Diapositivas Teóricas De Quimica Med Unlp 506370

UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA PLATA

FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS

Departamento de isión Curso de Nivelación 2017

QUÍMICA Conceptos teóricos

Autoría y Recoplilación: Prof. Quím Carlos Espíndola y Quím. Silvana Peirano

Curso 2017

“Este material contiene los conceptos teóricos básicos necesarios para abordar los temas propuestos en el Programa de Química del Curso de Nivelación a la Carrera de Medicina de la FCM y que serán aplicados en las Clases teórico-prácticas.”

Diapositiva

___________________________________ UNLP – Facultad de Ciencias Médicas

1

Departamento de isión – Curso 201

___________________________________

Curso de Formación de Recursos Humanos para el Estudio de las Ciencias Médicas

___________________________________

QUÍMICA

___________________________________

Clase 1

___________________________________

Unidad 1

___________________________________ ___________________________________

Autoría y recopilación: Prof. Carlos Espíndola – Prof. Silvana Peirano

Diapositiva

___________________________________

2

___________________________________ ___________________________________

Química

___________________________________

Ciencia que estudia la materia, su composición, sus propiedades y los cambios que experimenta.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 3

___________________________________ Materia: Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio

___________________________________

Estados de agregación: según las fuerzas de atracción y repulsión entre partículas: sólido fzas de atracción materia rígida (forman cristales) forma y volumen propio incompresible

↑

liquido

gaseoso

fzas atrac/repulsión↑↓

fzas de repulsión

materia fluye forma del recipiente

Fácil expansión

y volumen definido

Sin forma ni Vol propio

muy poco

fácilmente

compresible

compresible

___________________________________ ___________________________________

↑

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

varían con: naturaleza de la sustancia, Temperatura y Presión

UNLP- FCM - Departamento de isión – Curso 2017 – Teoría de Química – Unidad 1

Página 1

Diapositiva

___________________________________

Cambios de Estado

4

___________________________________

Variando Temperatura y Presión:

___________________________________

Volatilización Vaporización

Fusión

sólido

liquido

___________________________________

gaseoso Licuefacción

Solidificación

___________________________________ ___________________________________

Sublimación

___________________________________

Diapositiva 5

___________________________________ Distintos tipos de Materia se diferencias por sus Propiedades

___________________________________

• Propiedades: cualidades de la materia según varíen con la cantidad de materia Extensivas: dependen de la cantidad (masa, volumen, calor abs) Intensivas: no dependen de la cantidad (densidad, peso esp, Temp ebullición, color, etc)

según cambie la composición qca

___________________________________

Físicas: no cambia la composición Temp fusión, densidad

___________________________________

Químicas: cambia la composición reacción química. Ej. reacción c/ácidos

La Materia experimenta Cambios • Cambios

Físicos (no cambia la composición qca) Ej.: cambio de estado Químicos (cambia la composición qca): reacción química

___________________________________ ___________________________________

ΔE

___________________________________

En los cambios físicos y químicos hay absorción o liberación de energía.

Diapositiva 6

Sistema material (porción de materia) según varíen las propiedades intensivas se clasifican en:

HOMOGÉNEOS

HETEROGÉNEOS

1 fase = prop. Intensivas en toda su masa

2 o más fases ≠ prop. Intensivas en toda su masa

Ej.: agua

Ej: aceite + agua + arena

1 fase

3 fases / 2 interfases

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Fase: porción del sistema material con iguales prop. intensivas Interfase: superficie de separación entre fases.

___________________________________ ___________________________________

UNLP-.FCM.-.Departamento.de.isión.–.Curso.2017.–.Teoría.de.Química.–.Unidad.1.Página.2.

Diapositiva

Sistema material (porción de materia) según varíen las propiedades intensivas se clasifican en:

7

___________________________________

HOMOGÉNEOS

HETEROGÉNEOS

1 fase = prop. intensivas

2 o más fases ≠ prop. intensivas

1 componente

Sustancia pura

Según Nro componentes 1 componente 2 o más componentes Mezcla homogénea Ej. soluciones

Sustancia en ≠ est. agregación Ej. agua líquida + agua sólida

___________________________________ 2 o más componentes

___________________________________

Mezcla heterogénea Ej.: aceite +agua

___________________________________

aceite

sal común + agua

___________________________________

___________________________________

agua

agua

___________________________________ Componente: cada una de las sustancias puras que forman el sistema.

Diapositiva 8

Sustancia pura: especie de materia no fraccionable por métodos comunes, con composición química definida (se representan con Fórmula química) Mezcla: especie de materia fraccionable por métodos comunes, no tiene composición química definida (no se representan con Fórmula química)

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

SUSTANCIAS PURAS Sustancias simples o elementales Sustancias compuestas o compuestos

Formadas por:

Por descomposición:

Ejemplos

1 solo Elemento químico

No generan sustancias más simples (hay excepciones)

O2, Na, P4

2 ó más Elementos químicos

Generan sustancias simples

CO2 , SO4H2 , H2O

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 9

Elementos quimicos • Tipo de materia formada por átomos de la misma clase (con igual nro atómico). • Constituyentes de todas las sustancias. • Se representan con un símbolo (H, O, Na, etc.). • Se agrupan en la Tabla periódica según sus características. Variedad Alotrópica: cada una de las sustancias simples formadas por un mismo elemento. Ej. O2 y O3; C grafito y C diamante

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 3

Diapositiva

___________________________________

¿Cuáles son las partículas que forman un elemento?

10

Siglo V a.C (griegos): la materia se puede dividir en partes cada vez más pequeñas hasta llegar a una porción indivisible

ÁTOMO

indivisibles e invisibles

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Demócrito

___________________________________ Dalton (siglo XIX): Teoría atómica

John Dalton

Diapositiva

AÑO

- átomo: indivisible e inalterable - átomos de un mismo elemento son iguales entre sí

___________________________________

- átomos de distintos elementos tienen distinta masa y propiedades diferentes - compuestos: formados por átomos combinados en una relación numérica sencilla y constante

___________________________________

CIENTIFICO

1808

11

MODELOS ATÓMICOS

J.Dalton 1897

1911

J.Thomso n

MODELO ATÓMICO

DALTON. ÁTOMO: Esfera de materia indestructible e indivisible. Estudio de reacciones químicas. Leyes clásicas de las combinaciones químicas. THOMSON. Descubrimiento del electrón. ÁTOMO: esfera de materia positiva con partículas negativas (electrones) incrustadas.

RUTHERFORD. Descubrimiento del núcleo atómico. ÁTOMO:región central (núcleo) con carga positiva rodeado de una corteza de carga E.Rutherford negativa

1913

BOHR. ÁTOMO: electrones giran en orbitas de determinada energia alrededor del núcleo.

N.Bohr 1926 Schrodinger

SCHRÖDINGER. Mecánica cuántica. ÁTOMO: electrones asociados a una onda electromagnética. (Base del modelo atómico actual)

Diapositiva 12

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ ÁTOMO: menor porción de un elemento que se puede combinar químicamente. (diámetro aprox 10-8 cm), inalterable. Se representan con un símbolo: H, O. Dos o más átomos se unen para formar:

MOLÉCULAS Concepto introducido por:

(Avogadro, 1811)

Basándose en: Teoría atómica de Dalton

+

Relación de combinación de elementos en gases (Gay Lussac)

MOLÉCULA: es la menor porción de sustancia capaz de tener una existencia estable y conservar todas las prop. de la sustancia. Son eléctricamente neutras. Se representan con una formula química (relación numérica constante ). Ej H3PO4 , H2O, N2, etc. Atomicidad: nro de átomos que forman 1 molécula = suma de los subíndices de la formula. Ej H3PO4 atomicidad = 8; O3 atomicidad = 3

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 4

Diapositiva

___________________________________

13

TAMAÑO DE PARTÍCULA Niivel Microscopico ~10-8cm

Niivel Macroscopico ~10-7 - 10-6 cm

Visible a simple vista

___________________________________ ___________________________________

MOLÉCULAS

ATOMOS

SUSTANCIAS

Otras partículas Ej. comp. iónicos

___________________________________ ___________________________________

Ej: átomos de H y átomos de O

se unen para dar

Sustancia pura H2O

moléculas de H2O

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 14

___________________________________ Tamaño y masa atómicos Aprox 3 millones de veces más pequeño que el diámetro de un cabello

• Tamaño promedio: 3.10-8 cm = 0,00000003 cm 3 Angstrom • Masa promedio 10-23 g

→ NO SE PUEDE DETERMINAR DIRECTAMENTE

Escala de Pesos atómicos relativos

___________________________________

(Unidad de referencia: UMA)

UMA (Unidad de Masa Atómica) = 1,66.10-24 g Peso atómico relativo (Pat) = Peso real de 1 átomo (g) (Peso atómico absoluto) UMA (g) Ej: O

___________________________________

___________________________________ ___________________________________

Pat = 16

masa de 1 átomo de O (Pat absoluto)

= 16 x UMA

= 16 x

1,66.10-24g

= 2,66.10-23 g

___________________________________

Peso atómico relativo (Pat) no tiene unidades

___________________________________

Peso atómico absoluto= masa real = unidades de masa

Diapositiva

___________________________________ Peso molecular relativo (PM)

15

Peso molecular relativo (PM) = Peso real de 1 moléc (g) (Peso molecular absoluto) UMA (g) Se determina por la suma de los Pat de los átomos que componen la sustancia, multiplicado por sus respectivos subíndices

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Ej: H2O PM = 2.Pat H + Pat O = 2. 1+ 16 = 18 Ej: FeSO4 . 5H2O

PM = Pat Fe + Pat S + 9.Pat O + 10.Pat H

= 242

Peso molecular relativo (PM) no tiene unidades

___________________________________ ___________________________________

Peso molecular absoluto= masa real = unidades de masa PM absoluto = PM . UMA = PM . 1.66.10-24 g

___________________________________


Página 5

Diapositiva 16

___________________________________ La cantidad de materia que se puede medir y observar en forma confiable (macroscópica), contiene un número muy grande de átomos y moléculas

MOL

___________________________________ ___________________________________

es un número = número de Avogadro de partículas = 6,02.1023 partículas. 602000000000000000000000 partículas

___________________________________

1 Mol de átomos = 6,02.1023 átomos átomo gramo (atg) = peso en gramos de 1 mol de átomos.

___________________________________

Numéricamente es igual que el Pat → el átomo gramo es el Pat expresado en gramos Ej.: Cl

Pat = 35,5

___________________________________

1 mol de átomos de Cl = 6,02.1023 átomos de Cl = 1 atg de Cl tiene una masa de 35,5 gramos

Diapositiva 17

___________________________________

___________________________________

Para moléculas: 1 Mol de moléculas = 6,02.1023 moléculas Peso en gramos de 1 mol de moléculas es numéricamente es igual al PM = PM expresado en gramos

Ej.: H2O

___________________________________ ___________________________________

PM = 18

1 mol de moléculas de H2O = 6,02.1023 moléculas de H2O

___________________________________

tienen una masa de 18 gramos 6,02.1023

___________________________________

moléculas de agua --------- 18 g

1 molécula de agua --------- 18 g /

6,02.1023

=

2,99.10-23

g

PM absoluto de H2O

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 18

___________________________________ 1 Molécula de H2O (2,99.10-23 g) 1 át. de O (2,66.10-23 g)

2 át. de H (2 x 1,66.10-24 g)

1 Mol de H2O (18 g) = 6,02.1023 moléculas de agua

1 mol de át. de O

2 moles de át. de H

= 6,02.1023 át de O

= 2 x 6,02.1023 át de H

= 1 atg O

= 2 atg H

= 16 g

= 2 x 1g

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Relación H:O = 2:1

___________________________________


Página 6

Diapositi Volumen Molar

va 19

Ley de Avogadro (1812) “Volúmenes iguales de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de T y P contienen el mismo número de moléculas”

En condiciones normales (CNTP): T 0°C y P 1 atm 1 mol de moléculas de cualquier gas ocupa un Volumen de 22,4 litros

Volumen molar = 22,4 l

Diapositi va 20

EJEMPLO: Se tienen 16 g de SO3 gaseoso • Moles de SO3 ? PM = 32 + 3 . 16 = 80 • Moléculas de SO 3? • Atg, átomos y g de O?

80 g ------------ 1 mol 16 g ------- x= 16/80 = 0,2 moles 0,2 x 6,02.1023 = 1,204.1023 moléculas SO 3 Relación 1:3

1 mol SO 3 (80 g) --- 3 mol át (atg) O --- 3 x 6,02.1023 át O------3 x 16 g O 0,2 mol SO 3(16g) ----0,2 x 3 atg O----0,2 x 3 x 6,02.1023 át O----0,2 x 3 x 16 g O • Atg, átomos y g de S?

Relación 1:1

1 mol SO 3 (80 g) ----- 1 mol át (atg) S ------ 6,02.1023 át S --- 32 g S 0,2 mol SO3(16g) ----- 0,2 atg S----- 0,2 x 6,02.1023 át S ---- 0,2 x 32 g S • Volumen de SO 3 medido en CNTP? 1 mol SO 3 (80 g) ----- 22,4 l 0,2 mol SO3(16g) ----- 0,2 x 22,4 l = 4,48 l de SO3

UNLP- FCM - Departamento de isión – Curso 2017– Teoría de Química – Unidad 1

Página 7

Diapositiva 1

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UNLP – Facultad de Ciencias Médicas Departamento de isión – Curso 2017

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Curso de Formación de Recursos Humanos para el Estudio de las Ciencias Médicas

___________________________________

QUÍMICA

___________________________________

Clase Unidad 1/2

___________________________________

Estructura Atómica Tabla periódica

___________________________________ ___________________________________


Diapositiva

___________________________________

Estructura del átomo 2

___________________________________ núcleo

zona extranuclear

partículas subatómicas masa

+ protones p

carga

≈ 1 uma

1+

neutrones

n0

≈ 1 uma

0

electrones

e-

uma/2000 ≈ 0

1-

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diámetro del núcleo ≈ 10000 menor que diámetro atómico En el núcleo se concentra casi la totalidad de la masa

Diapositiva

___________________________________

___________________________________

Átomo de Helio

3

___________________________________

Núcleo 2 p+ y 2n0

___________________________________ ___________________________________

Zona extranuclear: e-

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

UNLP- FCM - Departamento de isión – Curso 2017 – Teoría de Química-Unidad 1/2

Página 1

Diapositiva

___________________________________ Los átomos son neutros (sin carga)

4

___________________________________

nro. protones = nro electrones • si un átomo gana e- : nro e- > nro p+

___________________________________ ión con carga (-) = anión IONES

• si un átomo pierde e- :

nro e- < nro p+ Ej.:

ión con carga (+) = catión

O Z= 8

___________________________________ ___________________________________

8 p+ y 8 e-

___________________________________ si gana 2 e-

O- 2 : 8 p+ y 10 e-

___________________________________

Diapositiva

___________________________________

Simbolo nuclear o notación atómica

5 A Z

X

___________________________________

símbolo del elemento Z: Número atómico = nro. protones A: Número másico = nro. protones + nro. neutrones

___________________________________ ___________________________________

Cada elemento tiene un Z único

No existen 2 elementos diferentes con el mismo Z

___________________________________ Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones átomos con = Z y ≠ A

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Isótopos: átomos de un mismo elemento con

6

___________________________________

distinto número de neutrones átomos con = Z y ≠ A

Ej.:

___________________________________

12

13

14

6

6

6

C

6 p+ + 6 n 0

C

6 p+ + 7 n 0

C

6 p+ + 8 n 0

___________________________________ ___________________________________

A= Z + nro neutrones

___________________________________ Peso atómico es un promedio ponderado de los pesos de todos los isótopos de un elemento

___________________________________


Página 2

Diapositiva 7

___________________________________

Zona extranuclear: electrones (e-) Todos los cambios que experimenta la materia se debe al comportamiento de los electrones electrones

Alrededor del núcleo:

NIVELES n=1, 2, 3, ..7

SUBNIVELES s, p, d, f

(hasta 2 e-/orbital)

ORBITALES

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Máximo 2n2 e-/nivel (hasta nivel 4)

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 8

___________________________________ Alrededor del núcleo: NIVELES n=1, 2, 3, ..7

SUBNIVELES s, p, d, f

electrones ORBITALES

(hasta 2 e-/orbital)

___________________________________

14e- (7 orb)

___________________________________ ___________________________________

Máximo 2n2 e-/nivel (hasta nivel 4) 10e- (5 orb)

___________________________________ ___________________________________ 6e- (3orb)

___________________________________ 2e- (1 orb)

Diapositiva 9

___________________________________ Configuración electrónica (CE): conjunto de números y letras que describen el ordenamiento electrónico

Ej 1: O Z=8 8p+ y 8e-

___________________________________ ___________________________________

CE: 1s2 2s2 2p4

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 3

Diapositiva 10

___________________________________ Orden de llenado

s: hasta 2 e-

Regla de las diagonales

p: hasta 6 ed: hasta 10 e-

___________________________________ ___________________________________

f: hasta 14 e-

___________________________________ Ej. O

Z=8

8 p+ 8 e-

e- de valencia =6

CE: 1s2 2s2 2p4

Nivel de valencia: último nivel ocupado

___________________________________

nivel de valencia=2

___________________________________

Electrones de valencia: electrones del último nivel Ej. K

Z=19 19 p+ 19 e-

e- de val. =1 CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

___________________________________

nivel de valencia=4

Diapositiva 11

___________________________________ Configuración electrónica y carga eléctrica Cuando los átomos se combinan químicamente, modifican el número de electrones de sus niveles de valencia

___________________________________ ___________________________________

(Regla del octeto)

___________________________________ • Si el átomo tiene pocos tiende a perderlos

e-

de valencia (1, 2 ó 3): METALES

___________________________________

No METALES

___________________________________

forma cationes (carga +)

• Si el átomo muchos e- de valencia (5,6 ó 7): tiende a ganar e-

forma aniones (carga -)

• Los átomos también pueden compartir electrones. (No metales)

___________________________________


Página 4

Diapositiva

___________________________________ Configuración electrónica y carga eléctrica

12

___________________________________

Ej. 1: Ca metal 2e-

Ca

Ca +2

y

20 e-

Z=20

18 e-

CE Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

___________________________________

CE Ca+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

___________________________________ Ej. 2: Cl no metal 1e-

Cl

y

17 e-

Z=17

Cl 18 e-

CE Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 CE Cl- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

“ 8 electrones en el último nivel ”

Diapositiva 13

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Representación gráfica de los electrones de valencia

___________________________________ SÍMBOLOS DE LEWIS Símbolo del elemento + electrones de valencia (de a pares) como puntos o cruces Ejemplos:

___________________________________

Na Z=11 CE: 1s2 2s2 2p6 3s1 Grupo IA ↔ (1 e- de valencia)

Na

Cl Z=17 CE: 1s2 2s2 2p6 3s23p5 Grupo VIIA ↔ (1 e- de valencia)

Diapositiva 14

___________________________________

___________________________________ ___________________________________

Cl

Tabla Periódica: Breve historia

___________________________________

___________________________________

Siglo XIX aprox 60 elementos conocidos. 1829 - Tríadas de Dobereiner: similitudes de propiedades en grupos de 3 elementos

___________________________________

1864 – Octavas de Newlands: organiza en grupos de 8 elementos en orden creciente de pesos at. Cada 8 elementos se repetían las propiedades. (Aún no se conocían los gases nobles)

___________________________________

1869 – Mendeleiev (Meyer en 1870): numero creciente de Pat y en columnas con similitud en prop quimicas. En el grupo la diferencia de Pat entre un elemento y el siguiente era siempre la misma. Dejó huecos.

___________________________________

1913 – El descubrimiento del núcleo atómico permitió a Moseley (1913) idear

___________________________________

una nueva Tabla periódica: elementos ordenados en orden creciente de nro atómico .

Ley periódica: Las propiedades físicas y químicas de los elemntos son una función periódica de sus números atómicos Posteriormente:

Descubrimiento de nuevos elementos: Lantánidos y Actínidos

___________________________________ ___________________________________

Desarrollo de la mecánica cuántica


Página 5

Diapositiva 15

___________________________________

Tabla Periódica Actual ELEMENTOS ORDENADOS EN ORDEN CRECIENTE DE NÚMEROS ATOMICOS

___________________________________ Grupos A y B ó Grupos de 1 a 18 Elementos con = nro de electrones de valencia

METALOIDES

7 períodos: elementos con = nro de niveles de Energía

NO METAL ES

G A S E S N O B L E S

METALES

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Grupos A: Representativos Grupos B: de Transición

___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Configuración electrónica y Tabla periódica

excepto He 1s2

16

___________________________________

Grupos

s2

s2 s2 s2 s2 s2 s2

metales

___________________________________

no metales metaloides

___________________________________

gases nobles

___________________________________

Períodos

___________________________________ Grupos A: Elementos representativos Grupos B: Elementos de transición

e- de valencia en s ó s y p e- de valencia en d

___________________________________

e- de valencia en f

Lantánidos y actínidos

Diapositiva

___________________________________

17

Solo para los elementos representativos (grupos A)

___________________________________ El nro del nivel de valencia del átomo= nro periodo El nro de e- de valencia del átomo= nro grupo

Ej. O

Ej. K

Z=8

Z=19

CE: 1s2 2s2 2p4

CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Grupo VIA, Período 2

Grupo IA, Período 4

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Otra nomenclatura: CE: 1s2 2s2 2p4

= CE: 2 – 6 (menos detallada)

___________________________________


Página 6

Diapositiva 18

___________________________________ Propiedades periódicas

___________________________________ • Radio atómico: distancia que separa al núcleo del nivel electrónico más externo. Radio iónico: radio del ión

- Radio anión > Radio atómico

Ej: Radio S= > Radio S

- Radio catión < Radio atómico Ej: Radio Ca+2 < Radio Ca

___________________________________

• Carácter metálico: características metálicas.

___________________________________

• Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones que establecen la unión química. (Pauling)

___________________________________

• Potencial de ionización: potencial (Energía) mínimo necesario para (Energía de ionización) quitar un electrón del nivel más externo. Es una medida de la atracción e- externo - núcleo

___________________________________

Diapositiva 19

___________________________________

___________________________________ Variación de las Propiedades periódicas

___________________________________ Electronegatividad

Potencial de ionización

AUMENTO

___________________________________ Radio atómico Carácter metálico

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 7

Diapositiva 1

UNLP – Facultad de Ciencias Médicas Departamento de isión – Curso 2017

Curso de Formación de Recursos Humanos para el estudio de las Ciencias Médicas

QUÍMICA Clase 2 Unidad 2

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Uniones químicas

___________________________________


Diapositiva 2

___________________________________

UNIONES QUÍMICAS

___________________________________ ___________________________________

“ Los átomos no se encuentran aislados sino que se unen para formar moléculas” (Avogadro, 1811)

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 3

___________________________________ Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen para lograr una estructura electrónica de mayor estabilidad energética

___________________________________ ___________________________________

Regla del octeto (solo para elementos representativos) Los átomos interaccionan químicamente modificando el número de electrones de sus niveles electrónicos externos para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica.

___________________________________

8 e- en su nivel de valencia salvo H, Li y Be adquieren 2e(cercanos al He)

___________________________________

___________________________________

___________________________________

UNLP- FCM - Departamento de isión – Curso 2017 – Teoría de Química-Unidad 2

Página 1

Diapositiva

___________________________________

4 Uniones químicas (enlaces químicos)

___________________________________

(transferencia de electrones)

Enlace iónico

Enlace covalente

(se comparten e-)

Enlace metálico

___________________________________ ___________________________________

De qué depende? De la diferencia de electronegatividades: ↓Eneg

• Diferencia de Eneg grande • Diferencia de Eneg pequeña

↑Eneg

e/ Metal – No Metal

Enlace iónico Enlace covalente

e/No Metal–No Metal ↑Eneg

↓Eneg

___________________________________

↓Eneg

↓Eneg

Diapositiva

___________________________________

↑Eneg

e/ Metal– Metal

Enlace metálico

___________________________________

___________________________________

↑Eneg

Enlace iónico o electrovalente (Metal- No Metal)

5

Es una unión de tipo electrostática entre iones de carga opuesta que se mantienen fuertemente unidos formando una estructura sólida METAL forma catión (+)

NO METAL forma anión ( - )

Ej NaCl

Na

Na+

Cl

IA

VIIA

1 e-

CE Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Fórmula de Lewis

___________________________________

= CE Ne

CE Na+ : 1s2 2s2 2p6

___________________________________

1 e-

Cl

Cl CE Cl-1: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = CE Ar

CE Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Diapositiva 6

___________________________________ ___________________________________

Cl

Na+

Na

___________________________________

___________________________________

___________________________________ El compuesto iónico formado es eléctricamente neutro nro cargas (+) = nro de cargas (-)

Ej K2O IA

K K

Ej CaF2

Ca IIA

K+

O

2

VIA

___________________________________

O

óxido de potasio

___________________________________ ___________________________________

F F

2

___________________________________

Ca+2 VIIA

F

2

fluoruro de calcio

___________________________________ ___________________________________

UNLP- FCM - Departamento de isión – Curso 2017– Teoría de Química-Unidad 2

Página 2

Diapositiva

___________________________________ ↑Eneg ↑Eneg (No Metal- No Metal)

Enlace covalente

7

___________________________________

• Los átomos comparten electrones. • Estos e- compartidos mantienen unidos a los átomos.

___________________________________

• Cada par compartido constituye un enlace. 1 par de e- (1e- c/át)

Según polaridad

Diapositiva 8

enlace covalente simple

___________________________________

Si se comparte

2 pares de e- (2e- c/át)

enlace covalente doble

3 pares de e- (3e- c/át)

enlace covalente triple

___________________________________

1 par e- aportado por solo 1 de át. del enlace

enlace covalente dativo o coordinado

___________________________________

enlace covalente no polar o apolar

___________________________________

enlace covalente polar

___________________________________

Enlace covalente simple

1 e- de valencia

IA

H

H

Fórmula de Lewis

Ej HCl

comparten un par de e-

___________________________________

Enlace covalente simple H H (1 par de e-compartido) Fórmula estructural

___________________________________

R. octeto: Cl necesita completar 8 e7 e- de valencia

Cl: VIIA

H

___________________________________

R. octeto: necesita completar 2 e- (He)

Ej H2

Cl

Fórmula de Lewis

___________________________________

comparte un par de e-

Enlace covalente simple (1 par de e- compartido)

H

Cl

___________________________________

Fórmula estructural

e- no compartidos o no enlazantes

___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Polaridad del enlace át. + electroneg

9  (+)

H

H

H

___________________________________

 (-)

Cl

dipolo

H (+)

molécula homonuclear: Δ Eneg= 0 enlace cov. no polar o apolar (no polar puro)

___________________________________

Cl (-)

molécula heteronuclear: Δ Eneg ≠ 0

___________________________________ ___________________________________

enlace covalente polar

___________________________________ Para cualquier enlace covalente

___________________________________


Página 3

Diapositiva 10

___________________________________

Enlace covalente doble Ej O2

O

O O

Enlace covalente doble (2 par de e-compartido)

O

___________________________________

comparten 2 pares de e-

VIA

Fórmula de Lewis


___________________________________

enlace covalente no polar

___________________________________ Ej CO2

O: VIA C: IVA

C

O

6 e- de valencia

comparte 2 par de e-

4 e- de valencia


O C

2 enlaces covalentes dobles

O

Fórmula de Lewis

O

___________________________________ ___________________________________


enlaces cov. polares

___________________________________

Diapositiva 11

___________________________________

Enlace covalente triple Ej N2

5 e- de valencia

VA

N


Enlace covalente triple (3 pares de ecompartidos)

N

Fórmula de Lewis

N

N

___________________________________ ___________________________________


enlace covalente no polar

___________________________________ Ej HCN

___________________________________

H C

- 1 enlaces cov. triple- 1 enlace cov. simple

N

H

C

N


Fórmula de Lewis

___________________________________

2 enlaces cov. polares

___________________________________

Diapositiva 12

___________________________________

Enlace covalente dativo o coordinado Ej SO2

S

O

6 e- de valencia

VIA

O S

O

Fórmula de Lewis

O

Cl

O

O S

O

Fórmula estructural - 1 enlace covalente dativo - 1 enlace cov. simple

enlaces covalentes polares

Ej Cl2O3


O: VIA

6 e- de valencia


Cl: VIIA

7 e- de valencia


O

Cl

Fórmula de Lewis

O

O Cl O Cl O

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


- 2 enlaces covalentes dativos - 2 enlace cov. simple

___________________________________


Página 4

Diapositiva

___________________________________ Ej H2 CO3

En los oxoácidos, los H van unidos a los O

13 H

C

O

___________________________________

O

O O

H

H

O

C O H


Fórmula de Lewis - 4 enlaces covalentes simples - 1 enlace cov. doble +

enlaces covalentes polar

___________________________________ ___________________________________

-2H

___________________________________

Ej CO3-2

O C

O

O

-2 O

O

___________________________________

C O


___________________________________

Fórmula de Lewis

Diapositiva

___________________________________ La diferencia de electronegatividades ayuda a predecir el tipo de enlace

14

Δ Eneg > 1,7

___________________________________

enlace iónico

Δ Eneg e/ 1,7 – 0,4 Δ Eneg e/ 0,4 - 0

enlace covalente polar enlace covalente no polar

___________________________________ ___________________________________

covalente no polar puro

___________________________________ Eneg F = 4,0

Ej. CaF2

Eneg Ca = 1,0

Δ Eneg = 4,0 – 1,0 = 3,0

enlace iónico

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 15

___________________________________ Polaridad del enlace

___________________________________

Según la diferencia de Electronegatividades: Polaridad creciente (carácter iónico creciente)

0

0,4 Covalente No polar

ΔEneg = 0 Cov. No Polar puro

1,7 Covalente Polar

Iónico

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 5

Diapositiva 16

___________________________________ Propiedades generales de los compuestos iónicos y covalentes Compuestos iónicos

___________________________________

Compuestos covalentes

• Sólidos a Temp ambiente con puntos de fusión de medianos a elevados

• Sólidos, líquidos o gaseosos a Temp ambiente, con puntos de fusión bajos.

• No forman moléculas (iones que forman estructura sólida)

• Forman moléculas

• Fundidos o en solución conducen la corriente eléctrica

• No conducen la corriente eléctrica

• Solubles en agua

• Solubles en solventes orgánicos e insolubles en agua

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

HAY EXCEPCIONES

Diapositiva

___________________________________ EJEMPLOS

17

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

(sólido)

Metano (CH4 gas)

___________________________________ ___________________________________

compuesto iónico

compuesto covalente

___________________________________


Página 6

Diapositiva 1

UNLP – Facultad de Ciencias Médicas Departamento de isión - Curso 2017


QUÍMICA

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Unidad 2

Geometría molecular - Polaridad Uniones intermoleculares Fórmula Molecular

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Diapositiva 2

___________________________________ Polaridad de la molécula

___________________________________

• Si la molécula contiene 1 solo enlace: polaridad de la molécula = polaridad del enlace Ej.: O2 No Polar

HCl Polar

___________________________________ ___________________________________

• Si la molécula contiene más de 1 enlace: se evalúa polaridad de los enlaces y Geometría molecular

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Geometría molecular

3

(Ver Anexo Unidad 2)

Distribución espacial de los átomos que forman una molécula.

___________________________________

TRePEV

___________________________________

1) En base a la estructura de Lewis se evalúan los pares electrónicos ubicados alrededor del átomo central: 1 enlace cov. simple 1 enlace cov. doble 1 enlace cov. triple 1 enlace cov. dativo 1 par de e- no compartidos

___________________________________ c/u 1 zona de alta densidad electrónica  (-)

___________________________________ ___________________________________

2) Estas zonas se distribuyen de manera que la separación sea máxima, determinando la Geometría electrónica.

___________________________________


Página 1

Diapositiva

___________________________________ 3) Según el número de zonas de alta densidad electrónica  (-) :

4

2 zonas

geometría electrónica lineal

3 zonas

geometría electrónica triangular

4 zonas

geometría electrónica tetraédrica

4) Se ubican el resto de los átomos que forman la molécula, lo que determina la Geometría molecular.

Geometria molecular y polaridad - Se suman los dipolos de todos los enlaces.

- La resultante determina la Polaridad de la molécula.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 5

___________________________________

Ejemplos

CO2

O C

:

C

O C

2 enlaces cov. dobles 2 zonas de alta (-)

Geometría molecular

:

O

Geometría electrónica lineal

O

O

C

sumatoria de los dipolos de enlace (vectores)

O

dipolo resultante = 0

La molécula de CO2 es NO POLAR

6

___________________________________ ___________________________________

igual magnitud pero signo contrario

no posee momento dipolar permanente

Diapositiva

___________________________________

Geometría molecular lineal

molécula del tipo AB2 sin pares de e- no compartidos sobre el át. central: GM lineal

Polaridad

___________________________________

___________________________________ ___________________________________

___________________________________

Ejemplos

HCN

H C

N

2 zonas de alta (-)

___________________________________

Geometría electrónica lineal Geometría molecular lineal no hay e- no compartidos sobre el át central

Polaridad

H

(+)

C

___________________________________

Geom. molecular = Geom. electrónica

___________________________________

sumatoria de los dipolos de enlace (vectores)

N

(-)

dipolo resultante ≠ 0

___________________________________

posee momento dipolar permanente La molécula de HCN es POLAR

___________________________________ ___________________________________


Página 2

Diapositiva 7

___________________________________

Ejemplos

..

SO2

O S

O

Geometría molecular 3 zonas de alta (-)

1 enlaces doble 1 enlace dativo 1 par de e- no compartidos

S

___________________________________

.. S

Geometría electrónica triangular

___________________________________

Geometría molecular angular O

O

___________________________________

molécula tipo AB2 con 1 par de e- no compartidos: GM angular

..

Polaridad

(+)

___________________________________


S

posee momento dipolar permanente O

O (-)

___________________________________

La molécula de SO2 es POLAR

___________________________________

Diapositiva 8

___________________________________ ..

H2O

H .O. H

2 enlaces simples 2 pares de e- no compartidos

4 zonas de alta (-) .. O:

Geometría electrónica tetraédrica O

Geometría molecular angular

___________________________________ ___________________________________

H

H

___________________________________

molécula tipo AB2 con 2 par de e- no compartidos: GM angular

Polaridad

___________________________________


(-)

posee momento dipolar permanente

.. O: H

H

La molécula de H2O es POLAR

Idem SH2

Diapositiva 9

___________________________________

(+)

___________________________________

___________________________________

Ejemplos

Ej SO3

O S


O

___________________________________

1 enlaces doble 2 enlaces dativos

O O

Geometría electrónica triangular S

S

Geometría molecular triangular O

___________________________________

dipolo resultante = 0

___________________________________

O molécula tipo AB3 sin pares de e- no compartidos: GM triangular O

Polaridad

no posee momento dipolar permanente

S O

___________________________________

O

triángulo (estructura simétrica respecto al centro)

___________________________________ La molécula de SO3 es NO POLAR

___________________________________


Página 3

Diapositiva 10

___________________________________

Ejemplos ..

Ej NH3

H

N H H

3 enlaces cov. simples 1 par de e- no compartidos 4 zonas de alta (-) .. N

Geometría electrónica tetraédrica N

Geometría molecular piramidal

___________________________________ H

H

___________________________________

H molécula tipo AB3 con 1 par de e- no compartidos: GM piramidal

___________________________________

Idem G.molecular del PH3

Polaridad


(-)

..

___________________________________


N

H

___________________________________

H La molécula de NH3 es POLAR

(+)

H

___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Cl

CCl4

11

4 enlaces cov. simples

Cl C Cl

___________________________________


Cl

Cl

___________________________________

Geometría electrónica tetraédrica C

Geometría molecular tetraédrica

C

Cl

Cl

Cl molécula tipo AB4 sin pares de e- no compartidos: GM tetraédrica Cl

Polaridad

___________________________________

dipolo resultante = 0 no posee momento dipolar permanente

C

tetraedro: estructura simétrica

___________________________________

Cl

___________________________________

Cl La molécula de CCl4 es NO POLAR

Cl

Idem CH4

Diapositiva

___________________________________

___________________________________ H

HCCl3

12

Cl C Cl Cl

4 enlaces cov. simples

___________________________________

4 zonas de alta (-) H

Geometría electrónica tetraédrica C

Geometría molecular tetraédrica

___________________________________ C

Cl

Cl Cl

Polaridad H

(+) dipolo resultante ≠ 0

Cl

___________________________________


C Cl

___________________________________

Cl (-)

___________________________________ La molécula de HCCl3 es POLAR

___________________________________


Página 4

Diapositiva 13

___________________________________ Molécula densidades e- pares e- no (Geom. electr) compartidos

AB4

4 (Geom. elect. tetraédrica)

AB3

3 (Geom. elect. triangular)


AB2

2 (Geom. elect. lineal)

3 (Geom. elect. triangular)


Geometría molecular

Polaridad

___________________________________

No Polar

0

Tetraédrica

0

Triangular

No Polar

1

Piramidal

Polar

0

Lineal

No Polar

1

Angular

Polar

2

Angular

(CH4, CCl4)

___________________________________

(SO3) (NH3) (CO2)

___________________________________ ___________________________________

(SO2)

Polar

___________________________________

(H2O, SH2 )

___________________________________

Diapositiva 14

___________________________________ Uniones Intermoleculares (de Van der Waals) Son fuerzas que mantienen unidas a las partículas en líquidos, sólidos y gases (débilmente) • Más débiles que los enlaces covalentes. • El tipo de unión intermolecular queda determinado por la polaridad de la molécula. • Definen muchas propiedades físicas y químicas de las sustancias: - Estado de agregación.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

- Temp. de cambio de estado (Pto fusión, ebullición, etc). - Densidad, viscosidad, capacidad calorífica, calor de vaporización, etc. - Propiedades químicas: acción disolvente, Propiedades bioquímicas, etc.

Diapositiva

___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Tipos de Unión intermolecular

15

___________________________________ 1) Fuerzas de London (de dispersión) Fuerza de enlace

2) Dipolo – Dipolo inducido

4) Unión Puente de Hidrógeno.

Otras:

___________________________________

3) Dipolo – Dipolo

- Ión - Ión - Ión - Dipolo

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 5

Diapositiva 16

___________________________________ 1) Fuerzas de London (de dispersión): Dipolo inducido – Dipolo inducido

___________________________________

- Dipolo transitorio – Dipolo inducido.

- Únicas que aparecen entre molécula no polar – molécula no polar. Ej.: 02 , CO2, N2, SO3, etc.

___________________________________

- Presentes en todas las sustancias. - Interacciones entre moléculas a muy corta distancia.

___________________________________

- Se producen dipolos transitorios que se atraen. No polar

No polar

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 17

___________________________________ 2) Dipolo – Dipolo inducido

___________________________________

- Molécula polar (dipolo permanente) – Molécula No Polar. - El Dipolo induce un dipolo transitorio en la molécula no polar.

___________________________________

- Ej.: H2O - O2 , H2O-CO2, etc.

___________________________________

M. Polar No polar

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 18

___________________________________ 3) Dipolo – Dipolo

___________________________________

- Molécula Polar (dipolo permanente) – Molécula Polar (dip. permanente). - Ej.: SO2 - H2O , SH2-SH2, etc.

M. Polar

M. Polar

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 6

Diapositiva 19

___________________________________ 4) Unión o enlace Puente de Hidrógeno

___________________________________

- Entre un átomo de H unido por enlace covalente a un át. muy electronegativo, y un 2do. átomo muy electronegativo (O, N ó F) de una molécula vecina.

___________________________________

- El H forma un “puente” entre moléculas - Ambas moléculas deben presentar estas características - Las sustancias que presentan Puentes de H tienen propiedades muy diferentes a sustancias de igual PM y G. Molecular que no los tienen.

___________________________________ ___________________________________

- Tipo especial de unión Dipolo-Dipolo

- Ej: H2O-H2O, H2O-alcoholes de bajo PM (-OH), NH3-NH3

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 20

___________________________________ 3) Unión o enlace Puente de Hidrógeno

___________________________________

Ej.: H2O O

O H

H

O

O

H

H

O H

H

Puente de hidrógeno

H

H

___________________________________ ___________________________________

H H

Debido a la presencia de Puentes de H en el agua (Ver Anexo Unidad 2): - Alto Punto de ebullición (100 C). - Densidad del sólido < Densidad del líquido. - Alto calor de vaporización (buena capacidad refrigerante) - Alta capacidad calorífica (buen regulador de la Temperatura) - Acción disolvente: de moléculas polares y/o formen puente de H (alcoholes y ácidos orgánicos).

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________

21

___________________________________

Composición centesimal Fórmula Mínima Fórmula Molecular

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 7

Diapositiva

___________________________________ Composición centesimal

22

Indica la proporción en masa de cada elemento que forma la sustancia en 100 grs de la misma - Se expresa en porcentajes

___________________________________ ___________________________________

- Esta proporción es característica e invariante para cada sustancia (inorgánica)

___________________________________ PM= 5.40 + 3(4.16 + 31) + 19= 504

Ej.: Ca5(PO4)3F

504 g (1 mol) ------ 5 . 40 g Ca

100 g ------ x= 39,7 g Ca

___________________________________

Ca: 39,7%

504 g (1 mol) ------ 12 . 16 g O----- 3. 31 g P ------- 19 g F 100 g ------ x=

38,1 g O -------- 18,4 g P -------- 3,8 g F

___________________________________

Ca: 39,7%; O: 38,1%; P: 18,4%; F: 3,8%

___________________________________

39,7% + 38,1% + 18,4% + 3,8% = 100%

Diapositiva

___________________________________ Fórmula molecular

23

Indica clase y número de átomos en 1 molécula de sustancia - Indica clase y nro de atg en 1 mol de sustancia.

___________________________________ ___________________________________

- Esta proporción es única e invariante para cada sustancia (inorgánica)

___________________________________

- Es la Fórmula química real de la sustancia.

Ej.: Ca5(PO4)3F

___________________________________

En 1 mol hay: 5 atg Ca; 3 atg P; 12 atg O y 1 atg F.

___________________________________

Ej.: C6H12O6 En 1 molécula hay: 6 átomos de C; 12 átomos de H y 6 átomos de O.

Diapositiva

___________________________________

___________________________________ Fórmula mínima o empírica

24

Es la menor relación, en números enteros, entre los átomos presentes en 1 molécula de sustancia (o atg presentes en 1 mol de sustancia)

___________________________________ ___________________________________

- Puede coincidir o no con la Fórmula molecular (Fórmula real)

Ej.: glucosa

F. molecular: C6H12O6

F. mínima: CH2O

F. molecular= (F. mínima)n Peso Molecular (PM) = n. Peso F. mínima PM = 180 y Peso F. mínima= 30 F. molecular= (CH2O)6

n=6

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

= C6H12O6

___________________________________


Página 8

Diapositiva

___________________________________ Ejemplo

25

Ej. 1 (Ej tipo N°3) El hexilresorcinol es un compuesto fenólico utilizado como antiséptico en lavados bucales y pastillas para la garganta. Sabiendo que una muestra de 48,5 g de hexilresorcinol puro contiene 36 de Carbono, 4,5 g de hidrógeno y el resto de Oxígeno. I) Hallar su composición centesimal

___________________________________ ___________________________________

36 g C masa total= 48,5 g

___________________________________

4,5 g H

___________________________________

48,5 – 36 – 4,5 = 8 g O 48,5 g ------ 36 g C 100 g ------ x= 74,23 g C

C: 74,23%

48,5 g --------- 4,5 g H--------- 8 g O 100 g -------x= 9,28 g H--------- 16,.49 g O

___________________________________ H: 9,28%; O: 16,49%

Diapositiva

___________________________________

___________________________________ Ej. 1 (Ej tipo N°3)

26

___________________________________

II) Hallar su Fórmula mínima Se puede partir de la composición centesimal o de la relación de masas original

___________________________________

Comp. centesimal: masa total= 100 g 74,23 g C 9,28 g H 16,49 g O masa total= 48,5 g

36 g C

4,5 g H

8gO

1°) Pasar masa a nro de atg nro atg= masa del elemento / masa de 1 atg del elemento nro atg C= 36 g/12g= 3 atg C nro atg H= 4,5 g/1g= 4,5 atg H nro atg C= 8 g/16g= 0,5 atg C

Diapositiva

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Ej. 1 (Ej tipo N°3)

27

2°) Hallar las relaciones e/ elementos (subindices de la F mínima)

___________________________________

- Se divide el nro de atg de cada elemento por el nro de atg más pequeño - El nro resultante se redondea a un nro entero (subindice F Mínima)

___________________________________

- Si no se puede redondear (primer decimal 5). Se multiplican todos los nros obtenidos x 2. (Ej C2H3,5O , F. mínima C4H7O2)

___________________________________

En nuestro ejemplo: 0,5 (atg O)

Relaciones:

atg O/atg O = 1

atg H/atg O = 4,5/0,5 = 9

atg C/atg O = 3/0,5 = 6

___________________________________ ___________________________________

Fórmula mínima: C6H9O

___________________________________


Página 9

Diapositiva 28

___________________________________

Ej. 1 (Ej tipo N°3)

III) Hallar su Fórmula molecular

___________________________________

Para hallar la fórmula molecular se necesita siempre del dato del PM dado en forma directa o indirecta, o algún dato que me indique la relación numérica en la F molecular En nuestro ejemplo: Sabiendo que el PM= 194

___________________________________ ___________________________________

Dos formas de Hallar la Fórmula molecular:

___________________________________

a) A partir de la Fórmula mínima. b) Sin pasar por Fórmula mínima.

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ a) A partir de F. Mínima

29

___________________________________ En nuestro Ej.:

Fórmula mínima: C6H9O

___________________________________

n = PM/ Peso F. mínima F. molecular= (F. mínima)n

___________________________________

Peso F. mínima= 97; PM = 194

n= 2

F. molecular= (C6H9O)2

___________________________________

F. molecular= C12H18O2

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ b) Sin pasar por Fórmula mínima.

30

A partir de relaciones de masa

Composición centesimal

___________________________________

Otras Se calcula nro de atg de c/elemento en 1 mol = subindices de la F. molecular En nuestro Ej.:

Comp. centesimal: C:74,23% ;H: 9,28%; O: 16,49%

___________________________________ ___________________________________

100 g ------ 74,23 g C 194 g (1mol) ------ x= 144 g C

atg C= 144g/12g = 12

100 g ------ 9,28 g H 194 g (1mol) ------ x= 18 g H

atg H= 18

___________________________________

100 g ------ 16,49 g H 194 g (1mol) ------ x= 32 g O Idem a partir de relación de masas original

___________________________________

atg O= 32/16 = 2

F. molecular= C12H18O2

___________________________________


Página 10

Diapositiva 1


___________________________________


___________________________________

QUÍMICA

___________________________________

Clase 3

___________________________________

Unidad 3

Formación, formulación y nomenclatura de compuestos Estequiometría

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Diapositiva 2

¿Cómo se forman los compuestos? Reacciones químicas Una o varias sustancias, los reactivos, se transforman, en determinadas condiciones, en nuevas sustancias llamadas productos. Ecuación química: describe gráficamente la reacción química

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3

Al2 (SO4)3 + 6 H2O

reactivos

productos

Las ecuaciones químicas deben estar balanceadas en masa.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

(Ley de conservación de la masa)

Nro. átomos de reactivos = Nro de átomos de productos

___________________________________

Para esto se utilizan números que anteceden a las fórmulas :

Diapositiva

coeficientes estequiométricos

___________________________________

Tipos de reacciones químicas

___________________________________

(algunos ejemplos)

3

Reacciones de neutralización: ácido + base (hidróxido)  sal + agua

___________________________________

Ej.: 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 

___________________________________

Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Reacciones de descomposición: Una sustancia se descompone para dar más de un producto 2 KClO3 (s) 

2 KCl(s) + 3 O2 (g)

___________________________________

Reacciones de oxidorreducción (Rédox): Cambios en el nro de oxidación Ej.:

0

+1

2 Al(s) + 6 HCl(ac)

___________________________________

+3

___________________________________ 0

 2 AlCl3(ac) + 3 H2 (g)

___________________________________


Página 1

Diapositiva

___________________________________ Formación de compuestos comunes

4

___________________________________ METAL + H2

hidruro metálico

NO METAL

+ O2

+ O2

óxido básico

óxido ácido

+ H 2O

hidróxido

+ H 2O

+

oxoácido

+ H2

___________________________________

hidruro no metálico

___________________________________

hidrácido

sal + agua

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 5

___________________________________

Óxidos Compuestos binarios formados por O y otro elemento (menos F) Número de oxidación del O= -2 (elemento más electronegativo)

___________________________________ ___________________________________

Ej

+3

-2

Al + O2  Al 2 O 3

___________________________________

+3 -2

4 Al + 3 O2  2 Al2O3

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 6

___________________________________ Ej

Pb + O2  Pb+4 O-2  Pb2O4 : PbO2

___________________________________

Pb + O2  PbO2

___________________________________ Ej

Cl2 + O2  Cl+5 O-2  Cl2O5

2 Cl2 + 5 O2  2 Cl2O5

En la formación de compuestos es fundamental conocer los números de oxidación de cada elemento Números de oxidación: nros que describen la capacidad de combinación de los elementos. Cálculo por Reglas.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


___________________________________


Página 2

Diapositiva 7

___________________________________

Óxidos Nomenclatura

___________________________________

1) Tradicional (se usan los números de oxidación más comunes) - Un número de oxidación: óxido de … (Nombre del elemento)

___________________________________

Ej: Al2O3 óxido de aluminio - Dos números de oxidación: óxido ----oso (+ chico); óxido ----ico (+ grande) Ej: SO2 óxido sulfuroso (+4) SO3 óxido sulfúrico (+6) - Halógenos (VIIA) (4 nros de oxid): óxido hipo----oso (+ 1); óxido ----oso (+3);

Ej: Cl2O óxido hipocloroso Cl2O3 óxido cloroso Cl2O5 óxido clorico Cl2O7 óxido perclorico

8

___________________________________ ___________________________________

óxido ----ico (+5); óxido per----ico (+7)

Diapositiva

___________________________________

___________________________________

___________________________________

Óxidos Nomenclatura

___________________________________

2) Con numerales de Stock Se nombran como óxido de nombre (nro oxid en nros romanos)

S + 3O2  2SO3

óxido de azufre (VI)

S + O2 

óxido de azufre (IV)

SO2

3) Estequiométrica Se indican los subíndices (atomicidad) con prefijos griegos de multiplicidad

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

N2O5 pentóxido de dinitrógeno

Ej: CO2 dióxido de carbono

I2O7 heptóxido de diyodo

Cl2O monóxido de dicloro

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 9

___________________________________

Hidróxidos Fórmula general: Me(OH)n n: nro de oxidación del metal. Salvo NH4(OH) hidróxido de amonio ; amonio NH4+

___________________________________

OH- : anión oxhidrilo o hidroxilo

___________________________________

óxido básico + H2O  hidróxido

Nomenclatura Tradicional y numerales de Stock Se nombran igual que el óxido pero con la palabra hidróxido +3

-1

Fe2O3 + 3 H2O  2 Fe (OH)3 óxido férrico u óxido de Fe (III)

___________________________________ ___________________________________

hidróxido férrico ó hidróxido de Fe (III)

___________________________________ ___________________________________


Página 3

Diapositiva 10

___________________________________ En solución acuosa los hidróxidos se disocian:

___________________________________

Fe (OH)3  Fe+3 + 3 OH-

___________________________________ anión oxhidrilo (comportamiento alcalino o básico)

ión férrico ó ión hierro (III)

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 11

Oxoácidos Fórmula general: HxROy R: no metal  H y O. Nro oxid par: 2 H. Nro oxid impar: 1 H (salvo los ácidos del P) nro. oxid O= -2; nro oxid H= +1.

___________________________________ ___________________________________

óxido ácido + H2O  oxoácido

___________________________________

Nomenclatura 1) Tradicional Se nombran igual que el óxido pero con la palabra ácido

SO3 + H2O  H2SO4

ácido sulfúrico

nro oxid= + 6

ácido sulfuroso

nro oxid= + 4

óxido sulfúrico

SO2 + H2O  H2SO3 óxido sulfuroso

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 12

___________________________________

Oxoácidos Nomenclatura

___________________________________

2) Numeral de Stock Se nombran con terminación ato, entre parentesis nro de oxid y las palabras de hidrógeno

___________________________________

N2O3 + H2O  2 HNO2 óxido de nitrógeno (III)

___________________________________

nitrato (III) de hidrógeno

___________________________________ N2O5 + H2O  2 HNO3 óxido de nitrógeno (V)

nitrato (V) de hidrógeno

___________________________________ ___________________________________


Página 4

Diapositiva

___________________________________

Oxoácidos del P

13

El P puede formar 6 oxoácidos: 3 nro oxid. +3 y 3 con nro oxid +5 Cada óxido reacciona con 1, 2 ó 3 moléculas de agua. +5

P2O5 + H2O  2 HPO3

ácido metafosfórico (metafosfato (V) de H)

P2O5 + 2 H2O  H4P2O7 ácido difosfórico (difosfato (V) de H)

P2O5 + 3 H2O  2 H3PO4 ácido ortofosfórico (ortofosfato (V) de H) ácido fosfórico

óxido fosfórico oxido de P (V)

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ En solución acuosa los oxoácidos se ionizan:

14

HNO2  NO2- + H+

ácido nitroso

anión nitrito

HClO4  ClO4- + H+ ácido perclórico

ácido terminado en :

anión termina en:

oso

ito

ico

ato

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

anión perclorato

___________________________________ Los H+ liberados son responsables de las características ácidas de la sustancia

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 15

___________________________________ Para ácidos con más de 1 H:

H3PO4  PO4-3 + 3 H+

 HPO4-2 + 2 H+  H2PO4- + H+

___________________________________ anión fosfato ó fosfato (V)

anión fosfato ácido ó hidrógeno fosfato (V) anión fosfato diácido ó dihidrógeno fosfato (V)

ionización total

ionización parcial

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 5

Diapositiva 16

___________________________________

Para ácidos con más de 1 H: Ácido sulfúrico (sulfato (VI) de H)

H2SO4  SO4-2 + 2 H+

___________________________________ H2SO4  HSO4- + H+

sulfato ó sulfato (VI)

sulfato ácido ó hidrógeno sulfato (VI)

___________________________________ ___________________________________

Ácido carbónico (carbonato (IV) de H)

H2CO3  HCO3- + H+

H2CO3  CO3-2 + 2 H+ carbonato ó carbonato (IV)

carbonato ácido ó hidrógeno carbonato (IV) ó Bicarbonato

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 17

___________________________________

Hidruros Compuestos binarios formados por la combinación del H2 con un Metal o no Metal

___________________________________

a) Hidruros Metálicos nro. oxid H = -1. Metal + H2  hidruro metálico

___________________________________

+2 -1

Ej.: Ca + H2  CaH2

hidruro de calcio

b) Hidruros No Metálicos nro. oxid H = +1.

___________________________________ ___________________________________

No Metal (S, halógenos) + H2  hidruro no metálico  hidrácidos

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 18

___________________________________

Hidruros b) Hidrácidos

___________________________________

No Metal (S, halógenos) + H2  hidruro no metálico  hidrácidos +1 -1

Ej.: Cl2 + H2  2 HCl

ácido clorhídrico (T) o cloruro de hidrógeno (St)

+1 -2

Ej.: S + H2  H2S

ácido sulfhídrico (T) o sulfuro de hidrógeno (St)

En solución acuosa los hidrácidos se ionizan:

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

HF  F- + H+

ácido anión fluoruro fluorhídrico

H2S 

S=

+ 2

___________________________________

H+

ácido anión sulfuro sulfhídrico

___________________________________


Página 6

Diapositiva 19

___________________________________

Sales Compuesto iónico Neutro. Anión: del ácido; Catión: del hidróxido.

___________________________________

Neutralización: ácido + hidróxido  sal + agua

___________________________________

nitrito de sodio

HNO2 +

Na(OH)

ácido nitroso ó nitrato (V) de H

 Na+ NO2-

+

H 2O

___________________________________

hidróxido de sodio

en solución acuosa:

H+

NO2-

OH-

___________________________________

Na+

___________________________________ nro cargas (+) = nro cargas (-) para todas las sales

___________________________________

Diapositiva

___________________________________

Sales EJEMPLOS

20

H2CO3 + 2 K(OH)  ácido carbónico ó carbonato (IV) de H

hidróxido de potasio

H2CO3 + K(OH) 

___________________________________

K+2 (CO3 ) -2 + 2 H2O carbonato de potasio ó carbonato (V) de potasio

K+HCO3- + H2O

sal ácida

carbonato ácido de potasio ó hidrógeno carbonato (V) de potasio

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 21

___________________________________

Sales 3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 ácido sulfúrico



hidróxido férrico

Fe+32 (SO4-2)3 + 6 H2O

nro moléc H2O = nro cargas (+) ó (-) de la sal para todas las reacciones de neutralización H 2S

+ 2 Cu(OH) 

ácido sulhídrico ó hidróxido sulfuro de hidrógeno cuproso

Cu+2S-2 + 2 H2O

Ca3(PO4)2 

___________________________________ ___________________________________

sulfuro cuproso

En solución acuosa las sales se disocian: fosfato de calcio

___________________________________

sulfato férrico

2 (PO4)-3 +

3 Ca+2

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 7

Diapositiva 1

UNLP – Facultad de Ciencias Médicas Departamento de isión±&XUVR 2017


___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

QUÍMICA Clase 3/4

___________________________________

Unidad 3

___________________________________

Reacciones Rédox Estequiometría

___________________________________ ___________________________________


Diapositiva

___________________________________ Reacciones rédox (de oxido reducción)

2

Elementos (especies) presentes en las sustancias cambian nro de oxidación Se llevan a cabo en solución acuosa. Dos procesos simultáneos: Elemento pierde electrones aumenta su nro de oxidación

___________________________________

Oxidación + Reducción

___________________________________ Se oxida

Oxidación

___________________________________

Elemento gana electrones disminuye su nro de oxidación

___________________________________

Se reduce

Reducción

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Reacciones rédox (de oxido reducción)

3

___________________________________ 0

Ej.:

+1

Fe(s) + HCl(ac)

+3



0

FeCl3(ac) + H2 (g)

___________________________________

el Fe se oxida el H se reduce Agente oxidante: sustancia reactiva que contiene a la especie que se reduce ( HCl(ac) ) Agente reductor: sustancia reactiva que contiene a la especie que se oxida (Fe (s))

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 1

Diapositiva

___________________________________ Método del ión - electrón

4

___________________________________

Describe reacciones de óxidoreducción a) Se plantean 2 hemi o semirreacciones: Oxidación Reducción teniendo en cuenta a las especies tal como están en solución acuosa b) Se hace balance de carga y masa en cada una. Especies oxigenadas: - En medio ácido: los O se balancean con H2O y los H con H+. La carga queda balanceada - En medio álcalino (hidróxido): comenzar por el balance de cargas introduciendo OH- . Terminar el balance de masa con H2O. c) Verificar: nro e- ganados reducción = nro e- perdidos en la oxidación d) Sumar las hemirreacciones: Ec. iónica balanceada e) Coeficientes estequiométricos obtenidos se trasladan a la ec. original  ecuación balanceada

Diapositiva

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


5

+1

0

Ej.:

+3

Fe(s) + HCl(ac)

el Fe se oxida Hemirreacción de oxidación

2( Fe

Hemirreacción de reducción



___________________________________

0

FeCl3(ac) + H2 (g)

el H se reduce



___________________________________

Fe+3 + 3e- )

3( 2 H+ + 2e- 

___________________________________ H2 ) Ecuación iónica balanceada

2 Fe + 6 H+ + 6e-  2 Fe+3 + 6e- + 3 H2  2 FeCl3(ac) + 3 H2 (g)

2 Fe(s) + 6 HCl(ac) Agente oxidante HCl

___________________________________ ___________________________________

Agente reductor Fe(s)

___________________________________

Diapositiva


6

+5

0

Ej.:

+2

Zn(s) + HNO3(ac)

el Zn se oxida

Ec. ionica.:



___________________________________

+4

Zn(NO3)2 (ac) + NO2 (g) + H2O(l)

___________________________________

el N se reduce

Zn + + H+ + NO3 -  Zn+2 + 2 NO3- + NO2 + H2O

Hem. de oxidación

Zn



Zn+2 + 2e-

medio ácido

Hem. reducción 2( 2 H+ + NO3- + 1 e-  NO2 + H2O )

Zn + 4

H+

+ 2 NO3-  elijo el mayor

Zn(s) + 4 NO3H(ac)

Zn+2

___________________________________ ___________________________________

+NO2 + 2 H2O Ec.iónica

balanceada

___________________________________

 Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O (l)

Agente oxidante NO3H(ac)

Agente reductor Zn(s)

___________________________________


Página 2

Diapositiva


7

0

Ej.:

-1

-3

___________________________________

+5

Cl2 (g) + NH3 (g) + KOH(ac)  KCl(ac) + KNO3 (ac) + H2O(l)

el Cl se reduce

Ec. ionica.:

Cl2 + NH3 +

reducción oxidación

___________________________________

el N se oxida

K+

+

OH -



K+

4( Cl2 + 2e-  2Cl - )

+

Cl-

+

K+

+ NO3

-+

H2O

medio alcalino

9 OH- + NH3  NO3- + 8e- + 6 H2O

4 Cl2 + 9OH- + NH3  8Cl- + NO3- + 6 H2O

___________________________________ Ec.iónica balanceada

4 Cl2(g) + NH3(g) + 9 KOH(ac)  8 KCl(ac) + KNO3 (ac) + 6 H2O(l) Agente oxidante Cl2 (g)

___________________________________

Agente reductor NH3 (g)

Diapositiva

___________________________________ ___________________________________


8

___________________________________ 0

Ej.:

+1

-1

Cl2 (g) + NaOH (ac)  NaClO(ac) + NaCl (ac) + H2O(l)

el Cl se reduce

el Cl se oxida

el Cl2 agente oxidante y agente reductor

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________

9

___________________________________ ___________________________________

Estequiometría

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 3

Diapositiva

___________________________________ Cálculos estequiométricos

10

Se basan en las fórmulas químicas de las sustancias y en las ecuaciones químicas. Las ecuaciones químicas describen la reacciones químicas.

Al(s) + HCl(ac) 

AlCl3 (ac) + H2 (g)

reactivos

productos

Las ecuaciones químicas deben estar balanceadas en masa. Para esto se utilizan números que anteceden a las fórmulas : coeficientes estequiométricos.

2 Al(s) + 6 HCl(ac)  2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g) En la ecuación balanceada las proporciones son exactas e invariantes

Diapositiva 11

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ a) Cuántos moles de sal se obtienen a partir de 4,5 moles de ácido clorhídrico.

___________________________________

Según la ecuación:

___________________________________

2 Al(s) + 6 HCl(ac)  2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g)

6 moles HCl---------2 moles de AlCl3

Relación estequiométrica

4,5 moles HCl------x= 4,5 . 2/6 moles de AlCl3 = 1,5 moles de AlCl3

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Rendimiento:

12

Distintos factores pueden provocar que no se obtenga la cantidad de producto calculada teóricamente:

___________________________________

- Pérdidas por manipulación. - Dificultad en la separación del producto.

___________________________________

- Reacciones secundarias.

- Condiciones inadecuadas de reacción.

___________________________________ Rendimiento %: Cantidad de producto obtenida real x 100 Cantidad de producto calculada teórica

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 4

Diapositiva

___________________________________ Pureza:

13

Impurezas en las sustancias no afectan la reacción pero deben considerarse en los cálculos. En la ecuación química: sustancias puras

Pureza % : Cantidad de sustancia pura Cantidad de muestra

___________________________________ ___________________________________

x 100

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 14

___________________________________

Reactivo limitante: Reactivo que se encuentra en menor proporción molar respecto a al relación estequiométrica

Es el que limita la formación de producto. Debe considerarse para el cálculo de cantidad de producto obtenida. Se determina comparando las cantidades estequiométricas con los datos. Ej: Según la ecuación: 2 Al(s) + 6 HCl(ac)  2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g) a) Cuántos moles de sal se obtienen si se ponen a reaccionar 9 moles de HCl y 4 moles de Al? relación estequiométrica 6 moles HCl-------2 moles de Al 9 moles HCl -----x= 3 moles de Al

Al en exceso

9 moles HCl------x= 9 . 2/6 = 3 moles de AlCl3

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

(exceso= 1 mol)

HCl Reactivo limitante Cálculo de producto (uso dato del rvo limitante): 6 moles HCl-----2 moles de AlCl3

___________________________________

___________________________________ ___________________________________


Página 5

Diapositiva 1

UNLP – Facultad de Ciencias Médicas Departamento de isión - Curso


___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

QUÍMICA Clase 4/5 Unidad 4

___________________________________

SOLUCIONES

___________________________________


Diapositiva

___________________________________

___________________________________

___________________________________ Soluciones

2

Mezclas homogéneas, de 2 o más componentes, que no reaccionan entre sí. Son fraccionables (mezclas). El fraccionamiento permite separar los componentes de la mezcla. (Ej: por destilación) entre sí.

soluto + solvente = SOLUCIÓN Soluto: componente que se haya en menor proporción. Pude haber 1 o más. Solvente: componente que se haya en mayor proporción. Soluciones acuosas: solvente agua Excepción: cuando uno de los componentes es agua, se la considera como solvente aunque esté en menor proporción. Ej: Ejercicio áulico Nº4 (solución de etanol)

Diapositiva

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Soluciones

3

soluto + solvente = SOLUCIÓN sólido, líquido o gas

Estado de agregación = Estado agreg. del solvente

Ej.: solución sólido en líquido: sto sólido y solvente líquido, la solución es líquida. (ej: sal en agua).

El proceso de disolución se ve favorecido por las atracciones entre partículas de soluto y solvente Solutos polares se disuelven bien en solventes polares. Ej NaCl en H2O, etanol en agua. Solutos no polares se disuelven bien en solventes no polares. Ej nafta (hidrocarburos) en CCl4.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 1

Diapositiva

___________________________________ Soluciones

4

Las propiedades de una solución dependen principalmente de la proporción de soluto disuelto

___________________________________

Concentración: cantidad de soluto contenida en una cantidad de solución

___________________________________

Concentración= masa soluto / Volumen solución

___________________________________

Otras formas de expresarla:

___________________________________

Unidades de concentración Físicas: %p/p ; %p/v; %v/v

___________________________________

Químicas: Molaridad (M); Normalidad (N)

___________________________________

Diapositiva 5

___________________________________

Soluciones Cada solvente puede disolver una cantidad limitada de soluto Solubilidad: máxima concentración de soluto disuelta en un solvente dado a determinada T y P.

___________________________________

Depende de: - Naturaleza de soluto y solvente - Temperatura y Presión (en gral a mayor Temp. mayor Solubilidad) Según su concentración se pueden clasificar en: Diluída: Conc. Mucho menor que la solubilidad

Saturada: Concentración = solubilidad

6

___________________________________ ___________________________________ > Concentración

___________________________________

___________________________________

Unidades de concentración Físicas: % p/p ; % p/v; % v/v

___________________________________

< Concentración

Concentrada: Conc. Cercana a la solubilidad

Diapositiva

___________________________________

Químicas: Molaridad (M); Normalidad (N)

___________________________________

Unidades Físicas % p/p:

gramos de soluto disueltos en 100 g de solución

% p/p =

g. de soluto x 100 g solución (sto + solvente)

Ej. (áulico Nº3): se mezclan 5 g de NaHCO3 (soluto) con 15 gramos de agua (solvente), el %p/p es: g de solución = 5 g (soluto) + 15 g solvente (agua) = 20 g g de soluto en 100 g de solución? (%p/p): 20 g sción------------ 5 g soluto 25 % p/p 100 g sción-----------x= 100 x 5/20 = 25 g soluto

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 2

Diapositiva 7

___________________________________

Unidades Físicas % p/v: gramos de soluto disueltos en 100 ml de solución

___________________________________

g. de soluto x 100 Vol (ml) solución

% p/v=

___________________________________ Ej. : se mezclan 75 g de NaHCO3 (soluto) con agua hasta llegar a un volumen de 250 ml, el %p/v es: 250 ml

___________________________________

soluto

soluto + solvente = solución

g de soluto = 75 g ; Vol solución = 250 ml g de soluto en 100 ml de solución? (%p/v): 250 ml sción------------ 75 g soluto 100 ml sción-----------x= 100 x 75/250 = 30 g soluto

Diapositiva 8

___________________________________ 30 % p/v

___________________________________

___________________________________

Unidades Físicas % v/v: ml de soluto disueltos en 100 ml de solución % v/v=

___________________________________

250 ml

Vol agua

___________________________________

ml de soluto x 100 Vol (ml) solución

Ej. Áulico Nº 4: la solución de alcohol fino que se vende en las farmacias está formada por 480 cm3 de etanol y 20 cm3 de agua. Cuál es la concentración %v/v de la solución de alcohol fino? Suponer volúmenes aditivos

ml de solución = 480 ml (soluto) + 20 ml solvente (agua) = 500 ml ml de soluto en 100 ml de solución? (%v/v): 500 ml sción------------ 480 ml soluto 100 ml sción-----------x= 100 x 480/500 = 96 ml soluto

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

96 % v/v

___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Interconversión de Unidades Físicas

9

% v/v

% p/v

ml soluto

g soluto

___________________________________ Densidad del soluto= masa soluto Volumen de soluto

___________________________________

% p/v = %v/v x densidad del soluto

___________________________________ Ej. Áulico Nº 4: II) ¿Cuál es la concentración en % p/v de etanol en la solución de alcohol fino? Densidad del etanol=0,8g/ml

___________________________________

% p/v = %v/v x densidad del soluto % p/v = 96 x 0,8 = 76,8% p/v

___________________________________ ___________________________________


Página 3

Diapositiva


10

% p/p g solución

% p/v

Densidad de la solución= masa solución Volumen de solución

ml solución

___________________________________ ___________________________________

% p/v = %p/p x densidad de la solución

___________________________________ Ej. Áulico Nº 4: III) Si la densidad del alcohol fino es de 0,81 g/ml, ¿cuál es la concentración %p/p?

___________________________________

% p/p = %p/v / densidad sción % p/p = 76,8 / 0,81 =

___________________________________

94,8% p/p

___________________________________

Diapositiva


11

Ej. Áulico Nº 4: III) Si la densidad del alcohol fino es de 0,81 g/ml, ¿cuál es la concentración %p/p? Otra forma de resolución:

___________________________________ ___________________________________

76,8% p/v

1 ml scion---------- 0,81 g soluci(d=0,81g/ml)

___________________________________

100 ml sción-----------x= 81 g solución

___________________________________

76,8% p/v 81 g sción (100 ml) ----------76,8 g sto

94,8% p/p

100 g sción ---------- x= 94,8 g sto

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva


12

___________________________________ % p/v = %p/p x densidad de la solución % p/v = %v/v x densidad del soluto

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 4

Diapositiva

___________________________________ Unidades Quimicas

13

___________________________________ Molaridad (M): moles de soluto em 1000 ml (1 litro) de sción Normalidad (N): nro de equivalentes gramo de soluto en 1000 ml (1 litro) de sción

___________________________________ ___________________________________

● Es necesario conocer la identidad del soluto.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Molaridad (M): número de moles de soluto disueltos en 1000 ml de solución

14

___________________________________

nro de moles de soluto Volumen de solución (en litros)

Molaridad (M) =

Ej. : se disuelven 49 g de H2SO4 (soluto) en agua hasta llegar a un volumen final de 200 ml. La M de la solución es:

___________________________________

moles de soluto en 1000 ml de solución? (M): g de soluto → moles de soluto

___________________________________

PM H2SO4= 98

___________________________________

49 g de H2SO4 → 49 g/98 g/mol = 0,5 moles de H2SO4 200 ml sción------------0,5 moles soluto 1000 ml sción-----------x= 1000 x 0,5/200 = 2,5 moles sto

2,5 M

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Normalidad (N): número de equivalentes gramo (Eqg ó Eqgr) de soluto disueltos en 1000 ml de solución

15

Normalidad (N) =

nro eqg de soluto Volumen de solución (en litros)

Equivalente gramo de un ácido =

Eqg H2SO4 =

___________________________________

mol de ácido (en g) nro de H+ liberados en sción acuosa

Salvo indicación en contrario: nro de H+ liberados = nro de H contenidos en el ácido Ej.: Eqg H2SO4

___________________________________

___________________________________ ___________________________________

PM H2SO4= 98

98 g / 2 = 49 g

Eqg H2SO4 = mol / 2

ionización parcial: Eqg H2SO4 = 98 g / 1

1 mol de H2SO4 contiene 2 Eqg

___________________________________ ___________________________________


Página 5

Diapositiva Equivalente gramo de un hidróxido =

16

mol de hidróxido (en g) nro de OH- liberados en sción acuosa

___________________________________

PM K(OH)= 56

Ej.: Eqg K(OH)

___________________________________

Eqg K(OH)= 56 g / 1 Eqg K(OH) = mol / 1

1 mol de K(OH) contiene 1 Eqg

Equivalente gramo de una sal = Ej.: Eqg Al2(SO4)3

___________________________________

mol de sal (en g) nro de cargas (+) ó (-) de la sal

___________________________________

PM Al2(SO4)3= 342

Al+32 (SO4)-23 → 3 SO4 -2 + 2 Al +3

6 cargas (+) ó (-)

___________________________________

Eqg Al2(SO4)3 = 342 g / 6 Eqg Al2(SO4)3 = mol / 6

1 mol de Al2(SO4)3 contiene 6 Eqg

Diapositiva Equivalente gramo de un ión =

17

Eqg Fe+3 =

___________________________________

___________________________________

mol de ión (en g) nro de cargas del ión

___________________________________

Pat Fe = 56

Ej.: Eqg Fe+3

___________________________________

56 g / 3

Eqg Fe+3 = mol / 3

1 mol de Fe+3 contiene 3 Eqg

___________________________________ ___________________________________

Miliequivalente gramo (meq) = Miliequivalente gramo (meq) =

Masa Eqg (en g)

___________________________________

1000

Masa mol (en mg) (nro. H+, nro OH, cargas , etc.)

___________________________________

1 Eqg = 1000 meq ó 1 meq = 10-3 Eqg

___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Normalidad (N):

18

número de equivalentes gramo (Eqg ó Eqgr) de soluto disueltos en 1000 ml de solución

Ej. : se disuelven 49 g de H2SO4 (soluto) en agua hasta llegar a un volumen final de 200 ml. La N de la solución es: Nro. de Eqg en 1000 ml de solución? (N):

___________________________________ ___________________________________

49 g de H2SO4 = 0,5 moles de H2SO4 Eqg H2SO4 = mol / 2

1 mol de H2SO4 contiene 2 Eqg

___________________________________

0,5 moles H2SO4 = 1 Eqg H2SO4 200 ml sción------------1 Eqg soluto 1000 ml sción-----------x= 1000 x 1/200 = 5 Eqg sto Esta solución es 2,5 M y 5 N

5N

___________________________________ ___________________________________

Normalidad es el doble de la Molaridad Porque 1 mol de H2SO4 contiene 2 Eqg

___________________________________


Página 6

Diapositiva

___________________________________ Relación Molaridad - Normalidad

19

___________________________________

La relación entre mol y Eqg determina la relación entre M y N

___________________________________

Ejemplos

● Eqg H3PO4 = mol / 3

en 1 mol hay 3 Eqg

Normalidad es el triple de la Molaridad

___________________________________

en 1 mol hay 6 Eqg

● Eqg Al2(SO4)3 = mol / 6

___________________________________

Normalidad es 6 veces Molaridad

___________________________________

1 mol = 1 Eqg

● Eqg K(OH) = mol / 1

Normalidad es igual a la Molaridad

___________________________________

Diapositiva

___________________________________ Dilución

20

Proceso por el cual se agrega solvente a una solución V1

___________________________________

V2= V1 + Vagua

Vol agua

Solución 1

___________________________________

Solución 2

C1= masa soluto /V1

C2= masa soluto /V2

+ H 2O Solución 2

Solución 1 Concentrada

- H 2O

masa soluto 1 = masa soluto en 2

Siendo C1 > C2 y V2 > V1

Diluída C = masa soluto / volumen solución

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

C1 x V1 = C2 x V2

___________________________________

C1 x V1 = C2 x (V1 + Vagua)

Diapositiva 21

Ejercicio áulico Nº 12 Se agregan 200 ml de agua destilada a 200 ml de una solución 4 N de ácido sulfúrico (H2SO4) a) ¿Cuántos gramos , moles y equivalentes gramo hay en la solución original? b) ¿Cuántos moles, gramos y equivalentes gramo en la solución diluida? c) ¿Cuál será la molaridad y la normalidad de la solución diluida? V1=200 ml

V2= V1 + Vagua= 400 ml

Vol agua= 200 ml

Solución 1 a) En 1:

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Solución 2 C1= 4 N

C2= ?

1000 ml sción------------4 Eqg H2SO4 Eqg H2SO4 = mol / 2 200 ml sción-----------x= 200 x 4/1000 = 0,8 Eqg H2SO4 = 0,4 moles = 19,6 g

___________________________________ ___________________________________

b) En 2: 0,8 Eqg H2SO4 = 0,4 moles = 19,6 g “En la dilución, la cantidad de soluto no varía”

___________________________________


Página 7

Diapositiva 22

___________________________________

Ejercicio áulico Nº 12

Se agregan 200 ml de agua destilada a 200 ml de una solución 4 N de ácido sulfúrico (H2SO4) a) ¿Cuántos gramos , moles y equivalentes gramo hay en la solución original? b) ¿Cuántos moles, gramos y equivalentes gramo en la solución diluida?

___________________________________

c) ¿Cuál será la molaridad y la normalidad de la solución diluida?

___________________________________ V1=200 ml Solución 1 C1= 4 N c) En 2:

V2= V1 + Vagua= 400 ml

Vol agua= 200 ml 0,8 Eqg – 0,4 mol sto

Solución 2

C1 x V1 = C2 x V2

C1= 4N ; V1= 200 ml; V2= 400 ml; C2? 4N . 200 ml = C2 . 400 ml

C2= 2 N y 1 M

___________________________________

Eqg H2SO4 = mol / 2

“Si el volumen aumenta el doble, la concentración disminuye a la mitad” Otra forma:

___________________________________

C2= ?

400 ml sción------------0,8 Eqg H2SO4 1000 ml sción-----------x= 1000 x 0,8/400 = 2 Eqg H2SO4 → 2 N

Diapositiva

___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Para neutralización ácido-base:

23

base: hidróxido N: Normalidad

Nácido x Vácido = Nbase x Vbase nro eqg ácido = nro eqg base

Ej.1:

Ej.2:

___________________________________

H2SO4 + 2 Na(OH)  Na2 SO4 + 2 H2O 1 mol ác. + 2 moles hid. Eqg H2SO4 = mol / 2 Eqg Na(OH) = mol / 1 2 Eqg ác. + 2 Eqg hid. 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2  2 mol ác. + 3 moles hid. 6 Eqg ác. + 6 Eqg hid.

___________________________________

V: Volumen (en litros)

Ca3 (PO4)2 + 6 H2O

___________________________________ ___________________________________

Eqg H3PO4 = mol / 3 Eqg Ca(OH)2 = mol / 2

___________________________________ ___________________________________


Página 8

Diapositiva 1

___________________________________



___________________________________ ___________________________________

QUÍMICA

___________________________________

Clase 5 / 6 Unidad 5

___________________________________ ___________________________________

Química Orgánica I

___________________________________ Autoría y Recopilación: Prof. Carlos Espíndola – Prof. Silvana Peirano

Diapositiva

___________________________________

Química Orgánica

2

___________________________________

Es la quimica de los compuestos del C. Con uniones C-C y/o C-H. También O, N y en menor medida: S, P, halógenos, metales. Características del C

lineales

CH3-CH2-CH2CH3

ramificadas

CH3-CH-CH2CH3

Abiertas

Forma cadenas C-C

___________________________________ ___________________________________

CH2-CH3

Cerradas

___________________________________

Enlaces múltiples (doble o triples) C-C - Solo enlaces covalentes simples C-C: compuestos saturados. - Al menos 1 enlace cov. múltiple C-C: compuestos no saturados o insaturados.

Diapositiva 3

___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Clasificación de C

___________________________________

Primario: C unido a 1 C vecino por enlace covalente simple Secundario: C unido a 2 C vecinos por enlaces covalentes simples. Terciario: C unido a 3 C vecinos por enlaces covalentes simples. Cuaternario: C unido a 4 C vecinos por enlaces covalentes simples. 1 1

2

3

2

CH3

CH3- CH2- CH - CH2 – C4– CH3

___________________________________ ___________________________________

1

-CH2 – CH3 = -C2H5

___________________________________

CH2- CH3 CH3 1

1

___________________________________ ___________________________________


Página 1

Diapositiva 4

___________________________________

Clasificación de los compuestos orgánicos Se clasifican según su grupo funcional en familias o series homólogas. Todos los de una familia poseen el mismo grupo funcional. Grupo funcional: átomos o grupo de átomos que confieren caracteristicas químicas y físicas. Es el centro activo del compuesto orgánico. Familia

Grupo Funcional

alcanos

no tiene

alquenos

- C=C -

alquinos

- C≡C -

alcoholes

-OH

aldehídos

-COH

cetonas

-CO-

éteres

-O-

ésteres

-COO-

___________________________________ ___________________________________

O - C-H O

O

- C-

- C-O O

ácidos carboxílicos -COOH aminas

-NH2

amidas

-CO-NH2

- C-OH

Diapositiva 5

___________________________________

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Fórmulas

___________________________________ O

C3O2H6

C-OH

___________________________________ CH3-CH2-COOH

___________________________________

H-C-H Fórmula molecular

Fórmula semidesarrollada o condensada

H-C-H H Fórmula desarrollada

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 6

___________________________________ Propiedades generales de los compuestos orgánicos

___________________________________

Gases, líquidos o sólidos a temp ambiente con puntos de fusión bajos Son termolábiles

___________________________________

Predominio de uniones covalentes. En general no conducen la corriente eléctrica

___________________________________

En general poco solubles en agua. Reaccionan fácilmente con el O2: combustión

___________________________________

combustión completa

compuesto orgánico + O2 (exceso)

CO2 + H2O

___________________________________

combustión incompleta

compuesto orgánico + O2

CO + H2O

compuesto orgánico + O2

C + H2O

___________________________________


Página 2

Diapositiva 7

___________________________________ Nomenclatura


___________________________________

2-metil-1- pentan ol prefijo

terminación o sufijo raíz Sufijo: Indica la familia a la que pertenece el compuesto, y por ende, su grupo funcional Familia

Sufijo

Alcanos

ano

Alquenos

eno

Alquinos

ino

Alcoholes

ol

Aldehídos

al

Cetonas

ona

Acidos carboxílicos

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

oico

Aminas

amina

Amidas

amida

___________________________________

Diapositiva 8

___________________________________ Raíz: indica el número de carbonos de la cadena principal. cadena principal: cadena formada por el mayor número de átomos de carbono unidos entre sí de manera continua que contenga al grupo funcional. Número de carbonos de la cadena principal

Raíz del nombre

1

met o metan

___________________________________ ___________________________________

2

et o etan

3

prop o propan

4

but o butan

5

pent o pentan

___________________________________

6

hex o hexan

7

hept o heptan

8

oct u octan

9

non o nonan

10

dec o decan

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 9

___________________________________

___________________________________ Prefijo: Indica nombre, número y ubicación de los grupos sustituyentes y, cuando corresponde, la posición del grupo funcional.  sustituyentes: átomos o grupos de átomos, diferentes al H y diferentes al grupo funcional, que se hallan unidos a la cadena principal. Grupos alquilo y arilo (radicales) o halógenos

___________________________________ ___________________________________

Grupos (radicales) Alquilo Hidrocarburo de origen Metano Etano

CH4 CH3CH3

Propano CH3CH2CH3

Radical metilo

CH3

Se nombra como: metil

etilo CH3CH2

etil

n-propilo CH3CH2CH2

propil

isopropilo CH3CHCH3

isopropil o 2- propil

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 3

Diapositiva

___________________________________ Hidrocarburo de origen

10

Radical

Se nombra como:

fenilo

C6H5 –

fenil

C6H6

Arilo

Benceno

CH2

CH3

Metilbenceno (Tolueno)

bencil

___________________________________

C6H5 –CH2–

bencilo

___________________________________

 Sustituyentes: en C2 CH3-. Al final del prefijo se indica la posición del grupo funcional (C1) 2-metil-1-pentanol

OH

___________________________________ ___________________________________

H2 C – CH – CH2– CH2– C H3 CH3

___________________________________

Diapositiva 11

___________________________________

___________________________________ REGLAS DE NOMENCLATURA Para nombrar un compuesto orgánico hay que seguir los siguientes pasos generales: 1. Encontrar el grupo funcional = terminación del nombre. 2. Encontrar la cadena principal (raíz) y numerarla. Para numerar la cadena principal: a) Se numera desde el extremo que asigne el menor número al carbono que contiene al grupo funcional. b) Si es indistinto, se empieza a numerar desde el extremo que asigne el menor número o combinación de números para los sustituyentes (menor número en la primera diferencia). c) Si esto no define, se comienza a numerar desde el extremo que asigne el menor número para el sustituyente que se nombra primero por orden alfabético. d) En los hidrocarburos (carentes de un grupo funcional específico), se numera desde el extremo que asigne el menor número o combinación de números para el o los sustituyentes. Si es indistinto se numera desde el extremo que asigne el menor número para el sustituyente que se nombra primero por orden alfabético. 3. En el prefijo, se nombran los sustituyentes por orden alfabético, indicando su posición con números. Si algún sustituyente se repite se emplean los prefijos di, tri, etc. En el orden alfabético prevalece el nombre del radical al prefijo de multiplicidad. Los números se separan entre sí por comas y los números de las letras por guiones. La ubicación del grupo funcional se indica al final del prefijo (cuando corresponde) Cuando la ubicación del grupo funcional es la única posible, no se aclara con números la posición del mismo

Diapositiva

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ Ej. 1

12

___________________________________ 4

7

6

3

2

1

___________________________________

5

1. Grupo funcional: 1 doble enlace  alqueno  terminación del nombre: eno.

___________________________________

2. Cadena principal: 7 carbonos  raíz del nombre: hept. 3. Numerar la cadena 4. Sustituyentes

izquierda: C4

etil en C3

5. Posición del grupo funcional: en C3

derecha: C3

___________________________________

metil en C5

___________________________________

3-etil-5-metil-3-hepteno

___________________________________


Página 4

Diapositiva

___________________________________ Ej. 2

13

___________________________________ ___________________________________ 1. Grupo funcional: 1grupo oxhidrilo (-OH) alcohol  terminación del nombre: ol.

___________________________________

2. Cadena principal: 5 carbonos  raíz del nombre: pentan. 3. Numerar la cadena:

izquierda: C3

derecha: C3

no decide

 se comienza a numerar desde el extremo que le asigne el menor número para el C que contenga al sustituyente izq: C2

derecha: C4

___________________________________ ___________________________________

4. Sustituyentes: metil en C2. Posición del grupo funcional: C3.

___________________________________

2-metil-3-pentanol

Diapositiva

___________________________________ Ej. 3

14

___________________________________ ___________________________________ 1. Grupo funcional: no tiene , en laces C-C simples = alcano, terminación del nombre: ano. 2. Cadena principal: 7carbonos  raíz del nombre: heptan. 3. Numerar la cadena:  se comienza a numerar desde el extremo que le asigne el menor número o combinación de números para los sustituyentes (menor nro en la primera diferencia).

izq: 3, 5, 5

derecha: 3, 3, 5

4. Sustituyentes: metil: en C3 y C5 (se nombra como 3,5-dimetil); etil: en C3

3-etil-3,5-dimetil heptano

Diapositiva 15

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 5

Diapositiva

___________________________________

16

___________________________________ ___________________________________

Hidrocarburos

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 17

___________________________________ HIDROCARBUROS : formados solo por C e H

___________________________________

CLASIFICACIÓN

Alcanos (saturados) CnH2n+2 CADENA ABIERTA

Alquenos CnH2n Alquinos CnH2n-2

CADENA CERRADA (Ciclos)

___________________________________

no saturados o insaturados

___________________________________

Alicíclicos: cicloalcanos y cicloalquenos

___________________________________

Aromáticos: benceno y derivados

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________

ALCANOS Sólo enlaces C-C simples

18

___________________________________

Gases, líquidos o sólidos a temperatura ambiente. Reacciones: 1) Sustitución: se sustituye un H del C menos hidrogenado por un átomo del reactivo. Reactivo halógeno (X2) : halogenación

Cl - Cl CH3-CH2-CH3

___________________________________ ___________________________________

H +

Cl2

propano

luz y calor

CH3-ClCH-CH3

+ HCl

2-cloropropano (producto principal)

___________________________________ ___________________________________

Combustión completa Ej.

C4H10 + 13/2 O2 (exceso)

4 CO2

+ 5 H2O

___________________________________

butano


Página 6

Diapositiva 19

___________________________________

–C=C– (Grupo funcional)

ALQUENOS Reacciones:

Adición: se adiciona 1 mol del reactivo al doble enlace, por mol de compuesto Reactivos: halógeno (X2 , halogenación), hidrácido (HX), H2 (hidrogenación), H2O (hidratación)

Reactivo H2 : Hidrogenación

H2 : reactivo simétrico H - H

H-H CH3-CH=CH2

+

H2

CH3-CH2-CH3 (1 producto) propano

propeno Reactivo X2 (halógeno): Halogenación

CH3-CH=CH2

+

X2 : reactivo simétrico X - X

Cl2

1,2 dicloropropano (derivado halogenado)

20

ALQUENOS

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

CH3-HCCl-ClCH2

propeno

Diapositiva

___________________________________

___________________________________

___________________________________


Adición : se adiciona 1 mol del reactivo al doble enlace, por mol de compuesto

___________________________________ Reactivo HX (hidrácido)

HX : reactivo asimétrico H - X

___________________________________

Cl - H CH3-CH=CH2

+

propeno

HCl

CH3-ClCH-CH3

(1 producto)

___________________________________

Markownikov 2-cloropropano

Regla de Markownikov: el átomo más electronegativo del rvo se adiciona al C del doble enlace con menos H. (El H del reactivo se adiciona al C del doble enlace con más H)

___________________________________ ___________________________________

Para rvos asimétricos y C del doble enlace con distinto nro de H.

___________________________________

Diapositiva 21

ALQUENOS

___________________________________


Adición : se adiciona 1 mol del reactivo al doble enlace, por mol de compuesto

___________________________________ Reactivo H2O: hidratación

H2O : reactivo asimétrico H - OH

___________________________________

H-O- H CH3-CH=CH2 propeno

+

H 2O

CH3-OHCH-CH3

Markownikov

(1 producto)

2-propanol

deshidratación: - H2O (H2SO4) “ La hidratación de un alqueno produce un alcohol ”

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

“ La deshidratación de un alcohol produce un alqueno ”

___________________________________


Página 7

Diapositiva 22

ALQUINOS

___________________________________

–C≡C- (Grupo funcional)

Reacciones:

Adición: se adiciona hasta 2 moles de rvo, por mol de compuesto

___________________________________

Reactivos: halógeno (X2 , halogenación), hidrácido (HX), H2 (hidrogenación),

___________________________________

Reactivo H2 : Hidrogenación

CH3-CH2-C≡CH + H2

CH3-CH2-CH=CH2

1-butino

+ H2

CH3-CH2-CH2-CH3

1-buteno

CH3-CH2-C≡CH2 + 2 H2 1-butino

CH3-CH2-CH2-CH3

hidrogenación completa

alquino + H2

___________________________________

butano

alqueno

___________________________________

butano

___________________________________

+ H2

alcano

___________________________________

+ 2 H2 hidrogenación completa

Diapositiva 23

ALQUINOS

___________________________________

–C≡C- (Grupo funcional)

Adición: se adiciona hasta 2 moles de rvo, por mol de compuesto

___________________________________

Cl - H CH3-CH2-C≡CH + HCl 1-butino

___________________________________

HX : reactivo asimétrico H - X

Reactivo HX (hidrácido)

Mark

CH3-CH2-ClCH=CH2 2-cloro-1-buteno Mark

+ Cl -H

___________________________________ ___________________________________

CH3-CH2-ClCCl-CH3 2,2-diclorobutano

CH3-CH2-C≡CH2 + 2 HCl

CH3-CH2-ClCCl-CH3 2,2-diclorobutano

1-butino

Diapositiva 24

___________________________________ ___________________________________

___________________________________ HIDROCARBUROS ALICÍCLICOS (Cicloalcanos y cicloalquenos)

___________________________________

CICLOALCANOS H2C

CH3

CH2 CH2

CH2 CH2 ciclohexano

CH3 CH2- CH3

___________________________________

H2C

metil ciclopentano

etil- 2-metil ciclohexano

Ciclo + nombre alcano de cadena abierta. Sustituyentes: nombre delante de ciclo….

___________________________________ ___________________________________

Sustituyentes por orden alfabético. En C1 el que se nombra primero. - Se numeran en el sentido que de la menor combinación de nros.

___________________________________

Reacciones de sustitución y combustión.

___________________________________


Página 8

Diapositiva 25

___________________________________ HIDROCARBUROS ALICÍCLICOS (Cicloalcanos y cicloalquenos)

CICLOALQUENOS

___________________________________

2 1

1 2

ciclohexeno

___________________________________

CH3

4-metil ciclohexeno

___________________________________

Ciclo + nombre alqueno de cadena abierta. Doble enlace: posición 1-2.

___________________________________

Sustituyentes por orden alfabético. - Se numera en el sentido que de la menor combinación de nros para los sustituyentes.

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 26

___________________________________ HIDROCARBUROS AROMÁTICOS

___________________________________

BENCENO Y DERIVADOS

BENCENO

dobles enlaces deslocalizados

___________________________________

C6H6 Ciclo de 6 C con 3 dobles enlaces conjugados o alternados.

___________________________________

NO ES UN ALQUENO.

___________________________________

CH2-

Radicales derivados:

___________________________________ C 6H 5-

C 7H 7-

fenilo (fenil)

bencilo (bencil)

Diapositiva 27

___________________________________

___________________________________ HIDROCARBUROS AROMÁTICOS DERIVADOS DEL BENCENO CH3

DERIVADOS NO HIDROCARBUROS

NO2

___________________________________

NH2

___________________________________

metilbenceno (tolueno) OH

___________________________________ nitrobenceno CH2OH

fenilamina (anilina) COOH

___________________________________ ___________________________________

fenol (fenoles)

alcohol bencílico

acido benzoico

___________________________________


Página 9

Diapositiva 28

___________________________________

BENCENO Reacciones

___________________________________

Sustitución

Cl

Ej.

luz y calor

+

+ Cl2 Benceno

HCl

Clorobenceno C6ClH5

C6H6

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Combustión completa Ej.

C6H6 + 15/2 O2 (exceso)

6 CO2

+ 3 H2O

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 29

___________________________________ ISOMERÍA

___________________________________ Los compuestos isómeros presentan igual fórmula molecular pero distinta fórmula estructural o distinta disposición en el espacio de sus átomos.

___________________________________ PLANA

de cadena de posición

___________________________________

de función ESPACIAL

___________________________________

geométrica óptica

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ ISOMERÍA PLANA

30

De cadena: Los compuestos isómeros presentan igual fórmula molecular pero distinta disposición de los átomos en la cadena carbonada.

CH3-CH2-CH2-CH3 butano

CH3-HC(CH3)-CH3 metil propano

C4H10

De posición: Los compuestos isómeros presentan igual fórmula molecular igual grupo fucional pero ubicado en distinta posición

CH2=CH-CH2-CH3 1-buteno

CH3-CH=CH-CH3 2-buteno

C4H8

CH3-CH2-CH2OH 1-propanol

CH3-OHCH-CH3 2-propanol

C3OH8

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

no tienen isómeros de posición

Ej: CH3-CH2OH etanol

acidos carboxílicos, aldehídos, ésteres

___________________________________


Página 10

Diapositiva

___________________________________ ISOMERÍA PLANA

31 De función: Los compuestos isómeros presentan igual fórmula molecular pero distinto grupo funcional.

CH3-CO-CH2-CH3 butanona

C4OH8

CH3-CH2-CH2-COH butanal

Fla Gral CnOH2n

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

aldehídos isomeros funcionales de las cetonas alcoholes isomeros funcionales de los éteres (CnOH2n+2) acidos carboxílicos isomeros funcionales de los ésteres

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ ISOMERÍA ESPACIAL

32 Geométrica: Los compuestos isómeros presentan igual fórmula molecular pero distinta disposición en el espacio de sus átomos. Presentan isomería geométrica: compuestos con doble enlace. Los C del doble enlace deben tener unidos átomos o grupos de átomos diferentes.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

d

a

CH2=CH-CH2-CH3

C=C e

No Is. Geométrica

1-buteno

b

aby de

___________________________________

CH3-CH=CH-CH3

SÍ Is. Geométrica

2-buteno

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ ISOMERÍA GEOMÉTRICA

33

Presentan isomería geométrica: compuestos con doble enlace. Los C del doble enlace deben tener unidos átomos o grupos de átomos diferentes.

H

H

H

C=C

H

H

___________________________________

CH3

___________________________________

C=C CH2-CH3

1-buteno CH2=CH-CH2-CH3

CH3

2-buteno CH3- CH=CH-CH3

No Is. Geométrica

CH3-C = C-CH3 CH3 H

___________________________________

SÍ Is. Geométrica

CH3-C(CH3)=CH-CH3

___________________________________ ___________________________________

metil-2-buteno No Is. Geométrica

___________________________________


Página 11

Diapositiva

___________________________________ ISOMERÍA ESPACIAL

34 Óptica: poseen isomería óptica los compuestos isómeros que presentan al menos 1 C asimétrico (C quiral). C asimétrico: carbono unido a 4 átomos o grupos de átomos diferentes por enlaces cov. simples.

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________



CH3-HC(OH)-CH2-CH3 H

el C2 es asimétrico

___________________________________



CH3- C -CH2-CH3 OH

___________________________________ ___________________________________


Página 12

Diapositiva 1



___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

QUÍMICA Clase 6 Unidad 5

Química Orgánica II Autoría y Recopilación: Prof. Carlos Espíndola – Prof. Silvana Peirano

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________

2

___________________________________

Compuestos orgánicos oxigenados

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ ALCOHOLES

3

grupo funcional - OH

Fórmula General: CnOH2n+2

___________________________________

Primarios (-OH en C 1ario) ALCOHOLES

Secundarios (-OH en C 2ario)

___________________________________

Terciarios (-OH en C 3ario) Monoles (con 1 –OH) ; Poliholes (+ de 1 –OH), ej dioles 2 OHReacciones 1) Combustión

___________________________________ ___________________________________

2) Oxidación

3) Deshidratación intramolecular

___________________________________

4) Formación de éteres 5) Formación de ésteres

___________________________________


Página 1

Diapositiva

___________________________________ ALCOHOLES

4

___________________________________ 1) Combustión completa

___________________________________

Ej

C4OH10 + 6 O2 (exceso)

4 CO2

+ 5 H2O

___________________________________

1-butanol

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ ALCOHOLES

5

___________________________________

2) Oxidación - Reacciones redox. - Reactivos oxidantes (suave, fuerte). - Permite diferenciar alcoholes 1arios, 2darios. y 3arios. + oxidante suave

+ oxidante suave

Acido carboxílico

Aldehído

Alcohol Primario

___________________________________

reducción (con H2)

___________________________________

reducción (con H2)

___________________________________

+ oxidante suave

Alcohol Secundario

Cetona reducción (con H2)

___________________________________ Alcohol Terciario

+ oxidante suave

No reacciona

___________________________________

Diapositiva

ALCOHOLES Ej.:

6

OH

O

nro. oxid = -1

H C H

CH2 CH2 CH3

___________________________________

Oxidación nro. oxid = +1

O

C H + oxid. suave

CH2

CH2

reduc.(con H2)

1-butanol (1ario)

Cálculo del nro. de oxidación del C del grupo funcional

CH3

nro. oxid = +3

+ oxid. suave reduc.(con H2)

butanal

CH2

CH2 CH3

ácido butanoico

H

C -1

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

-1

H

___________________________________

C OH

OH

___________________________________

+1

nro. oxid C del Grupo Funcional= -1 -1 +1 = -1

___________________________________


Página 2

Diapositiva

___________________________________ ALCOHOLES

7

___________________________________

Oxidación Ej.:

CH3

CH3

H C OH + oxid. suave CH2 2-butanol (2dario)

CH3 CH3 C OH

C O CH2

reduc.(con H2)

CH3

nro. oxid = +1

nro. oxid = +2

nro. oxid = 0

+ oxid. suave

CH2

CH3

CH3 2-metil-2-butanol (3ario)

butanona

NO R E A C C I O N A

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 8

___________________________________

ALCOHOLES Oxidación de alcoholes primarios con oxidante fuerte Ej.:

H C H CH2 CH2 CH3

nro. oxid = +3

O

nro. oxid = -1

OH

C OH + oxid. fuerte

CH2

reduc.(con H2)

1-butanol (1ario)

___________________________________

CH2 CH3

La oxidación fuerte de un alcohol primario produce un ác. carboxílico de igual nro de carbonos

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

ácido butanoico

Alcoholes secundarios o terciarios + oxidantes fuertes  ruptura de la cadena

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 9

___________________________________

ALCOHOLES 3) Deshidratación de alcoholes  alqueno Ej.:

OH

H C H CH2 CH2 CH3 1-butanol

CH2 deshidratación + H2O

CH CH2 CH3

+ H 2O

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

1- buteno

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 3

Diapositiva

___________________________________ ALCOHOLES

10

___________________________________

4) Formación de éteres Grupo Funcional éter

Ej.:

2

CH2OH deshidratación CH3–CH2– O –CH2– CH3 CH3 (H2SO4)

etanol

+ H2O

etoxietano ó dietiléter (éter simple)

Éteres mixtos: R’ – O- R Ej.:

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

CH2-O-CH2-CH2-CH2

metoxi propano ó metil propil éter

___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

11

grupo funcional -COOH (carboxilo)

- Obtención a partir de alcoholes primarios y aldehídos.

___________________________________

Reacciones 1) Combustión 2) Reducción → alcoholes, aldehídos

___________________________________

3) Formación de sales

Ej.:

4) Formación de ésteres

___________________________________

Combustión completa

___________________________________ 7 CO2

C7O2H6 + 15/2 O2 (exceso)

+ 3 H2O

___________________________________

COOH acido benzoico (C6H5COOH)

___________________________________

Diapositiva

___________________________________

ACIDOS CARBOXÍLICOS Reacciones:

12

___________________________________

2) Reducción

aldehído

Ácido carboxílico

___________________________________

Reducción alcohol primario

___________________________________ 3) Formación de sales (neutralización) ácido carboxílico + hidróxido → sal + agua Ej.:

O

CH3-CH2-C-O-H

H+ + NaOH

ácido propanoico

CH3-CH2-COO - Na+ + H2O propanoato de sodio

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 4

Diapositiva 13

ACIDOS CARBOXÍLICOS

___________________________________

Reacciones

4) Formación de ésteres (esterificación)

___________________________________

ácido carboxílico + alcohol (1ario ó 2dario) → H 2O

Ej.:

O CH3-CH2-C- OH

Grupo funcional éster

+ H-C-OH H+

H

CH3-CH2-C- O-CH2-CH3 + H2O

propanoato de etilo

etanol

HIDRÓLISIS ÁCIDA

___________________________________

O

CH3

ácido propanoico

éster + agua

(H2O en presencia de un ácido)

Los ésteres se nombran con el nombre del ácido terminado en ato y lo que viene del alcohol terminado en ilo

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________

14

___________________________________

Compuestos Nitrogenados Aminas Amidas

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ AMINAS (C, H y N)

15

- Se consideran derivados del NH3 al que se le sustituyen 1, 2 ó 3 H por radicales orgánicos (R).

Clasificación

1H

Amina Primaria

Si se sustituye del NH3 :

2H

Amina Secundaria

3H

Amina Terciaria

Tipo de amina

Grupo Func

Fla Gral

Ejemplo

Amina Primaria

-NH2

R-NH2

CH3-CH2-CH2-NH2 propilamina

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Amina Secundaria

-NH-

R-NH-R’

CH3-CH2-NH-CH3 etil metilamina

___________________________________

Amina Terciaria

-N-

R-N-R’ R’’

CH3-N(CH3)-C2H5 etil dimetilamina

___________________________________


Página 5

Diapositiva

___________________________________ AMIDAS (C, H, N y O)

16

___________________________________

Clasificación Tipo de amida

Grupo Func

Ejemplo

- C -NH2

Amida simple

O

propanamida

- C –NH-

Amida N-sustituída

___________________________________

CH3-CH2-CONH2

___________________________________

CH3- CONH-CH3

O

N-metil etanamida

___________________________________

1 sustituyente sobre el N

- C – N-

CH3-CH2-CH2-CO-N(CH3)2

O

Amida N, N disustituída

N,N-dimetilbutanamida

___________________________________ ___________________________________

2 sustituyentes sobre el N

Diapositiva

___________________________________

17

___________________________________ ___________________________________

Funciones orgánicas Mixtas

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 18

___________________________________

FUNCIONES ORGÁNICAS MIXTAS Más de 1 grupo Funcional en el compuesto. El grupo más importante (orden de Precedencia), determina la función química, el grupo secundario se nombra como sustituyente.

Función química

Grupo funcional Como sustituyente se nombra:

ácido carboxílico

-COOH

Aldehído

-CHO

formil

Cetona

-CO-

oxo

Alcohol

-OH

hidroxi

Amina

-NH2

amino

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________


Página 6

Diapositiva 19

___________________________________

FUNCIONES ORGÁNICAS MIXTAS Más de 1 grupo Funcional en el compuesto.

___________________________________

G. Funcional principal ác. carboxílico

O CH3-CH-C- OH OH

___________________________________ ___________________________________

G. Funcional secundario hidroxi

___________________________________

ácido 2-hidroxipropanoico

___________________________________

(ác. α-hidroxipropanoico) Ácido láctico

___________________________________

Diapositiva

___________________________________

20

___________________________________

Funciones orgánicas de importancia biológica Aminoácidos Hidratos de Carbono

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva 21

___________________________________

FUNCIONES ORGÁNICAS MIXTAS AMINOÁCIDOS: ácidos carboxílicos con grupos secundarios amino.

O

G. Funcional principal ác. carboxílico

___________________________________

CH3-CH2-CH-C- OH NH2 Cα

NH2

O

CH3-CH-CH2-C- OH NH2

G. Funcional secundario

amino

___________________________________

O

CH3-CH2-CH-C- OH Cβ

___________________________________

ácido 2-aminobutanoico

___________________________________

(ác. α-aminobutanoico)

___________________________________ ácido 3-aminobutanoico (ác. β-aminobutanoico)

___________________________________


Página 7

Diapositiva 22

___________________________________

FUNCIONES ORGÁNICAS MIXTAS - AMINOÁCIDOS Los aminoácidos de importancia biológica son α aminoácidos Unión peptídica: unión de α-aminoácidos con pérdida de 1 molécula de agua, para dar péptidos. Ej.: ác. aminoetanoico Glicina (Gly)

O

___________________________________

el Cα (C2) es asimétrico

UNIÓN PEPTÍDICA

___________________________________

O

O

H2C-C-OH + CH3-CH-C-OH NH2 H-N-H

H2C-C- NH-CH- COOH + H2O NH2

ácido 2-aminopropanoico (ác. α-aminopropanoico)

CH3

___________________________________

Dipéptido: Glicina - Alanina

___________________________________

Alanina (Ala) - El dipéptido puede seguir uniendo aa → polipétidos - Unión de Polipéptidos → proteínas

___________________________________

Diapositiva 23

___________________________________

___________________________________ HIDRATOS DE CARBONO: polihidroxialdehídos o polihidroxicetonas o compuestos que, por hidrólisis, generan a los anteriores.

___________________________________

Monosacáridos: + simples Hidratos de Carbono

Disacáridos: 2 monosacáridos unidos por unión glicosídica. Ej:Sacarosa (glucosa-fructosa), maltosa(glu-glu) Oligosacáridos: de 3 a 9 Monosacáridos

___________________________________ Por hidrólisis ácida generan Monosa cáridos.

Polisacáridos: + de 10 Monosacáridos. Ej.: Celulosa, Almidón, Glucógeno

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

Diapositiva

___________________________________ HIDRATOS DE CARBONO - MONOSACÁRIDOS

24

___________________________________

Monocáridos - Por hidrólisis no generan otros H de C.

___________________________________

- 3 a 7 Carbonos. - Los de mayor importancia biológica son los de 6 C (HEXOSAS)

___________________________________ HEXOSAS

___________________________________ aldohexosas ( -CHO y grupos –OH)

cetohexosas ( -CO- y grupos –OH)

___________________________________ ___________________________________


Página 8

Diapositiva

___________________________________ HIDRATOS DE CARBONO - MONOSACÁRIDOS

25

___________________________________

HEXOSAS ALDOHEXOSA

CETOHEXOSA

CH2OH

___________________________________ ___________________________________

C6O6H12 Isómeros de Función

___________________________________ ___________________________________

GLUCOSA

Diapositiva

FRUCTOSA

___________________________________

___________________________________ Fórmulas de Haworth

26

___________________________________ GLUCOSA

___________________________________ ___________________________________ ___________________________________

FRUCTOSA

___________________________________ ___________________________________


Página 9

Diapositivas Teóricas De Quimica Med Unlp 506370

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