CL Ronchera-Oms Conceptos Básicos de Química FIR

CL Ronchera-Oms Conceptos Básicos de Química FIR

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1.- Unidades Fundamentales del Sistema Internacional Magnitud Unidad Símbolo Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Cantidad de sustancia mol mol Temperatura kelvin K Corriente eléctrica amperio A Intensidad luminosa candela cd 2.- Unidades Derivadas del Sistema Internacional Magnitud Unidad Símbolo Energía, trabajo, calor julio J Fuerza newton N Presión pascal Pa Frecuencia hercio Hz Potencia vatio W Carga eléctrica culombio C Potencial eléctrico voltio V Resistencia eléctrica ohmnio Ω 3.- Prefijos de Unidades Prefijo Símbolo Factor giga G 109 mega M 106 kilo k 103 hecto h 102 deca da 101 deci d 10-1 centi c 10-2 mili m 10-3 micro μ 10-6 nano n 10-9

pico p 10-12 femto f 10-15 1Å = 10-10 m 1 mL = 1 cm3 1 cal = 4,184 J TºC + 273 = TK , así: 0 ºC = 273 K mol = número de Avogadro (6,022 x 1023) de partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, canicas, hamburguesas, vacas...) masa molar = masa (en g) de 1 mol de la sustancia. 4.- Expresiones de la Concentración Concentración molar (c) = molaridad (M) = número de moles de la especie contenidos en 1 L de disolución disolución de mL

soluto de molesmdisolución de L

soluto de moles== = Mc


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Electrón

Neutrón

- La función p es el logaritmo decimal negativo de la concentración molar de la especie:

pX = -log [X] Ej: pH = -log [H+] Siendo equivalente gramo = peso atómico o molecular / valencia (no tiene dimensiones) Concentración porcentual: partes por millón (ppm) = mg/L partes por billón (ppb) = μg/L 5.- El Átomo - Los átomos están compuestos por tres partículas elementales:

Partícula Masa (relativa) Carga Electrón e- 1 -1 Protón p+ 1836 +1 Neutrón n0 1839 0

- los protones y los neutrones constituyen el núcleo de los átomos; la carga del núcleo es positiva. - los electrones ocupan la corteza, y se localizan alrededor del núcleo en orbitales. - los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones.

Número atómico = número de protones en el núcleo del átomo. - se representa con la letra Z. - determina la identidad química de un elemento; es decir, los átomos con el mismo Z son el mismo elemento. - en un átomo eléctricamente neutro, el número de protones ha de ser igual al de electrones. De este modo, el número atómico también indica el número de electrones, y define la configuración electrónica de los átomos. Número másico = la suma de los protones y los neutrones presentes en el núcleo atómico. - se representa con la letra A. - Se utiliza el término núclido para describir un átomo con un número atómico (Z) y un número másico (A) determinado:

X

Tanto por ciento en peso (p/v) = peso de soluto (g)volumen de la disolución (mL)

⋅100

disolvente de kgsoluto de moles(m) molalidad =

disolución de Lsoluto de gramo esequivalent(N) normalidad =

moles de totalnúmeroA de moles)(molar fracción A = χ

A Z

Protón


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Los isótopos tienen igual número atómico (Z), pero diferente número másico (A). Por lo tanto, los isótopos solamente difieren entre sí en el número de neutrones que contienen. Y dado que tienen el mismo número atómico, presentan el mismo comportamiento y las mismas características químicas (p.ej., tienen la misma reactividad, forman los mismos compuestos, etc). Ej: isótopos del H 6.- Un electrolito es una sustancia que se disocia en iones cuando está en disolución y, por lo tanto, produce disoluciones que conducen la electricidad. - Electrolito fuerte: sustancia totalmente disociada en disolución. La disociación completa se simboliza con una única flecha (→):

HCl → H+ + Cl- - Electrolito débil: sustancia parcialmente disociada en disolución. Una disociación parcial da lugar a un estado de equilibrio, que se simboliza con una doble flecha (↔):

CH3-COOH ↔ CH3-COO- + H+ Electrolitos Fuertes Electrolitos Débiles - Ácidos inorgánicos: HCl, HBr, HI, HNO3, - Ácidos inorgánicos: H2CO3, H3PO4, H2S. H2SO4, HClO4, HClO3. - La mayoría de los ácidos orgánicos. - Hidróxidos alcalinos y alcalinotérreos (NaOH). - La mayoría de las bases orgánicas. - La mayoría de las sales (NaCl). - Amoníaco. - Los ácidos orgánicos sulfónicos R-SO3H - Una sustancia no ionizada en disolución se denomina no electrolito (Ej: CH3OH, glucosa). 7.- Ácidos y Bases (definición de Arrhenius) Ácido = sustancia que dona protones, transformándose en su base conjugada.

CH3-COOH → CH3-COO- + H+ - un ácido aumenta la concentración de H+ (=H3O+) en agua:

CH3-COOH + H2O→ CH3-COO- + H3O+ Base = sustancia que acepta protones, transformándose en su ácido conjugado.

NH3 + H+ → NH4+ - una base aumenta la concentración de OH- en agua: NH3 + H2O → NH4+ + OH- Un ácido (AH) y su base conjugada (A-) están relacionados por la ganancia/pérdida de un solo protón.

(ácido) (base conjugada)

(base) (ácido conjugado)


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Las especies anfóteras (= anfipróticas = anfolitas) son las que pueden actuar como ácidos o como bases. Los disolventes anfóteros se comportan como ácidos en presencia de solutos básicos, y como bases en presencia de solutos ácidos. Ej: Agua:

CH3-COOH + H2O ↔ CH3-COO- + H3O+

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- 8.- Equilibrio Químico - La constante de equilibrio es una ecuación algebraica que describe la relación existente entre las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio químico. Por convenio, las concentraciones de los productos siempre aparecen en el numerador, y las concentraciones de los reactivos en el denominador.

a A + b B ↔ c C + d D Para disoluciones: [X] es la concentración molar de soluto disuelto. Los superíndices son los coeficientes estequiométricos. Para gases: PX es la presión parcial de la especie gaseosa, en atmósferas. - la constante de equilibrio es adimensional. - si una (o más) de las especies es un líquido puro, un sólido puro, o el disolvente (que está en exceso), ninguno de ellos aparece en la expresión de la constante de equilibrio. - la constante de equilibrio (K) es un concepto termodinámico; permite conocer en que dirección y saber hasta que grado se completa una reacción química. Por definición, una reacción está favorecida siempre que K > 1. Ojo: el valor de la constante de equilibrio no tiene nada que ver con la velocidad (cinética) de la reacción, es decir, no informa de si la reacción transcurre rápida o lentamente. Disociación del agua (= también se denomina autoprotólisis del agua: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-)

H2O ↔ H+ + OH- - Kw se denomina producto iónico del agua. - puesto que Kw es una constante, a medida que aumenta la concentración de H+, disminuye necesariamente la de OH-; y viceversa, claro. Constante de acidez = constante de equilibrio para la reacción de disociación de un ácido. = constante de ionización ácida.

AH + H2O ↔ A- + H3O+

[ ] [ ][ ] [ ]da

dc

DADC = Kc

( ) ( )( ) ( )bB

aA

dD

cC

PPPP = Kp

[ ] [ ] C)25º (a 10 1,00 14−−+ ⋅=⋅ OHH = Kw

C)25º (a 14,00=+ pOHpH = pKw

(ácido)

(ácido)

(base)

(base)

[ ] [ ][ ]AH

OHA = Ka+− ⋅ 3 Ka = pKa log−


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pKa [AH] = [A-]

- cuanto más fuerte es un ácido, mayor es su Ka (equilibrio más desplazado hacia productos, H3O+), y menor es su pKa. - especie mayoritaria en función del pH del medio: Constante de basicidad = constante de hidrólisis básica.

B + H2O ↔ BH+ + OH- - cuanto más fuerte es una base, mayor es su Kb (equilibrio más desplazado hacia productos, OH-), y menor es su pKb. Para un par ácido/base conjugado, se cumple: Ka . Kb = 10-14, y por tanto: pKa + pKb = 14 Cuanto más fuerte es un ácido (menor pKa), más débil es su base conjugada (mayor pKb), y viceversa. 9.- Disolución Tampón = reguladora = amortiguadora - una disolución tampón es aquella que resiste los cambios de pH de una disolución (por adición de ácidos o de bases, o por dilución). Es una mezcla de un ácido (AH) y su base conjugada (A-). - la ecuación de Henderson-Hasselbalch se utiliza para calcular el pH de una disolución tampón: 10.- Redox - Una reacción redox transcurre mediante una transferencia de electrones desde el reductor hasta el oxidante. Oxidación y reducción son siempre procesos simultáneos, es decir, una de las especies (el reductor) se oxida, y la otra especie (el oxidante) se reduce. - oxidarse es perder electrones = aumentar el número de oxidación. Ej: Ago → Ag+ + 1 e- - reducirse es ganar electrones = reducir el número de oxidación: Ej: Zn2+ + 2 e- → Zn - en química orgánica, resulta más útil decir que una sustancia se oxida cuando gana átomos de oxígeno, y que se reduce cuando gana átomos de hidrógeno.

[ ][ ]AH

ApKa = pH−

+ log(del ácido)

[ ] [ ][ ]B

OHBH = Kb−+ ⋅ Kb = pKb log−

AH A- 100%

50%

pH < pKa, predomina la forma ácida

pH 0 14

pH > pKa, predomina la forma básica


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Agentes Oxidantes Agentes Reductores F2 > Cl2 > Br2 > I2 Metales (Li, Na, K, Mg, Zn, Al) KMnO4 (permanganato potásico) H2 (sobre Pd, Pt, ó Ni) Compuestos de Cr (VI): LiAlH4 (hidruro de litio y aluminio) K2Cr2O7 (dicromato potásico) NaBH4 (borohidruro sódico) K2CrO4 (cromato potásico) C (carbono) CrO3 (trióxido de cromo) H2O2 (peróxido de hidrógeno) OsO4 (tetróxido de osmio) HNO3 (ácido nítrico) H2SO5 (ácido persulfúrico) HClO (ácido hipocloroso = lejía) Compuestos de Ce (IV) O3 (ozono), O2 (oxígeno) Cationes metálicos (Ag+, Fe3+, Cu2+) 11.- Cinética Química - La velocidad de una reacción química viene dada por: k es la constante de velocidad. - El orden de reacción viene dado por la suma de los exponentes (m + n) - orden 0: v = k [A]0 = k - orden 1: v = k [A] - orden 2: v = k [A]2 ó v = k [A] [B] - Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción química al reducir el valor de la energía de activación (Ea), sin consumirse ni afectar a la termodinámica de la reacción, es decir, sin desplazarla hacia la derecha (formación de productos) ni hacia la izquierda (formación de reactivos), sin cambiar los valores de ∆H (variación de entalpía), ∆S (variación de entropía) ni ∆G (variación de energía libre). Cinética Enzimática - Los enzimas son moléculas de alto peso molecular que catalizan reacciones en sistemas biológicos. - son altamente específicos.

E + S ↔ ES → P + E Ecuación de Michaelis-Menten: Vm = velocidad máxima KM = constante de Michaelis [S]

v

Vm

KM

[ ] [ ]nm BAk = v ⋅

(sustrato) (producto)

(complejo enzima- sustrato)

[ ][ ]SKSVm = v

M +⋅

Vm/2

KM es la concentración de sustrato que produce la mitad de Vm


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13.- Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la masa o cantidad de materia, por lo que su valor es el mismo al dividir el sistema inicial en varios subsistemas; por este motivo no son propiedades aditivas. En general, son todas aquellas propiedades que caracterizan a una sustancia diferenciándola de otras, por lo que son buenos indicadores para identificar una sustancia: - pto. de ebullición - pto. de fusión - viscosidad - tensión superficial - solubilidad - índice de refracción - olor - color - sabor - dureza - presión - concentración - temperatura - Por el contrario, las propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la masa o cantidad de materia; y son aditivas. Lo son: peso, volumen, longitud, entalpía, entropía. - Muchas magnitudes extensivas, como el volumen o la cantidad de calor, pueden convertirse en intensivas dividiéndolas por la cantidad de sustancia, la masa o el volumen de la muestra; resultando en valores por unidad de sustancia, de masa, o de volumen respectivamente; como lo son el volumen molar, el calor específico o el peso específico. - En general el cociente entre dos magnitudes extensivas nos da una magnitud intensiva; por ejemplo, de la división entre masa y volumen se obtiene la densidad. 14.- El sistema es la parte del universo que se desea estudiar, mientras que el entorno es la zona en la que se produce algún intercambio con el sistema. - La separación entre el sistema y el entorno se denomina límite o pared del sistema. - El conjunto de sistema y entorno se denomina universo. - De acuerdo a sus características los sistemas se clasifican en: 1. Sistema abierto: permite el intercambio de energía y materia. 2. Sistema cerrado: permite el intercambio de energía, pero no de materia. 3. Sistema aislado: no permite el intercambio de energía ni de materia. 15.- Una función de estado es una magnitud que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio, y que no depende de la forma/camino/trayectoria en que el sistema llegó a dicho estado. Lo son: la presión, la temperatura, el volumen, la energía interna, la entalpía, la entropía y la energía libre. - No lo son el calor y el trabajo, ya que sus valores dependen de la forma/camino/trayectoria seguido cuando el sistema experimenta un cambio. El calor y el trabajo son manifestaciones del intercambio de energía entre el sistema y el entorno. Solo existen durante un cambio del sistema. - Las funciones de estado están definidas por el cambio que experimenta su magnitud en el estado final respecto del inicial: Cambio = (Magnitud de la propiedad final – Magnitud de la propiedad inicial); lo que matemáticamente se expresa como: ∆X = Xfinal - Xinicial 16.- La energía contenida en un sistema es una magnitud denominada energía interna, U. Es la energía total del sistema (cinética y potencial), incluyendo la energía cinética traslacional de las moléculas, la energía asociada a las rotaciones y vibraciones de las moléculas, la energía almacenada en los enlaces químicos y las atracciones intermoleculares y la energía asociada a los electrones de los átomos. Dada la gran cantidad y variedad de tipos de movimientos e interacciones, no es posible determinar la energía interna exacta de un sistema. Lo que sí se puede hacer es medir el cambio o variación de energía interna que se produce en un proceso: ∆U = Ufinal – Uinicial.


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- Las unidades de ∆U, así como de otras cantidades termodinámicas, están compuestas por tres partes: un número, una unidad que da la magnitud del cambio, y un signo que da la dirección. - La variación de energía interna, ∆U, es el calor de reacción a V y T constantes. Variación de entalpía (ΔH) = calor de reacción a P y T constantes. - Las reacciones químicas intercambian calor con el entorno, y este intercambio puede ser positivo o negativo. Hay reacciones que al producirse liberan calor al medio y en cambio otras necesitan absorber calor del medio. Cuando absorben calor son endotérmicas y el calor es positivo (ΔH > 0); y cuando liberan calor son exotérmicas y el calor tiene signo negativo (ΔH < 0). Entropía (S) = parte de la energía de un sistema que no puede utilizarse para realizar trabajo. - Es una magnitud termodinámica que mide el grado de desorden molecular de un sistema, a P y T constantes. ΔS = variación de entropía = ΔQ/T Energía libre de Gibbs (G) = parte de la energía de un sistema que está disponible para realizar trabajo. ΔG = variación de energía libre a P y T constantes. = ΔH - TΔS ΔG < 0 → proceso espontáneo. ΔG = 0 → sistema en equilibrio. ΔG > 0 → proceso no espontáneo. Energía libre de Helmholtz (F o A) ΔF o ΔA = variación de energía libre a V y T constantes. = ΔU - TΔS Mismos criterios para espontaneidad que ΔG.


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µ

QUÍMICA ORGÁNICA Tipos de enlace - Los compuestos se pueden clasificar en iónicos y covalentes, según el tipo de enlaces que posean: - Los enlaces iónicos son el resultado de fuerzas electrostáticas que mantienen

unidos entre sí iones cargados positiva y negativamente. Estos iones se forman por transferencia de electrones de un átomo a otro, con objeto de adquirir la configuración de gas noble. Ej: Na+Cl-

- Los enlaces covalentes provienen de la compartición de pares de electrones entre dos átomos, con el fin de alcanzar la configuración electrónica de gas noble. Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares (apolares):

- Un enlace covalente no polar (apolar) se produce entre átomos con la misma electronegatividad (ej: Cl-Cl).

- Un enlace covalente polar se forma entre átomos de distinta electronegatividad (ej: H-F), siendo ésta la medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones. Una molécula es un dipolo cuando tiene una distribución desigual de carga, con un extremo positivo y otro negativo. Las moléculas que contienen enlaces covalentes polarizados suelen tener momentos dipolares (µ) significativos (ej: H2O), a no ser que la geometría de la molécula dé lugar a que los momentos dipolares de cada enlace se anulen mutuamente (ej: CO2).

Orbitales atómicos - Los movimientos de los electrones alrededor del núcleo pueden describirse mediante ecuaciones de onda. Las soluciones a dichas ecuaciones son los orbitales atómicos, que delimitan regiones del espacio en las que existe una alta probabilidad de encontrar al electrón. Orbitales moleculares - Un orbital molecular se forma al solaparse dos orbitales atómicos para generar un enlace. Los orbitales moleculares de menor energía se denominan enlazantes; los de mayor energía se denominan antienlazantes (se denotan con un *). - Se produce un enlace covalente cuando un orbital molecular enlazante es ocupado con un par de electrones. - Los orbitales moleculares formados por solapamiento a lo largo del eje internuclear se denominan enlaces σ:

µ = 0

Dipolo

Orbital atómico

Orbital atómico

Orbital molecular enlazante

Orbital molecular antienlazante *


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- Los orbitales moleculares formados por solapamiento de orbitales (p) perpendiculares al eje internuclear se llaman enlaces π. Hibridación en el átomo de carbono - El solapamiento o mezcla de orbitales de un mismo átomo da lugar a orbitales atómicos híbridos. - Cuando un átomo de carbono está unido por enlaces sencillos a otros cuatro

átomos se dice que tiene hibridación sp3. Los orbitales híbridos sp3 se dirigen a los vértices de un tetraedro, con ángulos de 109,5º entre ellos. Este átomo de carbono se denomina también átomo de carbono tetraédrico. Se une a un átomo adyacente mediante sencillo σ.


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- Cuando un átomo está unido a tres átomos por enlaces simples o múltiples tiene hibridación sp2. Los orbitales híbridos sp2 se orientan hacia los vértices de un triángulo equilátero, con ángulos de 120º entre ellos. Dicho átomo se denomina trigonal. Un átomo de carbono con hibridación sp2 tiene un orbital p no hibridado que puede formar un enlace π por solapamiento lateral con otro orbital p de un átomo adyacente al que el carbono está unido a través de un enlace σ. El enlace σ y el enlace π constituyen juntos un doble enlace.

- Un átomo unido a otros dos átomos por enlaces sencillos o múltiples es un átomo

con hibridación sp. Los orbitales híbridos sp de un átomo se alejan linealmente uno del otro formando un ángulo de 180º. Un átomo de carbono con hibridación sp tiene dos orbitales p no hibridados y origina un triple enlace, formado por un enlace σ y dos enlaces π, con otro átomo de carbono o de nitrógeno.


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- Los átomos de carbono presentes en una estructura orgánica pueden ser primarios, secundarios, terciarios o cuaternarios, en función del número de carbonos enlazados al átomo en cuestión: Resonancia - Estructuras o formas resonantes son aquellas estructuras que presentan la misma conectividad (poseen los átomos en las mismas posiciones) pero cuyos pares de electrones tienen diferente localización. Se interconvierten formalmente por movimientos de electrones. - Ninguna forma resonante, aisladamente, describe correctamente la molécula real, cuya representación verdadera es el promedio de todas las formas resonantes: el híbrido de resonancia. Entre las formas resonantes se coloca una doble flecha (↔). A mayor número de formas resonantes, mayor estabilidad del compuesto. Tautomería - Tautómeros son isómeros que difieren en la localización de un protón y un doble enlace. - No debe confundirse resonancia con tautomería. La tautomería es un equilibrio químico real entre dos especies moleculares diferentes; por ejemplo, las formas ceto y enol de aldehídos y cetonas: La resonancia no es un equilibrio, ni las formas resonantes son moléculas reales, sino que cada forma resonante es una estructura, de las distintas posibles, para explicar una molécula real.

H


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Efectos electrónicos a) Efecto inductivo (I). - Se llama efecto inductivo a la transmisión del efecto atrayente (−I) o dador (+I) de electrones a través de enlaces σ. El efecto inductivo se presenta en enlaces covalentes entre átomos de distinta electronegatividad. - Grupos con efecto –I: -NO2, -CN, -COOH, -COOR, -X, -CX3, -OH, -OCH3 - Grupo con efecto +I: -R Efecto +I Efecto -I b) Efecto mesómero o resonancia (M). - Se presenta en sistemas insaturados, con uno o varios enlaces múltiples en la molécula, y consiste en saltos electrónicos que dan lugar a diferentes formas mesómeras o resonantes. Puede ser dador (+M) o aceptor (−M) de electrones. Efecto +M: Efecto –M: Isomería - Isómeros son compuestos que poseen la misma fórmula molecular (igual número y clase de átomos). Pueden ser: - Los isómeros estructurales o constitucionales difieren el orden en que están unidos

sus átomos, es decir, tienen distinta conectividad. Si la diferente distribución se refiere al esqueleto carbonado, son isómeros de cadena; si la diferencia está en la ubicación del grupo funcional, son isómeros de posición. Puede ocurrir que dos grupos funcionales distintos tengan la misma fórmula molecular; a este tipo de isomería se la llama de isomería de función.

- Los estereoisómeros tienen la misma conectividad, pero difieren en la disposición de sus átomos en el espacio. A su vez se distinguen:

– Isómeros conformacionales: las posiciones relativas de sus átomos en el espacio son interconvertibles por rotación o giro alrededor de enlaces sencillos (ej: cicloalcanos, monoglúcidos).

– Isómeros configuracionales: difieren solo en la disposición de sus átomos en el espacio y no pueden interconvertirse por rotación alrededor de los

C COOH

CH3

CH3

CH3 C COOH

Cl

Cl

Cl


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enlaces sencillos de las moléculas. Para pasar de un isómero configuracional a otro es necesario romper enlaces. Pueden ser:

• Isómeros ópticos. Son compuestos capaces de desviar el plano de la luz polarizada: enantiómeros y diastereisómeros.

• Isómeros geométricos o cis-trans. Este tipo de isomería se presenta en alquenos y en compuestos cíclicos.

Quiralidad - Es la propiedad de un objeto de no ser superponible con su imagen especular. - La imagen especular de la mano izquierda es la mano derecha. La mano izquierda y la mano derecha no son superponibles (como lo demuestra el hecho de que el guante de la mano izquierda no sirve para la mano derecha, claro). Son quirales. En química orgánica, la principal causa de quiralidad es un carbono asimétrico, que es aquel con cuatro sustituyentes distintos. También se denomina centro quiral, centro estereogénico o estereocentro. Por convenio, los carbonos asimétricos se señalan con un asterisco (C*).

Na+−OOCCHC(OH) C

H

COO−+NH4

OH

H3C C

H

COOH

OH

X C

H

Z

YSodium ammonium tartrate Lactic acid

*** *

- Un carbono asimétrico → 2 enantiómeros, que tienen actividad óptica: uno dextro (d, +), que desvía el plano de la luz polarizada hacia la derecha, y otro levo (l, -), hacia la izquierda.

- La mezcla equimolecular de los dos enantiómeros se denomina “racémica”; carece de actividad óptica. - Los enantiómeros son estereoisómeros que son imágenes especulares no superponibles. Tienen idénticas propiedades físicas; solamente se diferencian en que desvían el plano de la luz polarizada en sentidos opuestos. Sus carbonos asimétricos son inversos (R y S). - Los diastereoisómeros son estereoisómeros que no son enantiómeros. Los diastereómeros pueden tener actividad óptica, es decir, desviar el plano de la luz polarizada, si contienen estereocentros. Tienen propiedades físicas distintas y pueden separarse por métodos físicos corrientes.

Espejo ¡No son

superponibles!


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*

*

*

*

*

*

*

*

- Un centro quiral da lugar a dos estereoisómeros, que son enantiómeros (R y S): - Dos centros quirales en una molécula dan lugar a cuatro estereoisómeros: dos pares enantioméricos de diastereisómeros: 1) S,R y R,S; 2) S,S y R,R. - El número de estereisómeros de un compuesto con n centros quirales es 2n. - Cuando todos los C* tienen configuraciones opuestas, son enantiómeros (Ej: R,S y S,R). Cuando no todos los C* tienen configuraciones opuestas, son diastereoisómeros (Ej: R,R y R,S). Forma meso - La presencia de elementos de simetría en una molécula reduce el número de estereoisómeros. Una forma meso es un compuesto que posee estereocentros pero no presenta quiralidad, es decir, actividad óptica, debido a la existencia de simetría interna (ej: un plano de simetría). Isomería geométrica o cis-trans. - La presentan los alquenos y los cicloalcanos. - Se debe a que no hay rotación libre alrededor de un doble enlace C=C, ni de los enlaces C!C de los cicloalcanos. - Se distingue entre el isómero cis, en el que los sustituyentes están en el mismo lado del doble enlace o en el mismo lado plano del anillo, y el isómero trans, en el que están en el lado opuesto del doble enlace o en lados opuestos del plano del anillo.

cis-2-buteno trans-2-buteno cis-1,2-dimetilciclopentano trans-1,2-dimetilciclopentano

- Los isómeros geométricos son estereoisómeros porque difieren en la disposición espacial de los grupos, pero no son imágenes especulares uno del otro; por tanto, son diastereisómeros y tienen propiedades físicas distintas.

* *

* * (S) (R)


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Isómeros (misma fórmula molecular)

Isómeros Estructurales (Diferente conectividad)

Estereoisómeros (Misma conectividad,

distinta disposición espacial)

De cadena De Posición De Función

Isómeros Conformacionales (Interconvertibles por rotación de enlaces sencillos)

Isómeros Configuracionales (NO Interconvertibles por rotación de enlaces sencillos)

Isómeros ópticos

Isómeros geométricos o cis-trans

(Nota: son diastereoisómeros)

Orbital pz vacío Orbital pz con 1 e- Orbital sp3 lleno

Enantiómeros (Imágenes especulares no

superponibles)

Diastereoisómeros (NO son imágenes especulares)

Resumen: Ruptura homolítica y ruptura heterolítica - Un enlace covalente puede romperse de dos maneras:

- Ruptura homolítica: consiste en una ruptura simétrica, quedando un electrón en cada fragmento. Se obtienen radicales.

A : B → A⋅ + B⋅ - Ruptura heterolítica: los dos electrones de un enlace covalente se ceden a uno de los dos átomos que comparten el enlace. Se obtienen iones.

A : B → A+ + B − Intermedios carbonados - Los intermedios son especies formadas en una etapa de la reacción y consumidas en la siguiente. Pueden ser: - Carbocationes o iones carbonio (R3C+). Iones carbono cargados positivamente.

Contienen un átomo de carbono con sólo seis electrones. Estabilidad: están estabilizados por efectos electrónicos dadores: +M y +I.

- Carbaniones (R3C-). Son iones cargados negativamente. Contienen un átomo de carbono con tres enlaces y un par electrónico no enlazante. Estabilidad: estabilizados por efectos electrónicos atractores: −M y −I.

- Radicales carbono (R3C⋅). Son especies que contienen un electrón desapareado. Estabilidad: estabilizados por efectos electrónicos dadores: +M y +I, al igual que los carbocationes.

Carbocatión Radical libre Carbanión


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Intermedio nº e- Hibridación Geometría Estabilizado por: Carbocatión 6 sp2 Plana +M y +I Radical libre 7 sp2 Plana +M y +I Carbanión 8 sp3 Piramidal -M y -I

Reactivos electrófilos y nucleófilos - Nucleófilos (Nü o Nu-). Son especies ricas en electrones. Tienen pares de electrones sin compartir, o están cargados negativamente, o tienen electrones π. Presentan afinidad por núcleos (estructuras moleculares o iónicas) cargados positivamente. - Electrófilos (E+). Son especies pobres en electrones. Reaccionan con especies ricas en electrones. Sienten atracción por las regiones moleculares de elevada densidad electrónica.


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Grupos funcionales (determinan la reactividad química de una molécula)

Familia Ejemplo Nombre IUPAC

Nombre común

Fórmula general

Grupo Funcional

Alcano CH3CH3 Etano Etano RH C–H C–C

Alqueno CH2=CH2 Eteno Etileno

RCH=CH2

RCH=CHR R2C=CHR R2C=CR2

Alquino Etino Acetileno HC≡CR RC≡CR

Aromático

Benceno Benceno ArH Anillo aromático

Haloalcano CH3CH2Cl Cloroetano Cloruro de

etilo RX

Alcohol CH3CH2OH Etanol Alcohol etílico ROH

Éter CH3OCH3 Metoximetano Dimetil éter ROR

Amina CH3NH2 Metanamina Metilamina RNH2 R2NH R3N

Aldehido

Etanal Acetaldehido

Cetona

Propanona Acetona

Ácido Carboxílico

Ácido etanoico

Ácido acético

Éster

Metiletanoato Metilacetato

Amida

Etanamida Acetamida CH3CONH2

CH3CONHR’ CH3CONR’R”

Nitrilo Etanonitrilo Acetonitrilo RCN

C C

HC CH C C

C X

C OH

C O C

C N

CH3CH

O

RCH

O

C

O

H

CH3CCH3

O

RCR'

OC

O

C C

CH3COH

O

RCOH

O

C

O

OH

CH3COCH3

O

RCOR'

OC

O

O C

CH3CNH2

O

C

O

N

H3CC N C N


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Alcanos - Son hidrocarburos que contienen únicamente enlaces σ, y se denominan hidrocarburos saturados. CH4 CH3-CH3 CH3-CH2-CH3 CH3-CH2-CH2-CH3

Metano Etano Propano Butano Sustituyentes alquilo: Organometálicos (R-M) - Son derivados orgánicos en los que un átomo de carbono se encuentra unido a un metal. Los más conocidos son los compuestos organometálicos de litio y los de magnesio (= reactivos de Grignard):

R-Li R-Mg-X

- Tienen un enlace muy polarizado (δ+M→C

δ-), en el que el metal representa el extremo positivo y el carbono el extremo negativo. El grupo alquilo de los compuestos organometálicos se comporta como base y nucleófilo. Alcoholes - El grupo funcional de los alcoholes es el grupo hidroxilo (-OH). - Se pueden clasificar en alcoholes primarios, secundarios o terciarios, si el grupo hidroxilo está sobre un átomo de carbono primario, secundario o terciario. - Forman puentes de hidrógeno → tienen puntos de ebullición más altos que los de los correspondientes alcanos.


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α

Éteres (R-O-R’) - Son compuestos muy estables, poco reactivos. Alquenos - Son hidrocarburos que poseen el grupo funcional doble enlace carbono-carbono (R2C=CR2) - Los carbonos del doble enlace tienen hibridación sp2. Los dos orbitales sp2 de los carbonos se combinan para formar un enlace σ. La interacción de los orbitales p de cada carbono da lugar a un enlace π. Por tanto, el doble enlace está constituido por un enlace σ y un enlace π. - La geometría es triangular plana con ángulos de 120º, al tener los carbonos hibridación sp2. - El doble enlace es más corto que el enlace sencillo, y su energía de enlace es mayor. - El doble enlace no tiene libertad de giro, y esto da lugar a isomería geométrica cis-trans. Alquinos - Son hidrocarburos que poseen el grupo funcional triple enlace carbono-carbono. R-C≡C-R R-C≡C-H Alquino Alquino terminal - En un triple enlace carbono-carbono los dos carbonos tienen hibridación sp. Cada carbono posee dos orbitales p puros situados perpendicularmente al enlace σ, cada uno de ellos con un solo electrón. Estos dos conjuntos de orbitales se solapan para formar dos enlaces π perpendiculares. - La molécula es lineal, con un ángulo de enlace de 180º. - El triple enlace es más corto que el doble enlace, y su energía de enlace es mayor. Aldehídos (R-COH) y cetonas (R-CO-R’) - Los aldehídos y las cetonas son compuestos orgánicos que poseen el grupo carbonilo (C=O). En los aldehídos, el carbono carbonílico está unido a un átomo de carbono y a otro de hidrógeno. En las cetonas, el grupo carbonilo está unido a dos átomos de carbono. - El grupo carbonilo (C=O) contiene un enlace σ y un enlace π entre el átomo de carbono y el de oxígeno. Estos enlaces están muy polarizados por la gran diferencia de electronegatividad que existe entre los átomos enlazados (C y O). - Los compuestos carbonílicos pueden comportarse como nucleófilos (por el átomo de oxígeno) o como electrófilos (por el átomo de carbono). También presentan hidrógenos ácidos sobre los átomos de carbono en α .Por tanto, los aldehídos y las cetonas pueden reaccionar con nucleófilos, con electrófilos o con bases fuertes, según la parte de la molécula que reaccione. Ácidos carboxílicos (R-COOH) - Este grupo funcional se forma cuando un grupo hidroxilo se une directamente al átomo de carbono de un carbonilo.


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(Éster cíclico)

6 orbitales p Nube π

Derivados de ácidos carboxílicos - Un derivado de ácido proviene de la sustitución del hidroxilo del grupo carboxilo de un ácido por otro átomo o agrupación de átomos. Aminas - Son compuestos nitrogenados que se pueden considerar derivados del amoníaco. Amoníaco Amina primaria Amina secundaria Amina terciaria - Presentan hibridación sp3 sobre el átomo de nitrógeno, con uno de los orbitales ocupado por el par de electrones no enlazante, y la geometría es de una pirámide de base triangular, semejante al amoníaco. - Las aminas primarias y secundarias pueden formar enlaces por puente de hidrógeno. Las aminas terciarias, al carecer de átomos de hidrógeno sobre el nitrógeno, no puede establecer enlaces por puente de hidrógeno entre sus moléculas. - El par de electrones no enlazante del átomo de nitrógeno confiere a la molécula carácter básico y nucleófilo. - Las aminas alifáticas son más básicas que el amoníaco por el efecto electrónico dador (+I) de los grupos alquilo unidos al nitrógeno. Las aminas aromáticas son menos básicas que el amoníaco, ya que la deslocalización del par de electrones del nitrógeno con el sistema electrónico π del anillo aromático hace disminuir su basicidad. Compuestos aromáticos - Son moléculas cíclicas, planas y conjugadas, con 4n+2 electrones π, donde n es un número entero (0, 1, 2, etc.) = Regla de Hückel. - La fórmula molecular del benceno es C6H6. - Todos sus carbonos tienen hibridación sp2, y cada orbital p se solapa de igual manera con sus dos vecinos. Los electrones deslocalizados forman una nube de electrones π, por encima y por debajo del anillo. De acuerdo con este modelo, la molécula del benceno es un hexágono completamente simétrico con longitudes de enlace C-C iguales.

(Amida cíclica)


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Compuestos aromáticos bencenoides: tienen anillos de benceno, fusionados o no. Compuestos aromáticos heterocíclicos: tienen anillos aromáticos con heteroátomos (átomos distintos del C). Tipos de Reacciones Orgánicas 1.- Reacciones de Sustitución: un átomo o grupo de átomos de una molécula es reemplazado por otro átomo o grupo de átomos, que queda unido en el lugar que ocupaba el desplazado.

A−X + Y → A−Y + X - Dependiendo del reactivo que actúa, se pueden clasificar a su vez en: 1.1.- Sustitución nucleofílica (SN): cuando el reactivo es un nucleófilo.

A−X + Y- → A−Y + X 1.2.- Sustitución electrofílica (SE): si el reactivo es un electrófilo.

A−X + Y+ → A−Y + X 2.- Reacciones de Adición: dos moléculas se combinan para formar una sola. Se producen sobre un doble o triple enlace, el cual desaparece.

A=B + Y−W → W−A−B−Y - Dependiendo del reactivo, se pueden clasificar a su vez en: 2.1.- Adición nucleofílica: cuando el reactivo es un nucleófilo. 2.2.- Adición electrofílica: si el reactivo es un electrófilo. 3.- Reacciones de Eliminación: son contrarias a las de adición; dos átomos o grupos de átomos se separan de una molécula para formar un doble enlace.

W−A−B−Y → A=B + Y−W

(Metilbenceno) (Fenilamina) (Hidroxibenceno)

CL Ronchera-Oms Conceptos Básicos de Química FIR

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