolares prácticamente insolubles en agua, con bajos puntos de fusión y ebullición y mala conductividad eléctrica. Genéricamente se les denomina parafinas. ALCANOS ALQUENOS O ALCENOS ALQUINOS, ALCINOS O COMPUESTOS ACETILÉNICOS CICLOS NOMENCLATURA DE HIDROCARBUROS El nombre oficial (IUPAC) de un compuesto orgánico puede fragmentarse: PREFIJO - MEDIO – SUFIJO. Cuando se trata de una cadena cíclica, se antepone la palabra CICLO. La parte media da cuenta del grado de saturación de la cadena de carbonos. De acuerdo con esto: an: cadena saturada (solo enlaces simples). en: cadena insaturada con un enlace doble. in: cadena insaturada con un enlace triple. dien: cadena insaturada con dos enlaces dobles. diin: cadena insaturada con dos enlaces triples. enin: cadena insaturada con un enlace doble y uno triple. El sufijo, indica la función orgánica que contiene el compuesto. Si es un hidrocarburo tendrá el sufijo o, si es una cetona será ona, si es aldehído será al, etc. RADICALES ORGÁNICOS Son fragmentos moleculares ubicados fuera de la cadena principal (central). Poseen una nomenclatura especial que los identifica. Con un prefijo y un sufijo: • Prefijo: número de átomos de carbono que contiene. • Sufijo: terminación IL. Los radicales con estructura más compleja reciben nombres comunes. REGLAS DE NOMENCLATURA Se elige la cadena más larga dándole mayor prioridad a aquella que: a) Contenga más enlaces múltiples. b) Presente mayor cantidad de átomos de carbono. c) Presente mayor cantidad de radicales. Los criterios para escoger la cadena más larga se aplican en ese orden (cuando un criterio se cumple la selección queda hecha). Se debe numerar la cadena desde el extremo más cercano al: a) Enlace múltiple. b) Radical. Se nombran los radicales indicando su posición, indicando con número el carbono de la cadena principal al que se encuentra unido. Se nombra la cadena principal, indicando el número de carbonos y la posición de los enlaces múltiples (si los hay). Se arma el nombre de la molécula partiendo por los radicales EN ORDEN ALFABÉTICO y luego la cadena principal. REGLAS PARA NOMBRAR COMPUESTOS AROMÁTICOS Son hidrocarburos cíclicos con por lo menos un núcleo bencénico, que se denomina núcleo o anillo aromático. En algunos casos el núcleo bencénico puede ser la cadena principal o bien un radical, en este caso debemos llamarlo fenil. En la nomenclatura de compuestos aromáticos sustituidos se destaca la posibilidad de tres isómeros de posición: Grupos unidos en carbonos 1 y 2 determinan el isómero ORTO. Grupos unidos en carbonos 1 y 3 corresponden al isómero META. Grupos en los carbonos 1 y 4 determinan el isómero PARA. GRUPOS FUNCIONALES GRUPOS FUNCIONALES EN MOLÉCULAS ORGÁNICAS NITROCOMPUESTOS Este tipo de compuestos contiene el grupo nitro (-NO2) unido directamente al carbono Fórmula general: R-NO2. Presenta estructura híbrida resonante Se antepone la palabra nitro y se termina nombrando la cadena de hidrocarburo. COMPUESTOS HALOGENADOS De formula general R-X (donde X puede ser F, Cl, Br, I). Se les puede considerar como derivados de los hidrocarburos, por sustitución de un átomo de hidrógeno por un átomo halógeno. ÉTERES La nomenclatura tradicional los nombra centrándose en el oxígeno por lo que se nombran primeros los radicales por orden alfabéticos y con terminación IL y se termina con la palabra éter. Bajo punto de ebullición y propiedades anestésicas. AMINAS De ellas derivan los aminoácidos, fundamentales en la síntesis de proteínas. Son parte de enzimas y moléculas que dan origen a la vida. Las aminas se nombran derivados de los alcanos sustituyendo la terminación -o por – amina. La nomenclatura estandarizada nombra a los sustituyentes como simples radicales, por tanto, deben ir con sufijo IL y se escriben respetando el orden alfabético. ALCOHOLES Pertenecen al grupo de compuestos orgánicos oxigenados, puesto que son derivados de los hidrocarburos. Se sustituyen uno o más átomos de hidrógeno por grupos –OH. Podemos considerar alcoholes mono, di, tri y polivalentes dependiendo del número de grupos -OH unidos a carbonos distintos. Los alifáticos monovalentes pueden ser primarios, secundarios o terciarios según el tipo de carbono al que estén unidos. La nomenclatura de alcoholes sustituye la terminación -o de los alcanos por -ol (metano, metanol; etano, etanol). Cuando hay una función más importante, el alcohol se nombra como un sustituyente y se le otorga el prefijo hidroxi. FENOLES Tienen propiedades distintas a las de los alcoholes, ya que el grupo funcional – OH se encuentra unido a un anillo bencénico. Primero se nombran los radicales y se termina con la palabra fenol. Cuando hay una función más importante que el fenol, al igual que en los alcoholes la nomenclatura que se utiliza es el prefijo hidroxi. ALDEHIDOS Y CETONAS Se caracterizan por presentar un grupo carbonilo que les confiere propiedades análogas. Sus fórmulas generales son: El enlace C=O es bastante polar. En las cetonas se cambia la terminación –o por la terminación –ona. Para numerarlas se comienza por el extremo más próximo al grupo carbonilo, indicando la posición del grupo carbonilo en caso de que esta no sea obvia. Los aldehídos se nombran cambiando la terminación –o del alcano por la terminación –al. Los aldehídos tienen prioridad por sobre las cetonas al momento de definir el nombre de la molécula. En el caso de los aldehídos no es necesario indicar la posición del carbonilo debido a que este siempre se encontrará en un extremo de la cadena hidrocarbonada. AMIDAS Su fórmula general es R-CONH2. Las amidas se nombran reemplazando el sufijo -o del alcano por amida. Si algún sustituyente se une al nitrógeno de la amida se indica su posición con la letra N. Si existe algún otro grupo funcional con mayor prioridad, el grupo amida pasa a llamarse AMIDO. En compuestos cíclicos se nombra el ciclo y se termina con el sufijo -carboxamida. ESTERES Son compuestos dioxigenados que se obtiene por reacción entre un alcohol y un ácido carboxílico. Para nombrarlos se divide la molécula en dos porciones La primera es la que está unida al grupo carbonilo y se le asigna la terminación -oato. La segunda es la que está unida directamente al oxígeno y tiene terminación -ilo. ACIDOS CARBOXILICOS Está formado por la combinación de un grupo carbonilo y otro hidroxilo. Pueden ser también alifáticos o aromáticos. Los ácidos se nombran cambiando la terminación –O del hidrocarburo por la terminación –oico. El grupo carboxilo se sitúa en un extremo de la cadena, por lo que para numerar el compuesto se considera como cadena principal aquella que contenga el grupo carboxilo y a este carbono se le asigna el número uno. Este orden representa la prioridad de los grupos funcionales para la nomenclatura, siendo acido carboxílico el primero y Haluro el ultimo. REPRESENTACIÓN TRIDIMENSIONAL DE MOLÉCULAS ORGÁNICAS CUÑA: El trazo continuo indica que se encuentra en el plano del papel. El trazo sólido que se engruesa en forma de cuña indica que el enlace se proyecta por encima del plano del papel. Los trazos segmentados se proyectan hacia atrás del plano del papel. NEWMAN: En esta representación la molécula se analiza a lo largo de un enlace carbono carbono. El átomo que queda más próximo al observador se representa por un punto desde el cual emergen radialmente otros 3 enlaces. El átomo de carbono posterior y más lejano al observador se representa por un círculo desde cuyo perímetro salen radialmente también los otros enlaces de los demás sustituyentes. En la figura se representa el 3-cloro-2-butanol. CABALLETE: La molécula se muestra en perspectiva y los enlaces son trazos delgados y continuos. En esta proyección es posible girar los carbonos (o uno). En la figura se muestran 2 proyecciones distintas para la misma molécula (uno de los carbonos está girado en 180° respecto del mismo carbono en la otra molécula): FISCHER: Es la visión desde una posición superior de ellas. El enlace carbono-carbono queda sobre el plano del papel. Los trazos horizontales son los que emergen desde el plano del papel hacia el observador. Los trazos segmentados son los enlaces que se proyectan hacia atrás del plano del papel (alejándose del observador). El dibujo del centro demuestra esta situación. Sin embargo, lo que se encuentra normalmente en literatura es la figura de la derecha.
