Estructura, Enlaces e Introducción a la Química Orgánica

¿Por qué una masa pequeña de gas puede llenar un frasco grande? ¿Por qué el cloruro sódico sólido no conduce corriente, mientras que su solución sí? La Unidad 1 vincula el conteo de partículas, la estructura electrónica y el enlace con el comportamiento observable, luego usa esas mismas ideas para explicar reacciones orgánicas.

Use esta referencia con las hojas 1.1–1.5 y sus compañeros de habilidad más específicos. Necesita álgebra simple, potencias de diez y ecuaciones balanceadas. Los temas 1–5 de la especificación Pearson definen esta unidad. Cinética y equilibrio pertenecen a la Unidad 2; no son prerrequisitos para estas hojas.

Un átomo es una partícula de un elemento. Un elemento contiene solo un tipo de átomo, definido por el número de protones. Un ion tiene carga eléctrica porque su recuento de electrones difiere de su recuento de protones. Una molécula es un grupo discreto de átomos unidos covalentemente. Un compuesto contiene diferentes elementos combinados químicamente. Una fórmula empírica da la proporción más simple de números enteros de átomos; una fórmula molecular da los números reales de átomos en una molécula. Las redes iónicas tienen unidades de fórmula, no moléculas separadas.

El mol es la unidad de cantidad de sustancia. El recuento de partículas es $N=nL$, donde $L=6.02\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$. Así, un mol contiene $6.02\times10^{23}$ de las entidades especificadas. Siempre indique si cuenta átomos, moléculas, iones o unidades de fórmula. Un mol de moléculas de metano contiene cinco moles de átomos.

La masa atómica relativa, $A_r$, compara la masa atómica media ponderada por abundancia con doce avios de la masa de un átomo de carbono-12. La masa molecular relativa, $M_r$, suma las masas atómicas relativas en una molécula. La masa de fórmula relativa aplica la misma suma a una unidad de fórmula, incluyendo estructuras gigantes. Ambas son razones sin unidades. La masa molar, $M$, es la masa por mol, expresada en $\mathrm{g\,mol^{-1}}$.

Use $n=m/M$ para una masa, $n=cV$ para una solución con $V$ en $\mathrm{dm^3}$, y $pV=nRT$ para un gas con presión en Pa, volumen en $\mathrm{m^3}$ y temperatura en K. Un volumen molar de gas declarado puede reemplazar la ecuación de gases solo bajo sus condiciones declaradas. En la aproximación estándar de RTP en el aula, use $24\ \mathrm{dm^3\,mol^{-1}}$. Divida $\mathrm{cm^3}$ por 1000 para obtener $\mathrm{dm^3}$.

Método resuelto de masa reactiva. La ecuación es $\mathrm{Mg+2HCl\rightarrow MgCl_2+H_2}$. Hay exceso de ácido y $0.480\ \mathrm g$ de magnesio, con $M(\mathrm{Mg})=24.0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$.

La proporción de coeficientes es Mg:H₂ = 1:1, por lo tanto $n(\mathrm{H_2})=0.0200\ \mathrm{mol}$. A la aproximación de RTP declarada:

Si se dan las cantidades de ambos reactivos, compare la cantidad dividida por el coeficiente. El valor menor identifica el reactivo limitante. No compare solo las masas.

La concentración másica es $m/V$ en $\mathrm{g\,dm^{-3}}$; la concentración molar es $n/V$ en $\mathrm{mol\,dm^{-3}}$. Divida la concentración másica por la masa molar para convertir entre ellas. Partes por millón, ppm, es una fracción multiplicada por $10^6$; indique si es una fracción másica o, para gases a la misma temperatura y presión, una fracción volumétrica.

To find an empirical formula, divide each element's mass by its $A_r$ and divide the resulting amounts by the smallest amount. Multiply the whole ratio if necessary to obtain integers. Do not round 1.5 to 2: multiply all ratios by 2. To find a molecular formula, divide measured $M_r$ by empirical-formula mass and multiply every subscript by this integer.

Verificación resuelta. Un compuesto contiene 2.40 g de carbono y 0.600 g de hidrógeno. La cantidad de carbono es $n=m/M=2.40/12.0=0.200\ \mathrm{mol}$; la cantidad de átomos de hidrógeno es $n=m/M=0.600/1.00=0.600\ \mathrm{mol}$. C:H = 1:3, por lo que la fórmula empírica es CH₃. Si $M_r=30.0$, el factor es $30.0/15.0=2$, dando C₂H₆. Las masas de los elementos se suman a la masa de la muestra, 3.00 g.

Balancea ecuaciones completas sin cambiar las fórmulas de las sustancias e incluye estados: (s), (l), (g), (aq). Para una precipitación, $\mathrm{Ag^+(aq)+Cl^-(aq)\rightarrow AgCl(s)}$ omite los iones espectadores. Para un ácido y un carbonato, $\mathrm{CO_3^{2-}(aq)+2H^+(aq)\rightarrow CO_2(g)+H_2O(l)}$ conserva tanto átomos como carga. Un precipitado o gas es una observación; una ecuación explica el cambio. El zinc en sulfato de cobre(II) produce un depósito rojizo de cobre mientras la solución azul se desvanece: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). El magnesio en ácido diluido se disuelve con burbujas de hidrógeno: Mg(s) + 2H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂(g). Un ácido con una base soluble puede calentarse sin producir gas ni precipitado: H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l). Asocia cada ecuación con la observación real en lugar de tratar toda reacción ácida como formación de gas.

Rendimiento porcentual compara la cantidad real con la teórica del producto. Para una cantidad teórica de 4.00 g y una cantidad seca aislada real de 3.20 g, rendimiento = 3.20/4.00 × 100% = 80.0%. Economía atómica compara la masa del producto deseado balanceada con todas las masas de productos balanceadas. Incluye coeficientes de ecuación. Una alta economía atómica no garantiza un alto rendimiento experimental.

En la práctica de volumen molar de gas, usa una cantidad limitada conocida y recolecta el gas bajo condiciones medidas. Ten en cuenta fugas, disolución de gas, reacción incompleta y espacio muerto. Una fuga reduce el volumen de gas medido y, por tanto, el volumen molar calculado. Para confirmar una fórmula mediante reacción con oxígeno, calienta hasta masa constante, enfría antes de pesar y explica cómo la pérdida de sólido o la oxidación incompleta cambian la relación inferida. El razonamiento práctico forma parte de esta unidad teórica.

Los protones y neutrones están en el núcleo; los electrones ocupan orbitales a su alrededor. Las masas relativas de las partículas son aproximadamente 1, 1 y $1/1836$; las cargas son +1, 0 y −1. El número atómico $Z$ cuenta protones; el número másico $A$ cuenta protones más neutrones. Así, neutrones = $A-Z$. Un ion positivo tiene menos electrones que protones. Isótopos tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones.

Un espectrómetro de masas forma iones positivos gaseosos, los separa según la relación masa-carga, $m/z$, y detecta la abundancia relativa, la proporción de la muestra que contribuye con cada tipo de ion. La vaporización, ionización, aceleración, separación y detección tienen roles distintos. En la separación magnética a un potencial de aceleración dado, un ion con menor $m/z$ se curva más; una carga mayor reduce $m/z$, en lugar de hacer que la curvatura sea menor. Un ion doblemente cargado de masa-40 aparece en $m/z=20$.

Media isotópica resuelta. Para 60% de masa-69 y 40% de masa-71 de galio, $A_r=(69\times60+71\times40)/100=69.8$. La media está entre las masas isotópicas, más cerca del isótopo más abundante. Los picos de ion molecular pueden identificar $M_r$ cuando la carga es conocida. Con proporciones isotópicas de cloro 3:1, Cl₂ muestra picos de ion molecular en 70, 72 y 74 con probabilidades $9/16$, $6/16$ y $1/16$: la combinación intermedia ocurre en dos órdenes.

Un orbital aloja como máximo dos electrones con espines opuestos. Un orbital s es esférico; un orbital p tiene dos lóbulos. Hay 1, 3 y 5 orbitales en subcapas s, p y d, alojando como máximo 2, 6 y 10 electrones. Rellena orbitales de igual energía individualmente antes de emparejarlos. Las cuatro primeras capas cuánticas tienen capacidades máximas de 2, 8, 18 y 32 electrones. Sus subcapas disponibles son 1s; 2s/2p; 3s/3p/3d; y 4s/4p/4d/4f. Una subcapa f tiene siete orbitales y aloja catorce electrones. La tabla periódica tiene bloques s, p y d según la subcapa que recibe el electrón diferenciador. Escribe configuraciones hasta el criptón, incluidas las excepciones del cromo y el cobre: Cr es [Ar]3d⁵4s¹ y Cu es [Ar]3d¹⁰4s¹. Para sus iones positivos, elimina electrones 4s antes que electrones 3d. La notación de cajas electrónicas debe mostrar tanto la ocupación como el espín.

La primera energía de ionización es la energía por mol para $\mathrm{X(g)\rightarrow X^+(g)+e^-}$. La segunda ionización elimina un electrón de X⁺(g); la tercera ionización es X²⁺(g) → X³⁺(g) + e⁻. Todos los pasos de ionización son endotérmicos. Mayor carga nuclear refuerza la atracción; más apantallamiento y mayor distancia electrónica la debilitan. Un gran salto sucesivo en energía revela que se han eliminado todos los electrones de la capa externa. Esto identifica el conteo de electrones externos del grupo principal, pero no cuenta por sí solo cada capa ocupada.

A través del periodo 3, la carga nuclear aumenta mientras el apantallamiento de capas internas cambia poco, dando un aumento general de la primera ionización. El Al pierde un electrón 3p de mayor energía más fácilmente que el Mg pierde un electrón 3s. El S tiene un electrón aparejado 3p con mayor repulsión que los orbitales p 3 de ocupación simple en el P. A lo largo de un grupo, el aumento de distancia y apantallamiento supera el aumento de carga nuclear. Las tendencias recurrentes a través de periodos son periodicidad; usa ejes etiquetados e interpreta un eje logarítmico como ratios en lugar de incrementos de energía iguales.

La tarea de graficar proporcionada para el primer ⟨36⟩-elemento en la hoja ⟨1.2.2⟩ evalúa tanto ejes lineales como logarítmicos. Los picos de los gases nobles son seguidos por disminuciones cuando comienza una nueva capa externa; los efectos de subcapas y apareamiento producen depresiones adicionales dentro de un período. La serie de transición no forma una línea ascendente perfectamente suave. El helio pertenece al bloque s según ⟨1⟩s² a pesar de su columna de gas noble.

Un enlace iónico es la atracción electrostática neta entre iones de carga opuesta a lo largo de una red gigante. La transferencia de electrones forma iones; la atracción constituye el enlace. La conductividad cuando está fundido o disuelto, la migración iónica y la evidencia de densidad electrónica respaldan el modelo iónico. Los cationes coloreados se mueven hacia el electrodo negativo en solución. Los mapas de densidad electrónica muestran la distribución de electrones alrededor de los núcleos; compare la distribución con el modelo iónico, en lugar de asumir que un contorno registra directamente la historia de la transferencia de electrones. Los sólidos iónicos carecen de iones móviles. Iones más pequeños y cargas mayores suelen fortalecer la atracción de la red. En una serie isoelectrónica, un mayor número de protones atrae la misma población de electrones más cerca: el radio disminuye desde N³⁻ hacia Al³⁺. Hacia abajo en un grupo, las capas ocupadas adicionales aumentan el radio.

Un enlace covalente es la atracción entre dos núcleos y un par de electrones compartido. Los diagramas de puntos y cruces identifican el origen del electrón. Incluya pares libres y corchetes/carga para iones. Un enlace coordinado utiliza un par compartido inicialmente suministrado por un átomo, como cuando NH₃ dona un par a H⁺ para formar NH₄⁺. El cloruro de aluminio puede formar Al₂Cl₆ con dos puentes de cloruro y enlace coordinado; los diagramas electrónicos deben tener en cuenta cada electrón externo.

Los pares de electrones alrededor de un átomo central se repelen y se disponen separadamente. Los pares libres ejercen una repulsión más fuerte que los pares de enlace, pero no existe una reducción angular fija universal por par libre. Cuentre las regiones alrededor del átomo central; un enlace múltiple ocupa una región. La longitud de enlace es la distancia entre núcleos; el ángulo de enlace es el ángulo entre enlaces adyacentes.

Cada carbono en el eteno tiene tres regiones y una disposición plana, con ángulos de aproximadamente 120°. Electronegatividad es la atracción por un par de enlace. Diferentes electronegatividades producen enlaces polares. Una molécula es polar solo si sus dipolos de enlace no se cancelan: CO₂ es no polar; H₂O es polar. Los enlaces iónicos y covalentes son extremos de un continuo. El poder de polarización describe la capacidad de un catión para distorsionar la nube electrónica de otro ion; la polarizabilidad describe qué tan fácilmente se distorsiona esa nube. Un catión pequeño y altamente cargado distorsiona fuertemente la nube electrónica de un anión; los aniones grandes son más fáciles de polarizar. No utilice un solo punto de fusión como prueba única de estructura.

Las sustancias moleculares pequeñas generalmente se funden o hierveen superando las atracciones intermoleculares en lugar de romper enlaces dentro de las moléculas. El diamante tiene cuatro enlaces covalentes por átomo en una red gigante; el grafito tiene tres por átomo en capas y electrones deslocalizados móviles; el grafeno es una sola capa. El diamante es duro e aislante; las capas de grafito pueden deslizarse y conducir a lo largo de ellas; el grafeno combina resistencia y conductividad. Los metales contienen iones positivos atraídos por electrones deslocalizados, que transportan corriente en el metal sólido y fundido.

La tendencia de fusión del Período 2/3 sigue cambios estructurales: elementos metálicos, luego carbono/silicio con estructura covalente gigante, después no metales moleculares pequeños y gases nobles monoatómicos. En el Período 2, el litio y el berilio son metálicos; el boro y el carbono forman estructuras covalentes gigantes, luego el nitrógeno, oxígeno y flúor son moleculares y el neón es monoatómico. El conteo de electrones moleculares y las atracciones ayudan a explicar las diferencias entre los no metales. Una explicación basada únicamente en la carga nuclear no puede explicar toda la tendencia de fusión. Una atracción metálica más fuerte, que involucra carga iónica, tamaño iónico y número de electrones deslocalizados, generalmente eleva la temperatura de fusión; también importa la estructura detallada del metal. Calentar un metal para fundirlo no elimina todos sus electrones.

Un grupo funcional confiere reacciones características. Una serie homóloga comparte un grupo funcional y fórmula general, con miembros sucesivos que difieren en CH₂. Los isómeros estructurales tienen la misma fórmula molecular pero diferente conectividad atómica. En fórmulas desarrolladas se muestran cada átomo y enlace; en fórmulas esqueletales cada extremo o esquina sin etiqueta es carbono, con suficientes átomos de H implícitos para cuatro enlaces. Muestre explícitamente los heteroátomos y sus hidrógenos unidos.

Use met-, et-, prop-, but-, pent-, hex-, hept-, oct-, non-, dec- para uno a diez átomos de carbono. Elija una cadena padre que contenga el grupo funcional relevante y numere para dar su localizador más bajo requerido, luego ubique los sustituyentes. Los alcanos acíclicos tienen fórmula CₙH₂ₙ₊₂; los cicloalcanos de anillo simple tienen CₙH₂ₙ. Ambos son saturados: contienen solo enlaces simples carbono-carbono. CₙH₂ₙ solo no prueba un alqueno porque un cicloalcano puede compartirla.

Genere isómeros estructurales sistemáticamente: mantenga fija la fórmula, cambie la cadena más larga o el tamaño del anillo, distribuya los átomos de carbono restantes, luego elimine duplicados rotados o renumerados. La pentano tiene tres isómeros de cadena; la hexano tiene cinco. Una dirección de dibujo diferente por sí sola no crea una nueva estructura.

Para anillos simples saturados, comience con el anillo más grande y acórtelo mientras mueve carbonos hacia sustituyentes. Hay una estructura de anillo C₃H₆, dos C₄H₈ y cinco C₅H₁₀. El conjunto C₆H₁₂ tiene doce estructuras constitucionales; las formas cis/trans distintas no se cuentan nuevamente como isómeros estructurales.

La destilación fraccionada separa el petróleo crudo en fracciones con diferentes rangos de ebullición. El craqueo convierte hidrocarburos grandes en productos más pequeños, incluyendo alquenos; el reformado puede cambiar cadenas rectas a estructuras ramificadas o cíclicas. Balancee átomos en cada ecuación propuesta. La combustión completa de un hidrocarburo forma CO₂ y agua. La combustión incompleta puede formar CO tóxico o partículas de carbón; el CO reduce el transporte de oxígeno sanguíneo al unirse a la hemoglobina. El azufre del combustible y las reacciones de nitrógeno/oxígeno a alta temperatura pueden producir óxidos ácidos. Las partículas de carbón dañan la calidad del aire; los hidrocarburos no quemados pueden contribuir a la contaminación fotoquímica. Eliminar el azufre del combustible no previene los óxidos de nitrógeno formados del aire caliente. La neutralidad de carbono significa ningún aumento neto de dióxido de carbono sobre el límite del ciclo de vida declarado. El crecimiento del bioetanol puede absorber CO₂, pero las emisiones de procesamiento y transporte impiden reclamos automáticos de neutralidad de carbono. El hidrógeno produce agua en su uso; su método de producción aún importa.

Un peligro es una fuente potencial de daño; el riesgo considera su probabilidad y severidad bajo condiciones reales. Use la evaluación de riesgos escolar, cantidades pequeñas, ventilación y controles específicos para inflamabilidad o toxicidad. Una alternativa más segura puede reducir el riesgo sin fingir que la sustancia original no tiene peligro.

Un radical libre tiene un electrón desapareado. La fisión homolítica da un electrón a cada fragmento; la fisión heterolítica da ambos a un fragmento, formando iones. La luz UV inicia la sustitución del cloro rompiendo Cl₂ homolíticamente: Cl₂ → 2Cl·. Use flechas curvas de cabeza única para electrones individuales.

Propagación: Cl· + CH₄ → HCl + CH₃·, luego CH₃· + Cl₂ → CH₃Cl + Cl·. Un radical se regenera, así que la cadena continúa. Terminación une dos radicales, por ejemplo 2CH₃· → C₂H₆. La sustitución adicional y múltiples posiciones posibles producen mezclas, limitando el valor del método para hacer un producto puro.

Un alqueno acíclico con un C=C tiene fórmula CₙH₂ₙ. Un cicloalqueno con un anillo y un doble enlace tiene CₙH₂ₙ₋₂: el anillo elimina otros dos hidrógenos. Un doble enlace consiste en un enlace sigma σ por superposición frontal de orbitales y un enlace pi π por superposición lateral de orbitales p. Rotar un carbono rompería la superposición pi, por lo que la rotación está restringida. La isomería E/Z requiere dos grupos diferentes en cada carbono del doble enlace. Clasifique los átomos directamente unidos por número atómico; si hay empate, compare los siguientes átomos. Compare prioridades separadamente en los dos carbonos. Grupos de mayor prioridad juntos dan Z, opuestos dan E. Cis/trans es insuficiente donde no hay sustituyentes idénticos adecuados para comparar.

Un electrófilo acepta un par de electrones. En la adición de HBr, una flecha curva comienza en el enlace π y termina en H, mientras que otra comienza en el enlace H–Br y termina en Br. Esto forma un carbocatión y Br⁻; luego, un par solitario del bromuro forma el nuevo enlace carbono-bromo. El propeno da principalmente 2-bromopropano porque su ruta forma un carbocatión secundario en lugar de primario. Los carbocationes terciarios son generalmente más estables que los secundarios, que a su vez son más estables que los primarios bajo estas condiciones.

Para el eteno, los dos carbonos del doble enlace son equivalentes. La adición de un protón en cualquier dirección forma el mismo carbocatión etilo, CH₃CH₂⁺. El ion bromuro dona un par de electrones al carbono positivo, dando bromoetano; no hay dos productos constitucionales diferentes entre los cuales elegir.

El bromino se polariza mediante el doble enlace rico en electrones y se añade a través de él; el eteno forma 1,2-dibromoetano. La decoloración del bromino apoya la insaturación en una prueba orgánica adecuada, pero no identifica un alqueno único. Evite afirmaciones innecesarias sobre mezclas de productos estereoquímicos.

Otras adiciones: el hidrógeno con níquel da un alcano; el vapor de agua con un catalizador ácido da un alcohol; el manganesato(VII) frío, diluido y acidificado oxida C=C a un diol. Indique los reactivos y las condiciones, no solo los nombres de los productos. En la polimerización por adición, abra cada C=C en la cadena principal del polímero, conserve sus grupos laterales y muestre corchetes con enlaces que se extiendan a través de ellos y $n$ fuera. Una unidad repetitiva es el segmento más pequeño de la cadena cuya repetición describe la cadena, incluidos sus grupos laterales. No se elimina ninguna molécula pequeña. La eliminación de plásticos requiere evidencia: el reciclaje/ordenamiento, la persistencia, las alternativas biodegradables y la remoción de gases tóxicos de incineración tienen diferentes ventajas y costos.

1. Un ión de masa-40 da $m/z=20$. Explique su carga.
2. Las tres primeras energías de ionización de un elemento son relativamente cercanas; la cuarta es mucho mayor. Indique lo que puede inferir y lo que no puede inferir de este salto solo.
3. Un gas ocupa 0.240 dm³ a un volumen molar de 24.0 dm³ mol⁻¹. Una muestra de 0.480 g produjo este gas en una reacción de proporción 1:1. Calcule la masa molar de la muestra y indique una razón por la cual el valor experimental podría ser demasiado alto.
4. ¿Por qué la misma fórmula molecular puede describir un alqueno y un cicloalcano?
5. Prediga el producto cuando el HBr se adiciona a CH₂=C(CH₃)₂, y explique el carbocatión preferido.

Answers. 1 A 2+ ion has half the singly charged mass-to-charge ratio. 2 Three outer electrons, consistent with main Group 3/13; the jump alone does not establish period. 3 $n=V/V_m=0.240/24.0=0.0100\ \mathrm{mol}$; $M=m/n=0.480/0.0100=48.0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$. A leak lowers measured gas amount and raises inferred molar mass. 4 One ring or one double bond each reduces H count by two relative to an acyclic alkane. 5 2-bromo-2-methylpropane; H adds to CH₂, forming a tertiary carbocation before Br⁻ supplies a pair to the positive carbon.