ALCOHOLES

Propiedades físicas
Las propiedades físicas de un alcohol se comprenden mejor si reconocemos este hecho simple ; estructuralmente. el alcohol es un compuesto de un alcano y agua. Contiene un grupo lipófilo. del tipo de un alcano. y un grupo hidroxilo que es hidrófilo, similar al agua. De estas dos unidades estructurales, el grupo —OH da a los alcoholes sus propiedades físicas características, y el alquilo es el que las modifica, dependiendo de su tamaño y forma.
El grupo —OH^cs muy polar y, lo que es más importante, es capaz de establecer puentes de hidrógeno: con sus moléculas compañeras . con otras moléculas neutras.

Obtencion Industriaal

Para que los alcoholes sean materias tan importantes en la química alifática, no sólo deben ser versátiles en sus reacciones, sino también accesibles en grandes cantidades y a bajo precio. Hay tres vías principales para obtener los alcoholes simples que son columna vertebral de la síntesis orgánica alifática. vías que pueden utilizar todas nuestras fuentes de materias primas orgánicas —petróleo, gas natural carbón y la biomasa—. Estos métodos son: por hidratación de alquenos, obtenidos del cracking del petróleo; por el proceso oxo de alquenos, monóxido de carbono e hidrógeno, y  por fermentación de carbohidratos. Además de ¿stos métodos principales, existen otros de aplicación más restringida . El metano!, por ejemplo, se obtiene por hidrogenación catalítica del monóxido de carbono; la mezcla de hidrógeno y monóxido de carbono necesaria se obtiene de la reacción a temperatura elevada entre agua y metano, aléanos superiores a carbón. 

 

Preparación de alcoholes
La mayoría de los alcoholes simples y algunos de los complicados pueden ser proporciona dos por las fuentes industríales . Otros alcoholes deben ser preparados por alguno de los métodos descritos a continuación. 

 

 

Bibliografía:

Morrison, R.T. y Boyd, R.N., Química Orgánica, 5ª. Edición, México, Ed. Addison Wesley Longman de México, S.A. de C.V., 1998.

McMurry, J., Química Orgánica, 5ª. Edición, México, Ed. International Thomson Editores, S.A. de C.V., 2001.

Alquinos

Propiedades físicas de los alquinos 

Al ser compuestos dc baja polaridad, las propiedades físicas dc los alquinos son, en esencia, las mismas que las de los alcanos y alquenos. Son insolubles en agua, pero bastante solubles en disolventes orgánicos usuales de baja polaridad: ligroina. éter, benceno, tetracloruro de carbono. Son menos densos que el agua y sus puntos de ebullición muestran el aumento usual con el incremento del número dc carbonos y el efecto habitual de ramificación de las cadenas. Los puntos de ebullición son casi los mismos que para los alcanos o alquenos con el mismo esqueleto carbonado.Y de los hidrocarburos

Preparación de alquinos 

La síntesis de alquinos puede implicar dos procesos: la generación de un triple enlace carbono-carbono» o el aumento del tamaño de una molécula que ya contiene un triple enlace.

 

Reacciones de alquinos 

Al igual que la química de los alquenos es la del doble enlace carbono-carbono, la de los alquinos es la del triple enlace carbono-carbono. Como los alquenos, los alquinos sufren adición electrofilica, y por la misma razón: la disponibilidad de los electrones n sueltos. La adición de hidrógeno, halógenos y halogenuros de hidrógeno a los alquinos es muy similar a la adición a los alquenos, salvo que en este caso pueden consumirse dos moléculas de reactivo por cada triple enlace. Como se ha mostrado, si se eligen condiciones apropiadas, es posible limitar la reacción a la primera etapa aditiva: la formación de alquenos. En algunos casos al menos, esto se simplifica debido a que la forma de introducir los sustituyentes en la primera etapa afecta a la segunda.
Además de la adición, los alquinos dan ciertas reacciones que se deben a la acidez de un átomo de hidrógeno unido a un carbono con triple enlace. 

 

Bibliografía:

Morrison, R.T. y Boyd, R.N., Química Orgánica, 5ª. Edición, México, Ed. Addison Wesley Longman de México, S.A. de C.V., 1998.

McMurry, J., Química Orgánica, 5ª. Edición, México, Ed. International Thomson Editores, S.A. de C.V., 2001.

El punto triple y diagrama de fases

Fase de la materia:
Es la form de la materia uniforme a traves de su composicion quimica y estado fisico.

Transicion de fase:
Es la conversion espontanea de una fase a otra fase , ocurrida por una caracteristica de temperatura para obtener presion.

Temperatura de transcision :
Temperatura a la cual dos fases se encuentran en equilibrio y la energia de Gibs es la minima (negativa).

Punto tiple - estados estables

Fronteras de fase-
-Pv= Presion de Vapor- Equilibrio del vapor con su estado liquido
-Ps= Presion de sublimacion-Equilibrio del estado  solido con el vapor.

-Fases metaestables
Fases en las que su estatado fisico fue estable, y ese momento se tradaran para volver al estado estable( barreras de activacion. al proceso).

-Punto de Ebullicion a 1atm y punto de ebullcion estandar a 1 bar.

-Presion y temperatora critica , pertenecen al punto criticolas cuales son caracteristicas del fluido supercritico, este llena todo el contenedor y no existe interfase alguna, tiene propiedades de ambos fluidos( gases y liquidos).

BIBLOGRAFIA

Atkins Peter, Julio De Paula, “Atkins. Química Física”-8a ed., Buenos Aires: Medica Panamericana,2008.

La segunda ley de la termodinámica

1. EL enunciado de Kelvin de la segunda ley de la termodinámica: Ningún proceso es posible en el que el único resultado es la absorción de calor de un depósito y su completa conversión en el trabajo.
2. La segunda ley en términos de entropía: La entropía de un sistema aislado aumenta en el transcurso de un cambio espontáneo: ΔStot> 0.
3. La definición termodinámica de la entropía es dS = dqrev / T. La estadística definición de entropía viene dada por la fórmula de Boltzmann, S = klnW.
4. EL Ciclo de Carnot A es un ciclo compuesto por una secuencia de expansiones y compresiones reversibles isotérmicos y adiabáticos.
5. La eficiencia de un motor térmico es ε = | w | / QH. La eficiencia de Carnot es ε = 1 rev-Tc / Th.
6. La escala Kelvin es una escala de temperatura termodinámica en el que el punto triple del agua define el punto de 273,16 K.
 7. La desigualdad de Clausius es dS≥dq / T.
 8. La temperatura de transición normal, TTR, es la temperatura a la que dos fases están en equilibrio a 1 atm. La entropía de la transición a la temperatura de transición, ΔtrsS = ΔtrsH / TTR.
9. La regla de Trouton establece que muchos líquidos normales tienen aproximadamente la misma entropía estándar de vaporización (alrededor de 85 J K-1 mol-1).
 10. La variación de entropía con la temperatura viene dada por S (Tf) = S (Ti) + Tf Ti (Cp / T) dT.
11. La entropía de una sustancia se mide a partir del área bajo un gráfico de Cp / TagainstT, utilizando la extrapolación de Debye a bajas temperaturas, Cp = AT3 AST → 0.
12. El teorema de Nernst calor afirma que la variación de entropía que acompaña a cualquier transformación física o química tiende a cero cuando la temperatura se aproxima a cero:? S → 0 → 0 AST proporcionado todas las sustancias que intervienen son perfectamente ordenada.
 13. La tercera ley de la termodinámica: La entropía de todas las sustancias cristalinas perfectas es cero en t = 0.
14. La entropía de reacción estándar se calcula a partir ΔrS7 = ΣProductos ν S7 m-ΣReactivos ν S7 m.
15. Las entropías molares estándar de iones en solución se presentan en una escala en la que S7 (H +, aq) = 0 en todas las temperaturas.

16.El la energía de Helmholtz es A = T-TS. La energía de Gibbs es G = H-TS.

17. Los criterios de espontaneidad pueden ser escritas como: (a) ESD, V ≥0 y así, V ≤0, o (b) DAT, V y ≤0 DGT, ≤0 p.

18. El criterio de equilibrio a temperatura constante y volumen, DAT, V = 0. El criterio de equilibrio a temperatura y presión constantes, la DGT, p = 0.

 19. El trabajo máximo y la energía de Helmholtz están relacionados por wmax = Δ A. El (no expansión) trabajo adicional máxima y la energía de Gibbs están relacionados por wadd, max = Δ G.

20. La energía de Gibbs estándar de la reacción viene dada por ΔrG7 = Δ = RH7-TΔrS7 ΣProducts ν m G7 G7 -ΣReactants nu m.

21. La energía de Gibbs estándar de formación (ΔfG7) es la reacción estándar de Gibbs energía para la formación de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados de referencia.

22. La energía de Gibbs estándar de reacción puede ser expresada en términos de ΔfG7, ΔrG7 = ΣProducts ν ΔfG7-ΣReactants ν ΔfG7.
23. Las energías de Gibbs estándar de formación de iones se presentan en una escala en la que ΔfG7 (H +, aq) = 0 en todas las temperaturas.

24. La ecuación fundamental es dU = TdS-pdV.

26. Una ecuación termodinámica de estado es una expresión de la presión en función de magnitudes termodinámicas, π V p T = T (∂p / ∂T).

27. La energía de Gibbs se describe mejor como una función de la presión y la temperatura, la variación dG = VDP-SdT.The de la energía de Gibbs con la presión y la temperatura son, respectivamente, (∂G / ∂p) T = Vand (∂G / ∂ T) p = -S.

28. La dependencia de la temperatura de la energía de Gibbs se da por la ecuación de Gibbs-Helmholtz, (∂ (G / T) / ∂T) p = -H / T2.

 29. Para una fase condensada, la energía de Gibbs varía con ASG presión (PF) = G (pi) + VmΔp.For un gas perfecto, G (PF) = G (pi) + nRTln (pf / pi).

Bibliografía:

Atkins Peter, Julio De Paula, “Atkins. Química Física”-8a ed., Buenos Aires: Medica Panamericana,2008.

Reacciones Redox

•       La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia práctica.

•       El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica.

•       Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación-reducción).

•       Se consideran como reacciones de transferencia de electrones.

•       Estas comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de blanqueadores domésticos.

•       Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso.

•       Considera la formación del óxido de magnesio:

•       El óxido es un compuesto iónico formado por iones Mg²⁺ y O^2-

•       2 átomos de Mg ceden 4e^- a 2 átomos de O

•       Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas.

–      Una implica la pérdida de 4e^- de parte de los 2 átomos de Mg

–      La otra la ganancia de 4e^- por una molécula de O₂

•       Los pasos se representan como:

•       El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones.

•       Una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones.

•       En la formación del óxido de magnesio, el magnesio se oxida.

•       Se dice que actúa como agente reductor porque dona e^- al oxígeno y hace que se reduzca.

El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta e- del magnesio y hace que este se oxide.

•       La magnitud de la oxidación de una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción.

•       El número de e^- que pierde un agente reductor debe ser igual al número de e^- que gana un agente oxidante.

•       El oxidante y el reductor asociados forman un par Redox.

•       Al escribir un par, el oxidante está siempre a la izquierda, separado del reductor por un diagonal:

(Ag+/Ag)

Las semireacciones no son siempre fáciles de balancear. Para ello debemos apoyarnos en 2 reglas:

–      Conservación de los átomos

–      Conservación de las cargas.

Número de oxidación

•       Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de perdida y ganancia de e- se aplican a la formación de compuestos iónicos.

•       En los compuestos moleculares, en realidad no se transfieren e- durante la formación de compuestos.

•       Sin embargo, se tratan como redox porque se observa que hay una transferencia parcial de e^-

•       Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación.

•       Significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los e^- fueran transferidos completamente.

•       Permiten identificar los elementos que se han oxidado y reducido.

 

•       Así, los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación se han oxidado.

•       Cuando sus números de oxidación son menores, los elementos se han reducido.

•       Hay ciertas reglas para asignar el número de oxidación:

•       En los elementos libres (no combinados) cada átomo tiene un número de oxidación de cero.

•       Para los iones constituídos por un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion.

•       El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos salvo en el peróxido, donde es -1.

•       El número de oxidación del hidrógeno es +1 salvo en los hidruros, donde es -1.

•       El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos tienen números de oxidación negativos como halogenuros. Son positivos combinados con oxígeno.

•       En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación debe ser cero.

•       En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga del ion.

•       Los números no tienen que ser enteros ( en el ion superóxido O₂^- es -1/2)

Balanceo redox

•       Para balancear una reacción redox pueden aplicarse dos aproximaciones al método del ión-electrón:

–      Medio ácido

–      Medio básico

Medio ácido

•       Escriba la ecuación en forma iónica

•       Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción.

•       Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua.

•       Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H⁺

•       Balancee las cargas añadiendo e^-

•       Multiplique cada semireacción para igualar los e^- transferidos.

•       Sume las semirreacciones para obtener la ecuación global.

•       Añada los iones que no participan para obtener la ecuación molecular global.

•       Escriba la ecuación en forma iónica

•       Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción.

•       Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua.

•       Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H⁺

•       Neutralice los iones H⁺ añadiendo iones OH^- a cada lado de la semirreación para formar H₂O.

•       Balancee las cargas añadiendo e^-

•       Multiplique cada semireacción para igualar los e^- transferidos.

•       Sume las semirreacciones para obtener la ecuación global.

•       Añada los iones que no participan para obtener la ecuación molecular global.

Bibliografia:

C.Harris, Daniel Análisis químico cuantitativo. Ed. Reverté. 3º Edición.

AYRES, Gilbert H.  Análisis Químico Cuantitativo.  México: Harla, 1982.

Créditos:


Dr. Rafael Manuel Rios Vera