Química

Hola! Aprovecho este módulo solo para dejarte, en la pestaña de materiales,  los exámenes de Selectividad /Pau/EBAU desde el año de la polca. Recuerda, el secreto para mejorar solo está en dedicarle tiempo efectivo a las cosas.

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

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.

Otro tema más. Es el turno de ácidos y bases, algo que parece muy abstracto pero que lo tenemos más a la vista de lo que creemos. MÓDULO VI.- REACCIONES ÁCIDO-BASE   Debemos saber que, según la teoría de Arrhenius de ácidos y bases: Un ácido es una sustancia que, en disolución acuosa, se disocia en sus iones, liberando iones Una base es una sustancia que, en disolución acuosa, se disocia en sus iones, liberando iones Según la teoría de Brönsted- Lowry ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón a otra sustancia llamada base base es toda sustancia capaz de recibir un protón de otra sustancia llamada ácido Llamaremos sustancias anfóteras a aquellas sustancias que pueden comportarse tanto como ácidos como bases, es decir, pueden ceder y recibir un protón .   REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN: Consiste en la transferencia de un protón de un ácido a una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido. Recuerda! Para que exista neutralización debe haber mismo número de moles de ácido que de base.   EQUILIBRIO IONICO/AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA: a 25 C, se cumple que el producto iónico del agua (Kw) es Kw= (valor que cambia con la temperatura) En agua pura, se cumple que  y estamos ante una disolución neutra, de pH = 7. Cuando ,  decimos que la disolución es ácida y su ph será menor que 7. Cuando  , decimos que la disolución es ácida y su ph será mayor que 7. Recuerda: pH + pOH = 14 pH = – log y pOH = – log Los ácidos fuertes son aquellos que disocian por completo, es decir, al 100%. Por lo que la concentración inicial coincidirá con la concentración de equilibrio de  (ocurre lo mismo con las bases  C0 = ) Algunos ácidos fuertes son: H2SO4; HClO4; HNO3; HCl; HBr; HI Algunas bases fuertes son los hidróxidos de los grupos 1 y 2.   El Grado de disociación o ionización También vamos a poder calcular los valores de las constantes de acidez (Ka) y basicidad (Kb) y pKa = – log Ka y pKb = – log Kb   DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA: Es aquella capaz de mantener su pH prácticamente constante, aunque se le añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una base, o cuando se diluyen   INDICADOR ÁCIDO-BASE: Es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que se encuentre disuelto. En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.

Vamos ahora con el tema de solubilidad, una vez has pasado el tema de equilibrio, esto es pan comido!   EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN   La solubilidad de un soluto en un disolvente es la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente o disolución a una temperatura determinada. Diremos que una disolución está saturada cuando contiene la máxima cantidad de soluto que puede admitir a una temperatura; diremos que está sobresaturada, cuando contiene más soluto del que puede admitir a esa temperatura e insaturada, cuando contiene menos soluto del que puede admitir a esa temperatura. La solubilidad vamos a intentar expresarla siempre en: moles soluto / litros de disolución. Ks o constante de solubilidad es igual al producto de las concentraciones molares de las especies disueltas (productos, en fase acuosa) elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. No tenemos en cuenta los sólidos (los productos) EFECTO DE ION COMÚN: La adición de un ion común hace que la reacción se desplace para reajustar el equilibrio. Al aumentar el volumen de disolución por adición de agua, disminuirá la concentración de los iones, por lo que la reacción se desplazará hacia el lado que compense esa disolución (Le Chatelier), hacia la derecha. En ese sentido, se disolverá más cantidad de precipitado.   Debemos tener en cuenta que, si queremos saber si se forma precipitado, nos fijaremos en: Ks Qs se formará precipitado Ks Qs no se formará precipitado Ks = Qs el sistema está en equilibrio En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.

En este módulo vamos a dar un repaso a la parte de equilibrio químico. Presta atención a este tema, puesto que suele caer frecuentemente en exámenes. MÓDULO IV.- EQUILIBRIO QUÍMICO En estequiometría se considera que los reactivos se transformar en productos durante el trascurso de una reacción que se considera directa e irreversible. Sin embargo, en muchas ocasiones este proceso directo no llega a completarse y llega un momento en el que las cantidades de reactivo dejan de disminuir y las de producto de aumentar. Incluso puede llegar a ocurrir que se produzca el proceso inverso dando lugar a una reacción reversible, donde parte de los productos se transforman en reactivos. Tenemos, por tanto, una mezcla dinámica de reactivos y productos que alcanzará el equilibrio químico ()  cuando el sistema llegue al estado en que las velocidades de reacción tanto directa como inversa sean idénticas. Situación en la que no percibiremos cambios observables a escala macroscópica y las concentraciones de las sustancias permanecerán constantes. El equilibrio químico solo puede tener lugar en recipientes cerrados. Ley de atracción de masas: En toda reacción química reversible, en equilibrio y a una determinada temperatura, el producto de las concentraciones molares de los productos dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos, cada uno de ellos, elevado a su coeficiente estequiométrico tiene siempre un valor constante, que llamaremos constante de equilibrio, Kc. Vendrá descrita por la expresión: En esta expresión, recordad, que solo vamos a trabajar con gases, ya que la concentración de sólidos y líquidos se considera constante. Datos importantes sobre Kc: Solo depende de la temperatura, por lo que tendrán un valor específico a cada temperatura. No depende de las concentraciones iniciales de reactivos ni productos. Las concentraciones tienen que ir expresadas en mol/L. Kc vamos a considerarla sin unidades. Si cambia la estequiometría de la reacción, cambia Kc (OJO con las reacciones, que estén siempre ajustadas). Si Kc 1, la reacción se encuentra desplazada hacia los productos, ya que será mayor el valor del numerador y si Kc 1 la reacción estará desplazada hacia los reactivos. La Kc del proceso inverso es la inversa de a del proceso directo.   COCIENTE DE REACCIÓN (Qc): Es la misma expresión que Kc pero no está referido a concentraciones de equilibrio. De manera que: Si Kc = Qc, el sistema está en equilibrio. Si Kc Qc, el sistema debe desplazarse hacia el lado de los productos para alcanzar el equilibrio. Si Kc Qc, el sistema debe desplazarse hacia el lado de los reactivos para alcanzar el equilibrio.   GRADO DE DISOCIACIÓN: Es la fracción de mol que se ha disociado (lo que ha reaccionado) cuando se alcanza el equilibrio. Se expresa en tanto por uno (aunque también puede hacerse en tanto por por ciento), de tal manera que = 1 implica que se ha disociado por completo.   RELACIÓN ENTRE KC Y KP: Donde hace referencia a la variación de moles gaseosos únicamente.   PRINCIPIO DE LE CHATELIER Y FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO: Según Le Chatelier: “cuando un sistema que está en equilibrio, es perturbado desde el exterior modificando sus condiciones, se desplazará en el sentido en el que tienda a contrarrestar dicha perturbación” Los factores que modifican el equilibrio son: Cambios en las concentraciones: Al añadir más cantidad de una sustancia a un sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia el lado donde no esté presente dicha sustancia con el objetivo de contrarrestar su adición. Sin embargo, al retirar cantidad de una sustancia, el equilibrio se desplaza hacia donde no esté para compensar su retirada. Ojo con los sólidos y líquidos puros que su adición no altera el equilibrio. Generalmente, podemos decir que, si aumentamos la concentración de una sustancia, el equilibrio se desplaza en el sentido en que se consume dicha sustancia; y si disminuimos la concentración de una sustancia, en el sentido en que ésta se produce. Cambios en la presión y el volumen: Al aumentar la presión o disminuir el volumen, el equilibrio tendrá que desplazarse hacia el lado donde sea menor el número de moles gaseosos, ya que, a menor número de moles gaseosos, menor presión. Pero si disminuimos la presión o aumentamos el volumen, el equilibrio se desplazará hacia donde haya mayor número de moles gaseosos para compensarlo (mayor presión). Si el número de moles gaseosos es el mismo, el equilibrio no se ve alterado por cambios en la presión. Generalmente, podemos decir que, si aumentamos la presión o disminuimos el volumen, el equilibrio se desplaza hacia donde hay una disminución del número de moles gaseosos. Y si disminuimos la presión o aumentamos el volumen, el equilibrio se desplaza hacia donde haya un aumento del número de moles gaseosos. Cambios en la temperatura: Un aumento de la temperatura provocará que el equilibrio trate de contrarrestarlo favoreciendo la reacción endotérmica, ya que, al absorber energía, disminuye la temperatura del sistema. Por el contrario, una disminución de la temperatura provocará que el equilibrio trate de compensarlo favoreciendo la reacción exotérmica que, al desprender energía, aumenta la temperatura del sistema. En general, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido en que la reacción es endotérmica ( ) y si baja la temperatura, lo hace en el sentido en que la reacción es exotérmica ( ). Efecto de un catalizador: El catalizador produce un aumento de La velocidad de la reacción debido a la disminución de la energía de activación. Sin embargo, no altera el valor de las variables termodinámicas y , porque el catalizador no aporta ni consume energía del sistema. De esta manera, podemos afirmar que un catalizador no produce ningún cambio en el estado del equilibrio.   En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.

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.