Conceptos Fundamentales y Reacciones en Química Orgánica e Inorgánica

Resumen de Química: Conceptos Clave y Aplicaciones

Compuestos Orgánicos

Los compuestos orgánicos se caracterizan por contener múltiples átomos de carbono. Presentan las siguientes propiedades:

• Pueden ser líquidos o gaseosos.
• Son insolubles en agua.
• Se disuelven en disolventes orgánicos como éter, alcohol o cloroformo.
• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• Tienen densidades menores a 1.
• Poseen un olor penetrante.
• Son combustibles a bajas temperaturas.

¿Cómo se reconocen?

Al calentarse, se descomponen y forman CO₂ y H₂O, pudiendo dejar residuos de carbón negro.

Clasificación de los Compuestos Orgánicos (CO)

a) Hidrocarburos: Compuestos formados únicamente por carbono e hidrógeno. El carbono tiene valencia 4 (puede formar 4 enlaces) y el hidrógeno tiene valencia 1 (solo puede formar 1 enlace).

Nota: Es fundamental aprenderse las terminaciones y los prefijos: met- (1 carbono), et- (2 carbonos), prop- (3 carbonos), etc.

1. Alcanos: Presentan enlaces sencillos entre los átomos de carbono (C-C). Su nombre termina en «ano».
   • Metano (CH₄)
   • Etano (C₂H₆)
   • Propano (C₃H₈)
   • Butano (C₄H₁₀)
   • Pentano (C₅H₁₂)
   • Hexano (C₆H₁₄)
   • Heptano (C₇H₁₆)
   • Octano (C₈H₁₈)
   • Nonano (C₉H₂₀)
2. Alquenos: Contienen al menos un doble enlace entre átomos de carbono (C=C). Su nombre termina en «eno».
   • Eteno (C₂H₄)
   • Penteno (C₅H₁₀)
   • Propeno (C₃H₆)
3. Alquinos: Contienen al menos un triple enlace entre átomos de carbono (C≡C). Si el triple enlace está en el medio de la cadena, no hay hidrógeno en ese carbono. Su nombre termina en «ino».
   • Etino (CH≡CH)
   • Octino (C₈H₁₄)

b) Alcoholes: Contienen el grupo funcional hidroxilo (-OH) y su nombre termina en «ol».

• Metanol (CH₃OH)
• Butanol (C₄H₉OH)

c) Aldehídos: Contienen el grupo funcional carbonilo (C=O) al final de la cadena. Su nombre termina en «al».

• Propanal (CH₃CH₂CHO)
• Pentanal (CH₃(CH₂)₃CHO)

d) Cetonas: Contienen el grupo carbonilo (C=O) en el interior de la cadena carbonada (entre dos carbonos). No hay hidrógeno en el carbono del grupo carbonilo. Su nombre termina en «ona».

• Propanona (CH₃COCH₃)
• Hexanona (CH₃(CH₂)₃COCH₃)

e) Ácidos Carboxílicos: Contienen el grupo carboxilo (-COOH) en un extremo de la molécula. Este grupo combina un doble enlace con oxígeno (C=O) y un enlace simple con un grupo hidroxilo (-OH). Su nombre termina en «oico».

• Ácido metanoico (HCOOH)
• Ácido butanoico (CH₃(CH₂)₂COOH)

Petróleo: Mezcla de compuestos orgánicos, principalmente hidrocarburos.

Jabones: Sales de ácidos carboxílicos.

IUPAC

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) establece las normas para la nomenclatura química, permitiendo la comprensión universal de las fórmulas químicas.

Valencias de Elementos Comunes

Tabla de valencias:

Tipos de Fórmulas Químicas

• Fórmula molecular: Indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento en una molécula. Ejemplo: Al₂(Cr₂O₇)₃ tiene 29 átomos (2 Al + 6 Cr + 21 O).
• Fórmula empírica: Muestra la relación numérica más simple, en números enteros, entre los átomos de una molécula. Ejemplo: HO, C₃H₂.
• Fórmula desarrollada o estructural: Representa la estructura de la molécula, mostrando cómo se enlazan los átomos. Ejemplo: H-O-H. Nota: El hidrógeno suele enlazarse al oxígeno.

Cálculo de la Valencia de un Átomo Central

Se multiplica cada subíndice por la valencia del elemento correspondiente. Se establece una ecuación donde la incógnita (X) es la valencia del átomo central. La ecuación se iguala a cero y se despeja X. El oxígeno se considera negativo, mientras que el hidrógeno y los metales son positivos.

Ejemplos:

1. Calcular la valencia de S en H₂SO₃:

   2 * (Val. de H) + X + 3 * (Val. de O) = 0

   2 * 1 + X + 3 * (-2) = 0

   X = 4

2. Calcular la valencia de S en Ni₂(SO₂)₃:

   2 * (Val. de Ni) + 3 * [X + 2 * (Val. de O)] = 0

   2 * 3 + 3 * [X + 2 * (-2)] = 0

   6 + 3X -12 = 0

   X = 2

Radicales

Son especies químicas (iones) que resultan de la pérdida de átomos de hidrógeno de un ácido. La carga del radical corresponde al número de hidrógenos perdidos.

• HCl → Cl^– (cloruro)
• H₂S → S⁼ (sulfuro)
• H₂CO₃ → CO₃⁼ (carbonato) o HCO₃^– (carbonato ácido)

Nota: Para determinar el nombre del radical, se calcula la valencia del átomo central. Si se utiliza la valencia mayor, la terminación es «ato»; si se utiliza la menor, la terminación es «ito».

Ejemplo: En H₂CO₃, la valencia del carbono es 4 (la mayor). Por lo tanto, el radical CO₃⁼ se llama carbonato.

• HNO₃ → NO₃^– (nitrato)
• H₃PO₃ → PO₃^3-(Fosfito) o HPO₃⁼ (Fosfito Acido) o H₂PO₃^– (Fosfito Diácido)

Concepto de Mol

Un mol es una unidad de cantidad de sustancia, equivalente a un número específico de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.).

1 mol = 6.022 x 10²³ partículas (Número de Avogadro)

• 1 mol de Fe = 6.022 x 10²³ átomos de hierro
• 1 mol de Al = 6.022 x 10²³ átomos de aluminio
• 1 mol de H₂O = 6.022 x 10²³ moléculas de agua

X moles de un elemento = X * 6.022 x 10²³ átomos de ese elemento

X moles de una molécula = X * 6.022 x 10²³ moléculas

Ejemplo: En 3 moles de Fe₂O₃:

• Hay 3 * 6.022 x 10²³ = 1.8066 x 10²⁴ moléculas de Fe₂O₃
• Hay 6 moles de hierro (2 * 3) = 3.6132 x 10²⁴ átomos de Fe
• Hay 9 moles de oxígeno (3 * 3) = 5.4198 x 10²⁴ átomos de O

Masas Molares

La masa molar es la masa de un mol de partículas, expresada en gramos/mol (g/mol).

• Para átomos: Peso Atómico (PA)
• Para moléculas: Peso Molecular (PM)

PA: Masa de un mol de átomos de un elemento. Ejemplo: PA(H) = 1 g/mol, PA(O) = 16 g/mol.

PM: Masa de un mol de moléculas de un compuesto. Ejemplo: PM(Fe₂O₃) = 2 * PA(Fe) + 3 * PA(O) = 2 * 56 + 3 * 16 = 160 g/mol.

Ejemplo: Calcular el número de moles y el número de moléculas en 10 g de Ca(NO₃)₂.

1. Calcular el PM de Ca(NO₃)₂:

   PM = 1 * PA(Ca) + 2 * PA(N) + 6 * PA(O) = 1 * 40 + 2 * 14 + 6 * 16 = 164 g/mol

2. Calcular el número de moles:

   n = masa / PM = 10 g / 164 g/mol = 0.061 moles

3. Calcular el número de moléculas:

   Número de moléculas = n * Número de Avogadro = 0.061 mol * 6.022 x 10²³ moléculas/mol = 3.67 x 10²² moléculas

Volumen Molar

El volumen molar es el espacio ocupado por un mol de moléculas gaseosas en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), que es igual a 22.4 litros.

CNPT: Presión = 1 atm (o 760 mmHg), Temperatura = 0 °C (o 273 K)

Ejemplo: Calcular el peso de una molécula de Cl₂ y un átomo de Cl.

1. PA Cl = 35.5 g/mol
2. PM Cl₂ = 2 * 35.5 = 71 g/mol
3. 6.022 x 10²³ moléculas de Cl₂ pesan 71 g.
4. 1 molécula de Cl₂ pesa X = (1 * 71) / (6.022 * 10²³) = 1.18 x 10^-22 g
5. 2 átomos de Cl pesan 1.18 x 10^-22 g
6. 1 átomo de Cl pesa X = (1 * 1.18 x 10^-22) / 2 = 5.9 x 10^-23 g

Cálculo de Fórmulas Empíricas

Ejemplo 1: Un compuesto contiene 27.01% de Na, 16.47% de N y 56.47% de O. Hallar la fórmula empírica.

1. Convertir los porcentajes a gramos (asumiendo una muestra de 100 g).
2. Calcular los moles de cada elemento: n = masa / PA
   • n(Na) = 27.01 g / 23 g/mol = 1.174 mol
   • n(N) = 16.47 g / 14 g/mol = 1.176 mol
   • n(O) = 56.47 g / 16 g/mol = 3.529 mol
3. Dividir cada cantidad de moles por el menor valor obtenido:
   • Na: 1.174 / 1.174 = 1
   • N: 1.176 / 1.174 = 1
   • O: 3.529 / 1.174 = 3

La fórmula empírica es NaNO₃.

Ejemplo 2: Un compuesto contiene 52.94% de Al y 47.05% de O. Hallar la fórmula empírica.

1. n(Al) = 52.94 g / 27 g/mol = 1.96 mol
2. n(O) = 47.05 g / 16 g/mol = 2.94 mol
3. Al: 1.96 / 1.96 = 1
4. O: 2.94 / 1.96 = 1.5
5. Multiplicar por 2 para obtener números enteros: Al: 1 * 2 = 2, O: 1.5 * 2 = 3

La fórmula empírica es Al₂O₃.

Balanceo de Ecuaciones Químicas

Una reacción química se representa mediante una ecuación química, que muestra los reactivos (lado izquierdo) y los productos (lado derecho) de la reacción.

Principios del balanceo:

• La masa se conserva: la masa total de los reactivos debe ser igual a la masa total de los productos.
• Los coeficientes estequiométricos indican el número de moles de cada sustancia involucrada en la reacción.

Reglas para balancear ecuaciones:

1. Escribir correctamente las fórmulas de los reactivos y productos.
2. Balancear primero los metales, ajustando los coeficientes.
3. Balancear los no metales (excepto el oxígeno).
4. Balancear el oxígeno.
5. Verificar que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación.

Estequiometría

La estequiometría se ocupa de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en una reacción química.

Ejemplo:

3H₂S + 2Al(OH)₃ → 6H₂O + Al₂S₃

Masas molares:

• 3 mol * 34 g/mol (H₂S) = 102 g
• 2 mol * 78 g/mol (Al(OH)₃) = 156 g
• 6 mol * 18 g/mol (H₂O) = 108 g
• 1 mol * 150 g/mol (Al₂S₃) = 150 g

Verificación de la conservación de la masa: 102 g + 156 g = 258 g (reactivos) = 108 g + 150 g = 258 g (productos)

Cálculos estequiométricos:

1. Si se tienen 200 g de H₂S, ¿cuántos moles de Al₂S₃ se obtienen?
   • 102 g H₂S → 1 mol Al₂S₃
   • 200 g H₂S → X mol Al₂S₃
   • X = (200 g * 1 mol) / 102 g = 1.96 moles de Al₂S₃
2. Si se desean obtener 80 g de H₂O, ¿cuántos gramos de Al(OH)₃ se necesitan?
   • 108 g H₂O → 156 g Al(OH)₃
   • 80 g H₂O → X g Al(OH)₃
   • X = (80 g * 156 g) / 108 g = 115.56 g de Al(OH)₃

Clasificación de las Reacciones Químicas

Según la cantidad y tipo de reactivos y productos:

• Combinación: Dos o más sustancias (simples o compuestas) se combinan para formar una sustancia compuesta.

  A + B → AB

  Ejemplos:

  • 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃
  • Fe₂O₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃
• Descomposición: Una sustancia compuesta se descompone en dos o más sustancias más simples (elementos o compuestos). Puede requerir calor o electricidad.

  ABC → A + BC o AB → A + B

  Ejemplos:

  • 2HgO → 2Hg + O₂
  • 2KClO₃ → 3O₂ + 2KCl
  • 2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂
• Desplazamiento (o sustitución simple): Un elemento más reactivo desplaza a otro menos reactivo en un compuesto.

  A + BC → AC + B

  Ejemplos:

  • Mg + 2HCl → H₂ + MgCl₂
  • F₂ + 2KCl → Cl₂ + 2KF
• Doble desplazamiento (o metátesis): Dos compuestos intercambian iones o grupos de átomos para formar dos compuestos diferentes.

  AB + CD → AD + CB

  Ejemplos:

  • 2NaOH + H₂SO₄ → 2H₂O + Na₂SO₄
  • 2KCl + Na₂SO₄ → K₂SO₄ + 2NaCl

Según la energía involucrada:

• Reacciones endotérmicas: Absorben calor del entorno para que ocurra la reacción.

  Ejemplo: 2HgO + calor → 2Hg + O₂

• Reacciones exotérmicas: Liberan calor al entorno durante la reacción.

  Ejemplo: 2H₂ + O₂ → 2H₂O + calor