Isomería

Propiedad que tienen algunos compuestos orgánicos de presentar la misma fórmula molecular y diferente estructura o disposición espacial.

Isomería estructural o plana

I. de cadena. Isómeros con la misma fórmula molecular y distinta longitud de cadena.

I. de posición. Isómeros con la misma fórmula molecular y grupo funcional situados en diferente posición dentro de la cadena.

I. de función. Isómeros con la misma fórmula molecular y diferente grupo funcional. Aldehídos y cetonas, alcoholes y éteres.

Espacial ó estereoisomería

I. geométrica. Aparece en los alquenos y se debe a la rigidez del doble enlace. Es necesario que el carbono del doble enlace esté unido a dos sustituyentes diferentes.

I. óptica. Se presenta en compuestos que poseen al menos un átomo de carbono asimétrico o quiral. Un átomo de carbono es asimétrico cuando está unido a 4 sustituyentes distintos.

Ruptura de Enlaces y Conceptos de Termoquímica

Ruptura homolítica. El enlace se rompe de forma que cada fragmento se lleve un electrón del enlace.

Ruptura heterolítica. El enlace se rompe de forma que un mismo fragmento se lleva los dos electrones del enlace.

Los carbocationes son reactivos electrófilos (‘amante de los electrones’), es decir, especie con defecto de electrones por lo que tenderán a atacar zonas de otras moléculas con alta densidad electrónica.

Los carbaniones son reactivos nucleófilos, es decir, al tener una alta densidad de electrones tendrán afinidad por zonas de otras moléculas con defecto de carga negativa o exceso de carga positiva (núcleos positivos).

La termoquímica es la parte de la química que estudia las variaciones de energía que acompañan a las reacciones químicas.
Se llama calor de reacción al calor absorbido o desprendido en una reacción química a la presión de 1 atm y a la temperatura de 25oC (condiciones estándar) y es característico de cada reacción.

Principio de conservación de la energía: ‘La energía no se crea, ni se destruye, sino que se transforma’. Este principio se cumple en todas las reacciones químicas.

Electrólisis: descomposición de una sustancia por medio de la corriente eléctrica.

C + D -> A + B + E: Reacción exotérmica (se desprende energía)
A + B + E -> C + D: Reacción endotérmica (se absorbe energía)

Conceptos termodinámicos. Trabajo (W), calor (Q) y energía interna (U). La termodinámica es la parte de la ciencia que relaciona la energía con dos de los mecanismos que permiten su intercambio con el entorno, que son el calor y el trabajo.

Se llama sistema al objeto de nuestro estudio, es decir, aquella porción del universo cuyas propiedades se están investigando. El sistema está separado del exterior por una pared real o imaginaria llamada frontera. Todo lo que no sea sistema se llama exterior, medioambiente o entorno.

Variables termodinámicas: son aquellas propiedades que definen el estado de un sistema.
Las variables termodinámicas no son independientes entre sí, sino que se relacionan por medio de la ecuación de estado. Pueden ser:

• Intensivas: si no dependen de la masa del sistema. Por ejemplo: T, P, d…
• Extensivas: cuando dependen de la masa del sistema. Por ejemplo: V, H, m, U…

Tipos de sistema:

• Abiertos: intercambian materia y energía con el medioambiente.
• Cerrados: sólo intercambian energía con el exterior.
• Aislados: no intercambian materia y energía

Los sistemas también pueden ser endotérmicos o exotérmicos, según absorban calor del medio, o desprendan calor al medio.

Función de estado: una variable termodinámica es función de estado cuando su variación sólo depende del estado inicial y final del sistema, y no del camino que haya seguido el sistema en su transformación.

Concepto de calor (Q): el calor es la transferencia de energía entre dos cuerpos que están a diferente temperatura. Es una energía de tránsito. Unidades del calor: Julios (J), Kilo Julios (KJ), caloría (cal), Kilo caloría (Kcal).

Concepto de trabajo (W): es una energía en tránsito. Transferencia de energía entre dos cuerpos, basadas en el empleo de una fuerza. El trabajo depende de la fuerza aplicada y del desplazamiento que experimenta el cuerpo. Unidades: P en atmósfera, ΔV en litros, y W en atm • L
W= F•DX = |F|•|DX|•cos α; en termodinámica: W = -P • ΔV
– Si ΔV>0 -> W>0. Trabajo de expansión del gas.
– Si ΔV<0 -> W<0. Trabajo de compresión del gas.

Energía interna (U): la energía interna es una función de estado extensiva, que se calcula sumando la energía cinética y potencial de todas las partículas que constituyen el sistema. Unidades: Julio (J), Kilo Julios (KJ), caloría (cal), Kilo caloría (Kcal). ΔU= U2 – U1 // U= EC + EP

Primer principio de la termodinámica: es una expresión del principio de conservación de la energía, y se enuncia así ‘la variación de energía interna de un sistema es igual a la suma del calor y el trabajo que intercambian con su entorno’. ΔU= Q + W

Aplicaciones del 1er principio de la termodinámica.

– Procesos a volumen constante: QV (calor a V=cte.)
ΔU= Q – P • ΔV; a v=cte. ΔV=0 y Q= QV; a v=cte. ΔU= QV
A volumen constante el calor absorbido o desprendido por un sistema QV es igual a la variación de energía interna del sistema.

Casos:
*Si Qv>0 (+) => proceso endotérmico=> ΔU>0 => U2 – U1>0 => U2> U1
*Si Qv<0 (-) => proceso exotérmico => ΔU<0 => U2 – U1<0 => U2< U1

a) Procesos a presión constante: QP (calor a presión constante).
A presión constante el calor absorbido o desprendido por un sistema QP es igual a la variación de entalpía del sistema: ΔH= Qp//ΔH= H2 – H1; H= U + P • V; Qp = ΔU + P • ΔV

Casos:
– Si Qp>0 (+) => proceso endotérmico=> ΔH>0 => H2 – H1>0 => H2> H1
– Si Qp<0 (-) => proceso exotérmico => ΔH<0 => H2 – H1<0 => H2< H1

*Concepto de entalpía (H): es una función de estado extensiva que se define como la suma de la energía interna del sistema más el producto de la presión por el volumen. H= U + P • V

Relación entre QP (ΔH) Y QV (ΔU)
QP = QV + P • ΔV -> ΔH= ΔU + P • ΔV

Casos:
*Reacciones químicas en las que intervienen sólidos o líquidos (o ambos). Los sólidos y líquidos son incompresibles. QP sólidos y líquidos = QV sólidos y líquidos
*Reacciones químicas en las que intervienen los gases. Los gases son compresibles. QP = QV + Δn • R • T (ΔnGAS= suma moles productos (g) – suma moles reactivos (g)) Sólo si ΔnGAS= 0 => QP gas = QV gas

Entalpía de reacción o calor de reacción a presión constante. ΔH= Qp. Se llama entalpía de reacción al calor absorbido o desprendido en una reacción química a la presión de 1 atm (presión estándar) y a la temperatura de 25oC.

Casos:
*Si QP > 0 (reacción endotérmica)=> ΔHo > 0 => Hoprod> Horeact
*Si QP < 0 (reacción exotérmica) => ΔHo < 0 => Hoprod< Horeact

Ley de Hess
‘Como la entalpía de una función es una función de estado, la variación de entalpía de una reacción solo depende de los reactivos y de los productos, y no de los pasos intermedios o caminos de la reacción’. O también ‘si una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras varias su entalpía de reacción será la suma de las entalpía de las reacciones parciales’.

Calor de combustión o entalpía de combustión de una sustancia (ΔHocombustión)
Es el calor que se desprende a 1 atm y 25oC, cuando se quema un mol de sustancia. La combustión de un compuesto orgánico produce agua y dióxido de carbono. Todas las entalpías de reacción son negativas ya que se trata de un proceso exotérmico.

Entalpía de formación o calor de formación de una sustancia (ΔHoformación)
Es el calor absorbido o desprendido en la formación de 1 mol de sustancia en su estado normal o estándar a partir de sus elementos en su estado normal o estándar.
Las entalpías de formación se miden a 25oC y 1 atm. Se considera estado normal o estándar de los elementos y compuestos a su forma física más estable a dicha temperatura.

Cálculo de la entalpía de una reacción a partir de las entalpías de formación de los reactivos y productos
(Suma moles productos • ΔHof prod.) – (suma moles reactivos •ΔHof react.)

Entalpía de enlace o energía de enlace
Es la energía que hay que suministrar para romper un mol de enlaces covalentes en especies gaseosas. O también, la energía necesaria para romper un mol de moléculas gaseosas en sus átomos también gaseosos. A partir de las energías de enlace puede calcularse de forma aproximada la entalpía de una reacción entre gases.
ΔHoreacción = (suma energía de los enlaces rotos – suma energía de los enlaces formados)