Química

Este es un tema que os suele gustar bastante. Así que, a por él que encima es cortito.   REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN   La oxidación es el proceso mediante el cual una sustancia (agente reductor) pierde electrones. La reducción es el proceso mediante el cual una sustancia (agente oxidante) gana electrones. Una redox o reacción de oxidación-reducción es una reacción en la que un agente reductor se oxida al ceder electrones y un agente oxidante se reduce al aceptarlos. Vamos a ver con un par de ejemplos cómo se ajustan este tipo de reacciones en medio ácido y en medio básico.   PILAS O CELDAS ELECTROQUÍMICAS: Una pila electroquímica es un dispositivo que permite obtener una corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea. Consta de las siguientes partes: Ánodo, que es el electrodo donde se produce la oxidación (polo negativo). Cátodo, que es el electrodo donde se produce la reducción (polo positivo). Los electrodos están formados por una lámina de metal, introducida en una disolución de sal de ese metal. Los electrodos se conectan externamente mediante un hilo conductor que permite el paso de los electrones desde el ánodo al cátodo. Este circuito se cierra a través de un puente salino que conecta ambas disoluciones y evita la acumulación de cargas. Pila Daniell: La A es un aparato (voltímetro) que se conecta para medir el voltaje o fuerza de la pila   NOTACIÓN DE LA PILA: Se escribirá primero la oxidación, en el orden que se produce y separado por dos barras la reducción en el orden en el que ocurre también. Por ejemplo: – Zn (s) / Zn+2 (ac 1M) // Cu+2 (ac 1M) / Cu (s) + Oxidación (ánodo)             Reducción (cátodo)   Podremos calcular también la fuerza electromotriz de la pila (fem) o el potencial de la pila restando el potencial estándar del cátodo menos el del ánodo: f.e.m. =   pila = cátodo –  ánodo Si pila es positiva ( 0) entonces   0, tendremos una reacción espontánea y la pila funcionará en el sentido indicado de la ecuación. La especie con mayor potencial de reducción se reducirá en el cátodo, mientras que la especie con mayor potencial se oxidará en el ánodo (Recuerda! El más negativo es el que tiene más ganas de hacer la oxidación)   ELECTRÓLISIS: Es el proceso en el que el paso de la corriente eléctrica por una disolución o por un electrolito fundido produce una reacción de oxidación-reducción no espontánea. Consta de una cuba electrolítica, que es el recipiente donde se realiza el proceso. En ella van sumergidos dos electrodos conectados a una fuente de corriente continua que suministra los electrones para que transcurra la reacción redox no espontánea. Al igual que en la pila, en el ánodo se produce la oxidación, pero ahora es el polo positivo (conectado al polo positivo del generador) y atrae los iones cargados negativamente. En el cátodo se produce la reducción, pero es el polo negativo (conectado al polo negativo del generador) y atrae los iones cargados positivamente.   LEY DE FARADAY:  y Q = I t Donde Q es la carga que circula, medida en culombios (C) I es la intensidad de corriente, medida en Amperios (A) t es el tiempo en segundos m es la masa del elemento desprendida en gramos M es la masa molar del elemento en gramos F : 1 Faraday = 96487C Z es el número de electrones que intervienen. Holi!!! Aquí te dejo una web para que puedas corregirte las reacciones (es como una calculadora de redox) https://www.periodni.com/es/metodo_de_semi-reacciones.php En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.

Venga, que ya estás en el último tema. La química del carbono, otro que os suele gustar bastante. Recuerda dar un repaso también a todo lo visto en clase.   MÓDULO VIII.- QUÍMICA DEL CARBONO   ISOMERÍAS: Dos compuestos son isómeros cuando, teniendo la misma fórmula molecular, poseen diferente fórmula estructural TIPOS DE ISOMERÍA: ISOMERÍA ESTRUCTURAL: Presenta diferencias en la estructura de su esqueleto hidrocarburado Pueden ser: DE CADENA: Tienen el mismo grupo funcional, pero diferente estructura en su cadena (cambia la cadena). DE POSICIÓN: Tienen el mismo grupo funcional pero en diferente posición. DE FUNCIÓN: Tienen diferente grupo funcional. En esta podemos decir que los alcoholes se transforman en éteres, las cetonas en aldehídos y los ácidos en ésteres. ISOMERÍA ESPACIAL: Presenta diferencias en la distribución espacial de sus átomos y puede ser: GEOMÉTRICA O CIS-TRANS: Se suele dar en los alquenos, debido a que no es posible la libre rotación en torno al enlace C = C. Es imprescindible que los dos sustituyentes unidos a cada carbono del enlace doble sean distintos. En la forma CIS, los sustituyentes iguales de cada átomo de carbono del doble enlace se encuentran en la misma región del espacio con respecto al plano, mientras que en la forma TRANS, se encuentran en distintas regiones del espacio. Ejemplos: Ahora nombrados como Cis-but-2-eno y Trans-but-2-eno   ÓPTICA: Esta es característica de los compuestos que tienen algún carbono asimétrico (quiral), es decir, un carbono con los cuatro sustituyentes distintos. Presentan actividad óptica al desviar el plano de luz polarizada hacia la derecha (isómero dextro) o la izquierda (isómero levo). Los isómeros ópticos se denominan enantiómeros y son imagen especular el uno del otro. Por ejemplo, el butan-2-ol presenta este tipo de isomería debido a la existencia de un carbono asimétrico en el carbono 2  (CH3-CHOH-CH-CH3) Por último, recuerda la prioridad de los grupos funcionales a la hora de formular:   Grupo Funcional Fórmula Sufijo Sustituyente Ácidos carboxílicos -COOH Ácido…-oico Carboxi- Ésteres -COO- …-oato de …ilo oxicarbonil Amidas -COO-NH2 -amida carbamoil Nitrilos -C N -nitrilo ciano Aldehídos -CHO -al formil Cetonas -CO- -ona oxo Alcoholes -OH -ol hidroxi Aminas primarias – NH2 -amina amino Aminas secundarias – NH- -amina amino Aminas terciarias – N- -amina amino Éteres -O- ….il-….il-éter Oxa (oxi) Alquenos -eno Alquinos -ino Nitro -NO2 nitro Alcanos – -ano   Por último, vamos a ver los tipos de reacciones orgánicas que te puedes encontrar: Reacciones de sustitución (halogenación) en alcanos: Son aquellas en las que se sustituye un átomo de hidrógeno del alcano por uno de halógeno Por ejemplo: CH4 + Cl2 CH3-Cl + HCl Reacciones de combustión en alcanos: Son aquellas en las que se hace reaccionar con oxígeno y se obtiene CO2 y H2O Por ejemplo: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O Reacciones de adición en alquenos: Hidrogenación: Son aquellas en las que se produce la pérdida de un doble enlace mediante la adición de H a ambos lados Por ejemplo: CH2 = CH – CH3 + H2  CH3 – CH2 – CH3 Halogenación: Son aquellas en las que se produce la pérdida de un doble enlace mediante la adición de un halógeno a ambos lados Por ejemplo: CH2 = CH – CH3 + Br2 CH2Br – CHBr – CH3 Adición de haluros de hidrógeno: Son aquellas en las que se produce la pérdida de un doble enlace mediante la adición de un haluro de hidrógeno (HCl, HBr…) a ambos lados (según la regla de Markovnikov, el hidrógeno va al átomo de carbono con más hidrógenos y el halógeno al que menos) Por ejemplo: CH2 = CH – CH3 + HBr  CH3 – CHBr – CH3 Adición de agua: Son aquellas en las que se produce la pérdida de un doble enlace mediante la adición de agua a ambos lados (normalmente se dan en presencia de H2SO4) (según la regla de Markovnikov, el hidrógeno va al átomo de carbono con más hidrógenos y el grupo -OH al que menos) Por ejemplo: CH2 = CH – CH3 + H2O CH3 – CHOH – CH3 Reacciones de sustitución en compuestos aromáticos: Son aquellas en las que se produce la sustitución de un átomo de hidrógeno del benceno por un átomo o grupo de otro compuesto, en presencia de un catalizador Por ejemplo: C6H6 + Cl2 CH3 – C6H5Cl + HCl Reacciones de sustitución en derivados halogenados: Son aquellas en las que se produce la sustitución del halógeno por un grupo -OH cuando reacciona con una base, disuelto en agua Por ejemplo: CH3 – CH2 – CH2Br + NaOH CH3 – CH2 – CH2OH + HBr Reacciones de eliminación: Son aquellas en las que se produce la formación de un doble enlace cuando un halógeno reacciona con una base, disuelto en un alcohol (según la regla de Saytzev, si la eliminación conduce a más de un producto, el doble enlace se forma con el átomo de carbono con menos hidrógenos) Por ejemplo: CH3 – CH2 – CHBr – CH3 + KOH CH3 – CH =CH – CH3+ HBr Reacciones de sustitución en alcoholes: Son aquellas en las que se produce la sustitución de un grupo -OH de un alcohol por un átomo o grupo de otro compuesto Por ejemplo: CH3 – CH2 – CH2OH  + HBr  CH3 – CH2  – CH2Br  + H2O Reacciones de eliminación (deshidratación): En presencia de un ácido, los alcoholes experimentan reacciones de deshidratación que, dependiendo de la temperatura, conducen a la formación de un éter a temperaturas bajas o u doble enlace, a temperaturas superiores  (si la reacción conduce a más de un producto, aplicaremos la regla de Saytzev) Por ejemplos: CH3 – CH2 – CH2OH CH3 – CH = CH2 + H2O   Reacciones de esterificación: Es la reacción de un alcohol con un ácido carboxílico que conduce a la formulación de un éster y la pérdida de una molécula de agua Por ejemplo: CH3 – CH2 – CH2OH + CH3 – CH2 – COOH CH3–CH2–COO –CH2–CH2–CH3 + H2O Reacciones de oxidación: Los alcoholes pueden oxidarse dando lugar

MÓDULO I.- SISTEMA PERIÓDICO Y ENLACES Hola, en este módulo te dejo algunos conceptos importantes de este tema. Son algunos de los conceptos que suelen caer en exámenes y que os cuesta un pelín más justificar.   NÚMEROS CUÁNTICOS. – Son los valores que describen un orbital y el electrón que lo ocupa. Los tres primeros nos dan la información del orbital y el cuarto, acerca del electrón que lo ocupa. Son los siguientes: Número cuántico principal (n): Indica la capa o nivel de energía y puede tomar valores comprendidos entre el 1 y el 7 Número cuántico secundario (l): Indica la subcapa o nivel de energía y puede tomar valores comprendidos entre 0 y n-1. Según el subnivel que ocupen usaremos l = 0, si está en el orbital s; l = 1, si está en el orbital p; l = 2, si está en el orbital d y    l = 3, si está en el orbital f Número cuántico magnético (m): Indica las posibles orientaciones de los orbitales y va desde -l hasta +l (Recuerda, es el nombre de la caja donde hemos metido el último electrón) Número cuántico magnético de spin (s): Indica las posibles orientaciones que puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo (Recuerda +1/2 si entra boca arriba y -1/2, si lo hace boca abajo)   PROPIEDADES PERIÓDICAS. –   RADIO ATÓMICO: Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en un sólido metálico. Cuanto más abajo y más a la izquierda se encuentre un elemento en la tabla periódica, mayor será su radio atómico. Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta hacia abajo porque de esta manera, aumenta el número de capas, puesto que aumenta el periodo Dentro de un mismo periodo (misma capa) el radio atómico aumenta hacia la izquierda, ya que disminuye el número de protones y cuantos menos protones tenga el elemento, menor es la atracción hacia los electrones periféricos y el radio aumenta de tamaño (Recuerda, los electrones están más flojos, más sueltos, el elemento está más relajado y por eso el radio es mayor).   RADIO IÓNICO: Un anión tiene mayor radio que su átomo neutro. Teniendo en cuenta que los electrones se repelen entre sí, la nube electrónica o radio iónico se expande. Y un catión, tiene menor radio iónico que si átomo neutro. Al tener menos electrones, hay menor repulsión y se contrae.   ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN: Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón (el más externo al núcleo) de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental Cuanto más arriba y más a la derecha esté un elemento en la tabla periódica, mayor energía. Cuando un átomo tiene un radio pequeño, los electrones periféricos están muy atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más trabajo arrancarlos (requiere mayor energía de ionización). Por esta razón, los gases nobles son los elementos que tienen mayor energía de ionización, aunque también es debió a su gran estabilidad. Las sucesivas energías de ionización, siempre son mayores que las anteriores y la energía de ionización que coincide con el cambio de capa es mucho mayor, ya que ese electrón se arranca de una capa más cercana al núcleo y con configuración de gas noble.   AFINIDAD ELECTRÓNICA: Es la energía desprendida o absorbida, cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ion negativo (anión). Cuanto más arriba y más a la derecha esté el elemento en la tabla periódica, mayor es su afinidad electrónica. Al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a ese hipotético electrón para crear el anión (cuanto más cerca esté de la configuración electrónica del gas noble, más ganas tiene de captar ese electrón, mayor afinidad electrónica).   ELECTRONEGATIVIDAD:  Capacidad que tiene un átomo de un elemento dado para atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos en un enlace covalente. Cuanto más arriba y más a la derecha esté un elemento en la tabla periódica, mayor electronegatividad. Al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones compartidos en dicho enlace. Si un elemento es más electronegativo (más no metálico) tiene tendencia a ganar electrones formando aniones y viceversa, formando cationes.   TIPOS DE ENLACES. –   ENLACE IÓNICO: Este enlace se basa en la transferencia de electrones. Se da en elementos con mucha diferencia de electronegatividad (muy separados en la tabla). No comparten electrones, sino que los ceden desde el elemento menos electronegativo, que formará un catión, al más electronegativo, que formará un anión. Este enlace es característico de la unión de elementos metálicos y no metálicos.   ENLACE COVALENTE: Este enlace se basa en compartir electrones, lo hacen porque los elementos que se unen tienen una electronegatividad similar, similar tendencia a atraer hacia si los electrones compartidos en un enlace covalente. Es característico de la unión de elementos metálicos.   ENLACE METÁLICO: También se basa en compartir electrones, pero de forma colectiva, entre todos los átomos que componen el metal. Se da, obviamente, en metales   ESTRUCTURA DE LEWIS. – Es la representación de cómo se enlazan los electrones de cada átomo para formar un conjunto en el que cada uno de ellos, quede rodeado por ocho electrones (regla del octeto). En esta estructura los electrones pueden estar compartidos formando parte del enlace covalente o no compartidos, que serán los llamados electrones no enlazantes. Cómo formarla: Elegimos un átomo central, que será el que tiene mayor covalencia, ya que podrá formar más enlaces con otros átomos. En definitiva, el menos electronegativo. Los electrones compartidos serán igual a los necesarios (que son a os que debe llegar cada elemento) menos los disponibles (que sin los que tiene cada elemento en su capa de valencia). Los electrones solitarios serán igual a los disponibles menos los compartidos. Llamaremos hipovalencia al incumplimiento de la regla del octeto por defecto y

Vamos a darle un repaso al tema de la cinética. Recuerda repasar y estudiar tus propios apuntes MÓDULO III.- CINÉTICA QUÍMICA CINÉTICA La cinética nos informa acerca de la rapidez con que tendrá lugar el proceso de transformación de los reactivos en productos. , donde K es la constante de velocidad, [A] y [B] son las concentraciones molares de los reactivos y y , son los órdenes parciales de la reacción. Esta ecuación refleja la velocidad en función de las concentraciones de los reactivos multiplicados entre sí y elevados a unos exponentes llamados órdenes parciales de la reacción. Estos órdenes parciales, al sumarlos, nos dan el orden total de la reacción. Muy importante: los órdenes parciales no tienen por qué coincidir con los coeficientes estequiométricos. La K, depende de la temperatura, pero no de las concentraciones y sus unidades varían en función de la forma que tome la ecuación.   FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN: Naturaleza química del proceso: Las reacciones que no implican reajustes de enlaces son rápidas y las que requieren la ruptura de enlaces covalentes son más lentas, sobre todo, si hay enlaces múltiples. Estado físico de los reactivos: Las reacciones homogéneas (aquellas en las que todos los reactivos están en una misma fase) son más rápidas. Sobre todo, las reacciones entre los gases. Las reacciones heterogéneas son más lentas que las homogéneas, ya que la interacción molecular se limita a la superficie de contacto entre las fases. Concentración de los reactivos: De la ecuación de la velocidad podemos deducir que un aumento de la concentración de los reactivos supone un aumento en la velocidad de la reacción, ya que sin magnitudes directamente proporcionales. Temperatura: La ecuación de Arrhenius:  , donde A es el factor de frecuencia, Ea la energía de activación y R es una constante y T la temperatura; demuestra que la constante aumenta con la temperatura y, por tanto, también lo hace la velocidad, puesto que   está en el exponente y con signo negativo. Aquí también podemos ver como un aumento de la Ea implica una disminución de K y, por tanto, de la velocidad. Así tendremos que, a mayor Ea, menor velocidad de reacción. Catalizadores: Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción y su mecanismo general de actuación es la disminución de la energía de activación que, como se ha visto en la ecuación de Arrhenius, implica un aumento de la constante y de la velocidad. También se caracterizan por no alterar variables termodinámicas del proceso ( (entalpía) y  (energía libre de Gibbs)), pues el catalizador ni aporta ni consume energía del sistema.   Si queremos aumentar la velocidad de una reacción, utilizaremos, por tanto, factores tales como aumentar la concentración de los reactivos, a temperatura o añadir un catalizador.   TEORÍA DE LAS COLISIONES: Esta teoría relaciona la constante cinética con el número de choques o colisiones eficaces entre las moléculas. Del número total de colisiones, son eficaces las que se producen con una orientación adecuada, y de manera tal que las partículas que chocan tengan una energía cinética igual o superior a la energía necesaria para romper los enlaces (moléculas activadas). La energía mínima que debe superarse, es la que llamamos Energía de Activación.   TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN O DEL COMPLEJO ACTIVADO:  Estudia el perfil energético de la reacción. Para ello se postula la existencia de una especie llamada complejo activado, que es una estructura intermedia entre reactivos y productos, en la cual se han debilitado los enlaces antiguos y se han empezado a formar los enlaces nuevos. Es muy inestable por su elevada energía y se descompone de forma casi instantánea formando los productos de la reacción. La región próxima al máximo de energía se llama estado de transición y la diferencia de energía entre el complejo activado (que ocupa la cima) y los reactivos, es la energía de activación (Ea directa). Constituye esa barrera energética, esa energía mínima que hay que superar para que se produzca la reacción. El proceso inverso tiene también su propia Ea, es la Energía de activación inversa.   En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.