Metales de Transición y Química Orgánica con Nitrógeno

Una batería transfiere electrones a través de un cable. Un catalizador metálico cambia la ruta de reacción. La síntesis orgánica une grupos de carbono seleccionados. En cada caso, el éxito depende de identificar las partículas y las condiciones. Esta unidad conecta mediciones redox, complejos metálicos y rutas orgánicas.

Prerrequisitos: números de oxidación, semirreacciones, equilibrio, entropía, grupos funcionales orgánicos y Métodos analíticos Unidad 4. Este referente cubre Temas Pearson 16–20 y la teoría de prácticas fundamentales 12–16. La práctica separada Unidad 6 requiere preparación basada en fuentes prácticas. El trabajo de laboratorio necesita el procedimiento supervisado aprobado y su evaluación de riesgos.

Un semicelda contiene un par oxidado/reducido en contacto con un electrodo conductor. Un electrodo metálico puede ser el sólido reactivo. Un electrodo de platino inerte transporta electrones cuando el par está formado únicamente por soluciones o gas y solución. Un puente salino permite el movimiento de iones y completa el circuito sin mezclar directamente las soluciones principales. Los electrones fluyen por el cable, no por el puente.

Un potencial de electrodo individual no puede medirse solo. Conéctelo a un electrodo de referencia. El electrodo estándar de hidrógeno tiene gas H₂ a 100 kPa, H⁺ acuoso a 1.00 mol dm⁻³ y platino, a 298 K. Su potencial estándar se define como cero. La potencial estándar de electrodo de otro par es su potencial relativo a esa referencia bajo condiciones estándar. Otros solutos tienen concentración 1.00 mol dm⁻³; los sólidos y líquidos puros están en sus estados estándar.

Escriba las entradas de la tabla como reducciones. Por ejemplo:

La reducción más positiva se favorece en el electrodo positivo de la celda espontánea. El zinc se oxida en el electrodo negativo; Cu²⁺ se reduce en el electrodo positivo. La ecuación neta es Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Cancelle cantidades iguales de electrones después de multiplicar las semirreacciones, pero nunca multiplique un potencial de electrodo por un coeficiente.

El diagrama de celda es Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s). Una línea simple representa un límite de fase; la doble línea representa el puente salino. Indique concentraciones y condiciones junto al diagrama. Para una semicelda de solución Fe³⁺/Fe²⁺, incluya Pt(s) como contacto inerte. Las especies en una misma fase acuosa se separan por comas, no por un límite de fase adicional.

En la práctica fundamental 12, limpie las superficies metálicas y use un voltímetro de alta resistencia. Verifique la identidad del electrodo, la concentración de la solución, la temperatura y buenos contactos eléctricos. No asuma que un voltaje medido menor desmienta la tabla: las condiciones reales, las películas de óxido y la resistencia interna afectan las mediciones.

La viabilidad tiene límites

Un potencial de celda estándar positivo predice la viabilidad termodinámica para la reacción global declarada bajo condiciones estándar. No predice una velocidad de reacción visible. Una barrera de activación alta puede impedir un cambio observable. Las concentraciones no estándar pueden alterar los potenciales de electrodo e incluso la dirección predicha. Compare las mismas condiciones; no trate una tabla estándar como una regla independiente de la concentración.

Para una reacción de celda definida, $E^\circ_{cell}$ es proporcional a su cambio estándar de entropía total. También está relacionado con $\ln K$, incluyendo el número de electrones y la temperatura en la proporcionalidad. Así, E° positivo corresponde a entropía total positiva y K > 1. Invertir la reacción cambia el signo de E° e invierte K. Cambiar la escala de la ecuación balanceada altera el cambio de entropía y el número de electrones, pero no el voltaje.

Un agente reductor dona electrones y se oxida. La forma reducida de un par con potencial muy negativo suele ser un fuerte agente reductor. Un agente oxidante acepta electrones y se reduce. La forma oxidada de un par con potencial muy positivo suele ser un fuerte agente oxidante. Nombren las especies reales, no solo “la semicelda”.

Una reacción de disproportionación oxida y reduce el mismo elemento desde un estado de oxidación inicial. Para verificarla, utilice las reducciones que conducen al estado inicial y alejándose de él. Si la reducción de la especie inicial es más positiva que la reducción hacia ese estado, la disproportionación propuesta tiene E° positivo. Para ilustrar, con A³⁺/A²⁺ = +0.80 V y A²⁺/A = −0.20 V, la disproportionación de A²⁺ a A³⁺ y A da −0.20 − 0.80 = −1.00 V. No es factible bajo esas condiciones estándar. Este ejemplo se refiere a A hipotético, no a valores medidos para un metal específico.

El permanganato(VII) acidificado se reduce de púrpura MnO₄⁻ a casi incoloro Mn²⁺:

El hierro(II) pierde un electrón: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. Por lo tanto, un mol de MnO₄⁻ reacciona con cinco moles de Fe²⁺. Use ácido sulfúrico diluido. El ácido clorhídrico puede oxidarse; el ácido nítrico puede oxidar Fe²⁺ antes de la valoración. Cerca del punto final, añada permanganato(VII) gota a gota mientras agita. La primera coloración rosa tenue persistente indica un ligero exceso. No se necesita indicador separado.

Una muestra de 25.00 cm³ Fe²⁺ requiere 20.00 cm³ de 0.0200 mol dm⁻³ MnO₄⁻:

Para el yodo y el tiosulfato:

Agregue almidón cuando la solución de yodo se vuelva amarillo pálido. Agregarlo a yodo concentrado puede formar un complejo fuertemente unido y un punto final indefinido. El color azul-negro final desaparece. Si otro oxidante libera yodo de yoduro en exceso, primero use su ecuación para relacionar el oxidante con el yodo, luego use la proporción 1:2 de yodo/tiosulfato. Son pasos estequiométricos diferentes.

Las prácticas fundamentales 13a y 13b usan valoraciones redox para determinar concentraciones. Enjuague una bureta con su titulante y una pipeta con la solución muestreada. El agua restante en un matraz cónico no cambia los moles transferidos por la pipeta. Una incertidumbre de lectura de bureta de ±0.05 cm³ en cada extremo da una incertidumbre máxima del título de ±0.10 cm³. Para 20.00 cm³, la incertidumbre porcentual es $(0.10/20.00)100=0.50\%$. Incluya la dilución y otras incertidumbres del equipo cuando la pregunta requiera la incertidumbre de concentración final. Repetir títulos concordantes reduce variaciones aleatorias; no eliminan un error sistemático de concentración.

Las pilas de combustible requieren un suministro continuo

Una pila de combustible produce electricidad mientras el combustible y el oxidante entran desde el exterior. Para hidrógeno y oxígeno, la reacción global es 2H₂ + O₂ → 2H₂O.

Cancele H⁺ o OH⁻ solo después de igualar electrones. Ambos medios dan la misma ecuación global. La operación de celda de hidrógeno produce agua, pero la producción, almacenamiento y transporte de hidrógeno tienen costos ambientales. El metanol es más fácil de almacenar como líquido, pero produce CO₂. Su ecuación global de celda de oxígeno es 2CH₃OH + 3O₂ → 2CO₂ + 4H₂O. Compare las rutas de producción totales y la eficiencia energética, no solo las emisiones de la celda.

Un elemento de transición forma al menos un ion estable con subcapa d incompleta. El escandio forma Sc³⁺, que es d⁰, y el zinc forma Zn²⁺, que es d¹⁰. No cumplen esta definición. El cobre califica porque Cu²⁺ es d⁹, aunque Cu⁺ es d¹⁰.

For Sc to Zn, the neutral atom configurations after [Ar] are: Sc 3d¹4s²; Ti 3d²4s²; V 3d³4s²; Cr 3d⁵4s¹; Mn 3d⁵4s²; Fe 3d⁶4s²; Co 3d⁷4s²; Ni 3d⁸4s²; Cu 3d¹⁰4s¹; Zn 3d¹⁰4s². Chromium and copper are exceptions to the simple filling pattern. When these atoms form positive ions, remove 4s electrons before 3d electrons. Fe²⁺ is [Ar]3d⁶, not [Ar]3d⁴4s². Similar 3d and 4s energies help explain variable oxidation states.

Un ligando dona un par libre a un ion metálico, formando un enlace coordinado. Un ion complejo contiene un ion metálico central rodeado de ligandos. El número de coordinación cuenta los átomos donantes directamente unidos al metal, no el número de moléculas de ligando. Seis ligandos de agua dan [Cu(H₂O)₆]²⁺, número de coordinación seis. Tres ligandos bidentados etanodiato también dan número de coordinación seis.

Agua, OH⁻, NH₃ y Cl⁻ son monodentados. La etano-1,2-diamina, escrita a menudo como en, es bidentada. El EDTA⁴⁻ puede ser hexadentado. Los ligandos neutrales no cambian la carga del ion; cada ligando aniónico contribuye con su carga. En [Fe(CN)₆]³⁻, seis CN⁻ contribuyen −6, así que el hierro es +3.

Seis regiones de pares de electrones de los ligandos se repelen y se organizan alrededor del metal con la mayor separación posible. Esto produce una disposición octaédrica para los complejos hexacoordinados aquí. Ligandos cloruro más voluminosos favorecen complejos tetra-coordinados como el tetraédrico [CoCl₄]²⁻. Algunos complejos tetra-coordinados son planares cuadradas. El cisplatino tiene dos ligandos NH₃ y dos Cl alrededor del platino en un plano cuadrado. Los dos ligandos cloruro están adyacentes en la forma cis; las posiciones opuestas definen la forma trans. El cisplatino se utiliza en el tratamiento del cáncer como el isómero cis único, no como una mezcla con la forma trans. Una fórmula tetra-coordinada sola no demuestra geometría tetraédrica.

Color e intercambio de ligandos

Los ligandos dividen los orbitales d en diferentes niveles de energía. La absorción de luz visible puede promover un electrón d entre estos niveles. La luz transmitida/reflejada restante produce el color observado. Cambiar el estado de oxidación del metal, el ligando o el número de coordinación puede alterar la brecha energética y el color. Un ion d⁰ o d¹⁰ no tiene una transición d–d adecuada; esto explica muchos complejos incoloros, pero no afirma que todo color en química sea una transición d–d.

Un intercambio de ligandos reemplaza un ligando por otro. El exceso de amoníaco transforma el complejo acuoso azul pálido del cobre(II) en una solución azul oscuro:

Inicialmente, una pequeña cantidad de NH₃ actúa como base y forma un precipitado hidróxido azul pálido. Con exceso de NH₃, ese precipitado se disuelve al formarse el complejo aminado. No describa ambas etapas como un solo cambio de color del precipitado. El exceso de cloruro concentrado produce amarillo [CuCl₄]²⁻, a menudo a través de una mezcla verde observada:

Para el cobalto, el rosa [Co(H₂O)₆]²⁺ intercambia con cloruro para formar azul [CoCl₄]²⁻. Agregar agua desplaza hacia el rosa; aumentar la concentración de cloruro favorece el azul. Indique si cambió la concentración de agua o de cloruro antes de explicar el equilibrio.

Reemplazar seis ligandos de agua con tres ligandos bidentados libera seis moléculas de agua libres mientras usa tres moléculas de ligando libre. El aumento en partículas móviles libres suele favorecer el complejo quelato mediante entropía. No es simplemente “más enlaces de coordinación”: ambos complejos pueden tener seis enlaces metal-donador. En la hemoglobina, Fe²⁺ está retenido por un ligando polidentado y se une al oxígeno reversiblemente. El monóxido de carbono compite fuertemente por la unión e impide el transporte normal de oxígeno. La estructura detallada de la heme no se requiere aquí.

El hidróxido extrae protones del agua coordinada, produciendo un precipitado de hidróxido hidratado. Una ecuación simplificada es Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃(s). Una ecuación de complejo hidratado es:

El amoníaco primero acepta protones del agua coordinada; escriba NH₄⁺ como producto. Para el cobre:

La siguiente tabla distingue los precipitados iniciales de la solución con exceso de reactivo. Las observaciones se refieren a pruebas acuosas frescas. La oxidación del aire y la sustitución lenta de ligandos pueden cambiar los colores durante la reposo; registre esas condiciones en lugar de combinar silenciosamente las etapas.

La columna de precipitado inicial se aplica a pequeñas adiciones de hidróxido o amoniaco en estas pruebas. Para un metal divalente M, las ecuaciones simplificadas son M²⁺ + 2OH⁻ → M(OH)₂(s) y M²⁺ + 2NH₃ + 2H₂O → M(OH)₂(s) + 2NH₄⁺. Aquí M puede ser Mn, Fe, Co, Ni, Cu o Zn. Para Cr³⁺ y Fe³⁺, reemplace los coeficientes 2 por 3 y use M(OH)₃. Estas fórmulas describen la misma química de remoción de protones que las ecuaciones del complejo hidratado.

Para la etapa de exceso de amoniaco, Co(OH)₂ o Ni(OH)₂ pueden formar [M(NH₃)₆]²⁺ con seis NH₃, liberando dos OH⁻. El zinc forma [Zn(NH₃)₄]²⁺ con cuatro NH₃, liberando dos OH⁻. Para el cobre, Cu(OH)₂ + 4NH₃ + 2H₂O ⇌ [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺ + 2OH⁻. Estos equilibrios explican la disolución en suficiente amoniaco; la extensión observada y la subsiguiente oxidación del cobalto dependen de las condiciones. Los precipitados de manganeso e hierro no se disuelven en exceso de amoniaco; Cr(OH)₃ se disuelve solo lentamente en un gran exceso, por intercambio de ligandos a [Cr(NH₃)₆]³⁺. No use el color azul intenso del cobre para cada complejo amínico.

El anfótero Cr(OH)₃ y Zn(OH)₂ reaccionan con exceso de hidróxido. Por ejemplo, Zn(OH)₂(s) + 2OH⁻ → [Zn(OH)₄]²⁻. El zinc también forma [Zn(NH₃)₄]²⁺ en exceso de amoniaco. “Se disuelve en ambos” no significa que ambos ligandos produzcan el mismo complejo. El Cromo(III) puede representarse como [Cr(OH)₆]³⁻ en exceso de hidróxido; siga la convención de especies proporcionada en la pregunta.

El vanadio muestra varios estados de oxidación en solución ácida: V(V), amarillo VO₂⁺; V(IV), azul VO²⁺; V(III), verde V³⁺; V(II), violeta V²⁺. El zinc en ácido reduce a través de estas etapas. La mezcla de amarillo y azul durante un cambio puede parecer verde; esto solo no es prueba de V³⁺ puro. Combine el color con las condiciones de reacción y datos electroquímicos.

El dicromato(VI) naranja acidificado se reduce a verde Cr³⁺. El zinc en ácido puede reducirlo aún más a azul Cr²⁺; el aire oxida fácilmente Cr²⁺ nuevamente. En solución alcalina, el peróxido de hidrógeno puede oxidar el Cr(III) a cromato(VI) amarillo. La subsiguiente acidificación favorece el dicromato naranja:

El cromo permanece en +6 en este equilibrio. Es un equilibrio ácido-base, no un cambio redox. Verifique los números de oxidación antes de asumir que cada cambio de color transfiere electrones.

Los catalizadores pueden cambiar el estado de oxidación

En el proceso de contacto, V₂O₅ cataliza la oxidación de SO₂. Un ciclo útil es V₂O₅ + SO₂ → V₂O₄ + SO₃, luego 2V₂O₄ + O₂ → 2V₂O₅. Sume los pasos para cancelar el catalizador y recuperar 2SO₂ + O₂ → 2SO₃. En superficies de convertidores catalíticos, los reactivos se adsorben, reaccionan mediante una ruta de menor energía y se desorbén. Por ejemplo 2CO + 2NO → 2CO₂ + N₂. La obstrucción superficial reduce los sitios disponibles.

Para la reacción acuosa de yoduro/perdisulfato, Fe²⁺/Fe³⁺ proporciona un ciclo homogéneo:

Al sumar, se cancelan los iones de hierro. Para el permanganato(VII) acidificado y el etanodioato, el producto Mn²⁺ actúa como autocatalizador. La reacción puede comenzar lentamente, acelerarse a medida que aumenta el Mn²⁺ y luego desacelerarse a medida que se consumen los reactivos. La práctica central 14 prepara un complejo de metal de transición: calcule la cantidad limitante y el rendimiento teórico, aisle y seque cristales, y distinga la pérdida de producto de impurezas que elevan falsamente la masa.

El benceno es un areno. Sus seis orbitales p se superponen en un sistema de electrones deslocalizados por encima y por debajo del plano de carbono. Los enlaces carbono-carbono tienen longitudes iguales, entre enlaces simples y dobles típicos. La evidencia de rayos X apoya longitudes de enlace iguales. Su espectro infrarrojo tiene vibraciones del anillo aromático y absorción C–H aromática por encima de 3000 cm⁻¹. Use los datos de referencia proporcionados para comparar sus bandas con una predicción de alqueno localizado; el IR solo no cuenta tres dobles enlaces aislados ordinarios. Juntos con su entalpía de hidrogenación menor de lo esperado, la evidencia contradice el modelo de tres dobles enlaces aislados.

Si un doble enlace aislado da una entalpía de hidrogenación −120 kJ mol⁻¹, tres predecirían −360. Un valor medido ilustrativo de benceno de −208 es 152 kJ mol⁻¹ menos exotérmico. El benceno comienza con menor entalpía que ese modelo localizado. Esta comparación utiliza una referencia hipotética; el benceno no cambia rápidamente entre tres dobles enlaces fijos.

El benceno generalmente resiste la adición porque destruiría la deslocalización del anillo. No decolora el agua bromurada como un alqueno bajo las condiciones de prueba habituales. Se quema con llama ahumada cuando la combustión es incompleta debido a su alto contenido de carbono. La sustitución reemplaza H mientras restaura el anillo deslocalizado.

Una reacción de sustitución electrofílica tiene tres etapas esenciales: generar el electrófilo, usar un par de electrones del anillo para formar un enlace C–E, y luego perder H⁺ para restaurar la deslocalización. El intermediario tiene carga positiva y un carbono del anillo unido tanto a H como a E. Dibuje una flecha curva desde el sistema de electrones del anillo hacia E⁺, luego desde el enlace C–H de vuelta al anillo. Una flecha que comienza en H⁺ no es flujo de electrones.

Para la nitro, HNO₃ + H₂SO₄ → NO₂⁺ + HSO₄⁻ + H₂O genera el catión nitronio. La sustitución en el anillo da nitrobenceno y libera H⁺, regenerando el catalizador ácido. Para la acilación de Friedel–Crafts, RCOCl + AlCl₃ → RCO⁺ + AlCl₄⁻; la sustitución luego forma HCl y regenera AlCl₃. Para la bromación, el modelo simple de electrófilo es Br₂ + FeBr₃ → Br⁺ + FeBr₄⁻. FeBr₄⁻ acepta el H⁺ liberado para formar HBr y regenerar FeBr₃. Para la alquilación, RCl + AlCl₃ → R⁺ + AlCl₄⁻; AlCl₄⁻ acepta H⁺ para formar HCl y regenerar AlCl₃. En cada caso, las flechas de pares de electrones de ataque al anillo y restauración del anillo siguen el patrón de nitro. Estos son modelos simplificados de mecanismo de generación asistida por catalizador de electrófilos; no se asume que existan iones libres en la botella de reactivo original. Las condiciones y productos de sulfonación son requeridos aquí; su mecanismo detallado está fuera de esta declaración de especificación.

El fenol reacciona mucho más fácilmente con el agua de bromo, dando un precipitado blanco de 2,4,6-tribromofenol y decoloración sin portador de halógeno. El par libre de oxígeno aumenta la densidad electrónica del anillo mediante interacción con este. Esto facilita el ataque de un electrófilo. No transfiera el requisito de catalizador del benceno al fenol.

An amine derives from ammonia by replacing H with carbon groups. Butan-1-amine is CH₃CH₂CH₂CH₂NH₂; phenylamine is C₆H₅NH₂. Nitrogen's lone pair accepts H⁺, making amines bases and nucleophiles. RNH₂ + H₂O ⇌ RNH₃⁺ + OH⁻, and RNH₂ + HCl → RNH₃⁺Cl⁻. Small amines dissolve in water through hydrogen bonding. Solubility generally falls as the non-polar carbon group grows.

Las aminas alifáticas son generalmente bases más fuertes que el amoníaco en las comparaciones requeridas aquí. Los grupos alquilo aumentan la densidad electrónica en el nitrógeno. La fenilamina es una base más débil porque su par libre interactúa con el anillo aromático y está menos disponible para unirse a H⁺. La basicidad no se decide contando enlaces N–H. El enlace de hidrógeno también eleva los puntos de ebullición en comparación con hidrocarburos de tamaño similar.

El exceso de amoníaco etanólico con un halogenoalcano, calentado en un aparato sellado bajo el procedimiento aprobado, forma una amina primaria. El exceso de amoníaco reduce la sustitución adicional pero no la hace imposible. La amina producto puede atacar más halogenoalcano, dando aminas secundarias/terciarias y eventualmente una sal de amonio cuaternaria. La butilamina también puede actuar como ligando hacia Cu²⁺ a través de su par solitario.

Reducir un nitrilo con LiAlH₄ en éter seco seguido de un tratamiento acuoso adecuado da una amina primaria. R–C≡N se convierte en R–CH₂NH₂. El carbono del nitrilo permanece en la cadena. Hacer un nitrilo a partir de un halogenoalcano usando cianuro etanólico y luego reducirlo aumenta la cadena de carbonos en uno en general.

Reducir el nitrobenceno usando estaño y HCl concentrado bajo reflujo. La mezcla ácida inicialmente contiene la sal de fenilamonio. Añadir base durante el tratamiento para liberar la fenilamina. Escribir la fenilamina libre como la única especie en la mezcla de reacción fuertemente ácida omite esta etapa.

Una amida tiene nitrógeno unido a un carbono carbonilo. El cloruro de etanoilo reacciona con una amina primaria para formar una amida sustituida. CH₃COCl + 2C₄H₉NH₂ → CH₃CONHC₄H₉ + C₄H₉NH₃⁺Cl⁻. Una molécula de amina forma la amida; otra neutraliza el HCl. El par libre de la amida interactúa con el sistema carbonilo, por lo que las amidas son mucho menos básicas que las aminas. No nombrar CH₃CONH₂ como una amina ni confundir su C=O con una cetona.

Nombres y estructuras completas

Use –amina para la amina, –amida para la amida y un prefijo amino– con el ácido carboxílico como padre para un aminoácido. La etanamina es CH₃CH₂NH₂; la etanamida es CH₃CONH₂; la alanina es 2-aminopropanoico. Una fórmula desarrollada incluye todos los átomos y enlaces. Una fórmula esqueletal omite las etiquetas de carbono y sus hidrógenos unidos, pero conserva nitrógeno, oxígeno y sus hidrógenos unidos.

Diazotización y color

El ácido nitroso frío, preparado a partir de NaNO₂ y un ácido diluido, reacciona con la fenilamina por debajo de aproximadamente 10 °C para formar una sal de diazonio. Mantenga la mezcla fría porque estas sales son inestables al calentarse. El acoplamiento con el fenol en solución alcalina produce un compuesto azo que contiene –N=N– entre sistemas aromáticos. El sistema deslocalizado extendido absorbe luz visible, produciendo color. Diferencie la formación del ion diazonio del paso de acoplamiento separado.

Un aminoácido contiene tanto grupos amino como carboxílico. Un α-aminoácido típico es H₂N–CH(R)–COOH. La mayoría tiene un carbono central quiral, pero la glicina tiene dos átomos de hidrógeno y es aquiral. En estado sólido y en mucha solución acuosa, la transferencia de protones forma un zwitterión, ⁺H₃N–CH(R)–COO⁻. Su carga neta es cero, pero contiene dos grupos cargados. No es una molécula no cargada H₂N/COOH.

En medio ácido la forma principal es ⁺H₃N–CH(R)–COOH. En medio alcalino es H₂N–CH(R)–COO⁻. Explique los cambios añadiendo o eliminando protones en el grupo correcto. Para investigar el comportamiento ácido/base, añada ácido y base por separado a muestras medidas de aminoácidos y siga el pH con un medidor calibrado. Para investigar la actividad óptica, ponga a cero un polarímetro con el disolvente, luego mida una solución clara con luz monocromática polarizada plana. Controle la concentración, la longitud de trayectoria, la temperatura y la longitud de onda al comparar las rotaciones. Los enantiómeros puros opuestos giran igual en direcciones opuestas bajo condiciones coincidentes. Una mezcla racémica tiene rotación neta cero; la glicina también es inactiva, por lo que cero solo no demuestra un racemato.

Vincular un grupo amino y un grupo carboxilo produce una amida o enlace peptídico, –C(=O)–NH–, con pérdida de agua. Dos aminoácidos diferentes pueden dar dos di péptidos ordenados; invertir su orden cambia la molécula.

Un poliamida se forma por condensación entre diaminas adecuadas y ácidos dicarboxílicos o sus cloruros de acilo. El Nylon-6,6 usa H₂N(CH₂)₆NH₂ y HOOC(CH₂)₄COOH. Su repetición es [–NH(CH₂)₆NHCO(CH₂)₄CO–] con enlaces continuos en ambos extremos. Las cadenas proteicas son poliamidas formadas a partir de aminoácidos. Sus grupos N–H y C=O forman puentes de hidrógeno entre cadenas, afectando la resistencia y el comportamiento al fundirse.

Polipropenamida, [–CH₂–CH(CONH₂)–], es un polímero de adición. El grupo lateral contiene una amida, pero la cadena principal se forma mediante apertura del enlace C=C sin eliminación de una molécula pequeña. Polietanol, [–CH₂–CH(OH)–], tiene muchos grupos hidroxilo que hacen puentes de hidrógeno con el agua. Su solubilidad en agua permite bolsas de lavandería adecuadas o cápsulas de detergente líquido que se disuelven durante el lavado. Diferencie los polímeros solubles en agua de aquellos que simplemente absorben agua; la formulación y las condiciones importan.

Un reactivo de Grignard se prepara haciendo reaccionar un halogenoalcano con magnesio en éter seco: RX + Mg → RMgX. El agua lo destruye, formando RH. El material de vidrio y el disolvente secos son importantes porque esta reacción consume el reactivo pretendido antes de que pueda construir la cadena de carbonos.

Con CO₂ seguido de trabajo ácido final, RMgX forma RCOOH, añadiendo un carbono. Con metanal, forma un alcohol primario; con otro aldehído, un alcohol secundario; con una cetona, un alcohol terciario. El grupo de carbono R se une al carbono carbonilo anterior. El oxígeno se convierte en OH durante el trabajo ácido final separado. Cuente cada carbono de ambos fragmentos de partida.

Por ejemplo, bromuro de etilmagnesio más etanal da CH₃CH(OH)CH₂CH₃ tras el tratamiento: butan-2-ol. Usar metanal en su lugar da propan-1-ol. Añadir ácido antes del carbonilo consume el reactivo de Grignard, por lo que el orden no puede invertirse.

Cuando una tarea especifica cuatro conversiones sintéticas, una ruta válida es bromoetano → etanol (OH⁻ acuoso, calor) → etanal (oxidación controlada y destilación) → butan-2-ol (bromuro de etilmagnesio, éter seco, luego tratamiento ácido) → butan-2-ona (oxidación). Cada flecha cambia el compuesto orgánico principal. El reactivo de Grignard se prepara por separado. Verifique grupo funcional, conteo de carbonos y condiciones en cada flecha.

La evidencia puede restringir un producto desconocido

Use datos de combustión para determinar la fórmula empírica; combínelos con la masa molar para la fórmula molecular. Las pruebas elementales identifican elementos, no una estructura única. IR restringe los grupos funcionales; espectrometría de masas restringe la masa molecular y fragmentos. Resonancia magnética nuclear de Carbono-13 cuenta entornos de carbono distintos; la RMN de protón añade desplazamientos químicos, integración y acoplamiento. Varias estructuras pueden ajustarse a un espectro. Busque una estructura que se ajuste a todas las observaciones.

Una sustancia desconocida tiene fórmula C₃H₆O, una absorción fuerte de C=O, una señal de protón cerca de 9–10 ppm y una prueba de Tollens positiva. La propanal encaja con el protón aldehídico y la prueba de oxidación. La propanona encaja con la fórmula y C=O, pero carece de H aldehídico y normalmente da una prueba de Tollens negativa. Prediga los tres entornos de carbono de la propanal y sus entornos de protones aldehído/CH₂/CH₃ como verificación adicional. La práctica central 15 identifica sustancias desconocidas inorgánicas y orgánicas mediante una secuencia planificada de pruebas a pequeña escala, con controles positivos y muestras separadas. Use precipitación de iones metálicos/pruebas de exceso de reactivo para muestras inorgánicas apropiadas. Evite añadir todo el reactivo a un solo tubo: cambios posteriores pueden provenir de reactivos anteriores en lugar de la sustancia desconocida original.

El aislamiento no es lo mismo que la reacción

Reflujo: calienta una mezcla sin perder reactivos volátiles: el vapor se condensa y retorna. La destilación recoge un componente volátil por separado. Nunca selle un aparato de reflujo al calentar. Durante la extracción, un embudo de decantación separa capas inmiscibles. Identifique qué capa contiene el producto basándose en la densidad y solubilidad del disolvente; la capa orgánica no siempre está arriba. Ventile el embudo lejos de personas.

Los lavados con agua eliminan impurezas hidrosolubles. Los lavados con carbonato de sodio eliminan impurezas ácidas pero liberan CO₂, por lo que ventile cuidadosamente. Un agente desecante anhidro adecuado elimina el agua residual de un líquido orgánico; filtre o decante antes de la destilación. La destilación con vapor arrastra un compuesto volátil insoluble en agua junto con el vapor a una temperatura inferior a su punto de ebullición normal.

Recristalización: disuelve un sólido impuro en la cantidad mínima de disolvente caliente. Enfríe para cristalizar; filtre, lave con poco disolvente frío y seque. Exceso de disolvente reduce el rendimiento. Las impurezas insolubles se pueden eliminar por filtración en caliente, mientras que las impurezas solubles permanecen principalmente en la licor madre. Un rango de fusión estrecho cercano al valor esperado apoya la pureza; un rango más bajo y amplio sugiere impurezas. Para la temperatura de fusión, use una muestra seca y finamente pulverizada en una capilar y caliente lentamente cerca del rango esperado. Registre las temperaturas de inicio y finalización de la fusión. Para la temperatura de ebullición de un líquido, coloque el bulbo del termómetro en la entrada del tubo lateral para que el vapor que llega al condensador lo cruce. Registre la presión y una temperatura de ebullición estable; compare con valores de referencia a igual presión. Las mezclas pueden hervir en un rango. Ni el punto de fusión ni el porcentaje de rendimiento solo prueban la identidad.

Práctica central 16 prepara aspirina mediante acilación del ácido salicílico con anhídrido etanoico según el método aprobado, luego purificando el sólido. Calcule el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante usando la proporción salicílico/aspirina de 1:1. Si 1.38 g de ácido salicílico (M = 138 g mol⁻¹) son limitantes, hay $n=1.38/138=0.0100$ mol y la masa teórica de aspirina es $0.0100\times180=1.80$ g. Un rendimiento seco de 1.26 g da $(1.26/1.80)100=70.0\%$. Los cristales húmedos pueden dar un rendimiento artificialmente alto y un rango de fusión engañoso.

1. Una celda utiliza pares de reducción +0.54 V y −0.25 V. Indique el electrodo positivo, E°celda, y una razón por la que una reacción predicha podría no observarse.
2. Una alícuota de 25.00 cm³ libera yodo que requiere 18.00 cm³ de tiosulfato 0.100 mol dm⁻³. Calcule los moles de yodo. Indique qué ecuación adicional se necesita para hallar la concentración original del oxidante.
3. Un complejo tetra-coordinado es azul. Explique por qué estos hechos solos no establecen su geometría ni el estado de oxidación del metal.
4. Metanal reacciona con bromuro de propilmagnesio, seguido de ácido. Identifique el alcohol y explique el efecto de añadir agua demasiado pronto.
5. Un polímero tiene grupos laterales –CONH₂ y un esqueleto solo de carbono. Decida si la presencia de grupos amida demuestra polimerización por condensación.

Respuestas: 1. La reducción de +0.54 V ocurre en el electrodo positivo; E°celda = 0.79 V. Una barrera de activación alta puede hacer que la reacción sea demasiado lenta. Las condiciones no estándar también limitan la predicción estándar. 2. Cantidad de tiosulfato = 0.100 × 0.01800 = 0.00180 mol; yodo = 0.000900 mol. La ecuación del oxidante/yoduro proporciona la proporción molar separada. 3. Los complejos tetra-coordinados pueden ser tetraédricos o cuadrados planos; el color también depende del ligando y la coordinación, por lo que se necesita evidencia adicional. 4. Butan-1-ol; el agua consume el reactivo de Grignard y forma propano. 5. No: el polipropenamida se forma por adición sobre C=C mientras retiene los grupos laterales de amida.