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Cristina Akal Carmona
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INFORMACION PERSONAL
Cristina Akal Carmona
Clase: 1 B
Elegi Fisica y Quimica por que quiero estudiar psicología (tanto la física como la química dan mas puntos en la media)
Tanto la física como la química se me hacen muy dificiles, para mí es un mundo aprobar,pero mi objetivo sería aprobar y despues ir a por nota.
Índice
UNIDAD 9
Introducción
UNIDAD 10
UNIDAD 0: Form.Organica
EXPERIMENTOS CASEROS
UNIDAD 1:Atomo y tabla periodica
TRABAJOS EN GRUPO
UNIDAD 2: Enlace quimico
DIA DE LAS VOCACIONES
UNIDAD 3: Sustancias
UNIDAD 4: Gases
UNIDAD 5
UNIDAD 6
UNIDAD 7
UNIDAD 8
UNIDAD 0
Formulación y nomenclatura Orgánica
¿Qué es?
La formulación y nomenclatura orgánica es el conjunto de reglas para escribir y nombrar compuestos orgánicos formados principalmente por carbono e hidrógeno.
+ info
Representación de las fórmulas orgánicas
Los compuestos orgánicos se pueden representar de diferentes formas, según la cantidad de información que se quiera mostrar:
Clasificación general de los compuestos orgánicos
Según su naturaleza, los compuestos orgánicos se clasifican en:
- Hidrocarburos (solo C e H):
- Alifáticos: de cadena abierta → alcanos, alquenos y alquinos.
- Cíclicos: de cadena cerrada → cicloalcanos, cicloalquenos, etc.
- Aromáticos: derivados del benceno.
- Hidrocarburos sustituidos: contienen además otros elementos (O, N, S, halógenos).
Hidrocarburos alifáticos
Alcanos
Alquenos
Alquinos
Compuestos con insaturaciones mixtas
Alcanos
Todos los enlaces son sencillos (C–C).
Fórmula general: CₙH₂ₙ₊₂
Terminación: -ano
Son saturados (ya que no pueden admitir más átomos de hidrógeno).
Ejemplo básico:
CH₄ → metano C₂H₆ → etano C₃H₈ → propano Reglas para la nomenclatura: Seleccionar la cadena principal más larga.
Numerar los carbonos desde el extremo que esté más cerca de una ramificación.
Nombrar las ramas como sustituyentes que terminan en –il (metil, etil, propil…).
Colocar los localizadores (números) y colocar los sustituyentes en orden alfabético.
Ejemplo completo:
CH₃–CH(CH₃)–CH₂–CH₃
→ La cadena principal tiene 4 carbonos → butano→ Hay un grupo metil en el C-2 Nombre: 2-metilbutano
Alquenos
Poseen enlaces dobles (C=C) por esto se consideran insaturados. La fórmula general: CₙH₂ₙ
Terminación: -eno
Reglas:
La cadena principal ha de llevar el doble enlace.
Hay que numerar para que el doble enlace quede en la posición más baja posible.
Los doble enlaces aparecen, con su localizador, por delante de la terminación -eno.
Ejemplos:
CH₂=CH₂ → eteno (etileno)
CH₂=CH–CH₃ → propeno (propileno)
CH₃–CH=CH–CH₃ → but-2-eno
Alquinos
Insaturaciones mixtas
Tienen triples enlaces (C≡C). Fórmula general: CₙH₂ₙ₋₂ Terminación: -ino Ejemplos: CH≡CH → etino (acetileno) CH₃–C≡C–CH₃ → but-2-ino
Algunos compuestos tienen tanto dobles como triples enlaces. Se prioriza el doble enlace si hay empate en la numeración. Ejemplo: CH₂=CH–C≡CH → but-1-en-3-ino
Los cicloalcanos son hidrocarburos alifáticos saturados que tienen los átomos de carbono dispuestos en forma de anillo. Su estructura se define por la fórmula general CₙH₂ₙ, porque al cerrarse el ciclo se pierden dos hidrógenos al compararlos con los alcanos lineales.
Se nombran de la misma manera que los alcanos, pero con la adición del prefijo “ciclo-”.
Hidrocarburos cíclicos
Hidrocarburos sustituidos
Éteres
Alcoholes y fenoles
Aldehídos y cetonas
Halogenuros de alquilo
Ésteres y sales metálicas
Aminas y amidas
Nitrilos y nitrocompuestos
Ácidos carboxílicos
Halogenuros de alquilo
Éteres
Contienen un átomo de halógeno (F, Cl, Br, I).Se nombran con los prefijos fluoro-, cloro-, bromo-, yodo-. Ejemplo: CH₃Cl → clorometano CH₂Br₂ → dibromometano
Grupo funcional: -O-
Se pueden nombrar como:
Metoxietano (por sustitución), o
Etil metileter (radico-funcional).
Ejemplo: CH₃–CH₂–O–CH₃ → etil metileter
Alcoholes y fenoles
Aldehídos y cetonas
Grupo funcional: -OH
Terminación: -ol
En los fenoles, el grupo -OH se encuentra sobre un anillo aromático.
Ejemplos:
CH₃CH₂OH → etanol
C₆H₅OH → fenol
Contienen el grupo carbonilo (C=O).
En los aldehídos está al final (–CHO) y en las cetonas en interior (–CO–).
Terminaciones: -al (aldehído) y -ona (cetona).
Ejemplos:
CH₃CHO → etanol (acetaldehído)
CH₃COCH₃ → propanona (acetona)
Ácidos carboxílicos
Aminas y amidas
Proceden del amoniaco (NH₃). = Aminas: –NH₂ (terminación -amina) Amidas: –CONH₂ (terminación -amida)
Ejemplos:
CH₃NH₂ → metilamina
CH₃CONH₂ → etanamida (acetamida)
Grupo funcional: –COOH Terminación: –oico (precedido/a de "ácido").
Son muy comunes en alimentación y en biología.
Ejemplos:
CH₃COOH → ácido etanoico (acético)
C₆H₅COOH → ácido benzoico
Ésteres y sales metálicas
Nitrilos y nitrocompuestos
Proceden de los ácidos carboxílicos por sustitución del –H (hidrógeno) por un grupo alquilo o por un metal.
Terminación: –oato de…
Ejemplo:
CH₃CH₂COOCH₃ → propanoato de metilo
CH₃COONa → etanoato de sodio (acetato de sodio)
Nitrilos: contienen el grupo –CN → etanonitrilo Nitrocompuestos: grupo –NO₂ → nitrobenceno
Ejemplo especial:
2,4,6-trinitrotolueno → TNT
Compuestos heterofuncionales
Los que contienen dos grupos funcionales o más en la misma molécula.
Se nombran siguiendo la jerarquía de prioridades que establece la IUPAC.
Ejemplo:
HOOC-CH₂-CHOH-CH₃ → Ácido 3-hidroxibutanoico.
El grupo ácido es el prioritario, el -OH pasa a prefijo (hidroxi-).
Reflexión sobre lo aprendido
La química orgánica es algo importante ya que no solo aplica en química sino que tambien en biología y en muchas otras; aparte es bastante entretenido aunque difícil y retador de aprender, hay algunas cosas algo confusas y muchas cosas que memorizar y aprender a aplicar. Espero que todo lo que hayamos aprendido sirva para otros temas y si eso hagamos algún experimento sobre esto.
Aplicación en la vida cotidiana
Estuve investigando qué cosas de la química orgánica utilizaba en la vida cotidiana, la verdad yo pense que nada ya que ni la conocía antes de este curso, pero vi que ¡está en prácticamente todo lo que usamos! Hice una pequeña tabla de todo lo que encontre:
UNIDAD 1
El átomo y la tabla periódica
Introduccion
El átomo es la parte más pequeña de la materia y está formado por un núcleo con protones y neutrones, y electrones que giran alrededor en distintos niveles de energía. El número atómico (protones) define el elemento y el número másico es la suma de protones y neutrones. Puede haber isótopos (mismo elemento, distinto número de neutrones) e iones (átomos con carga por ganar o perder electrones).
La tabla periódica ordena los elementos según su número atómico y su configuración electrónica. Está organizada en periodos (filas) y grupos (columnas) con elementos que comparten propiedades similares. En la tabla existen metales, no metales y metaloides, distribuidos en bloques s, p, d y f. Presenta tendencias como el aumento del radio atómico hacia abajo y la izquierda y el aumento de la energía de ionización y la electronegatividad hacia arriba y la derecha. Estas tendencias permiten predecir el comportamiento químico de los elementos.
Composicion atomo
Un átomo está formado por un núcleo con protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), que concentran casi toda su masa, y por una corteza electrónica donde se mueven los electrones (carga negativa) organizados en niveles de energía. Los protones determinan el elemento, los neutrones contribuyen a la masa y los electrones definen su comportamiento químico.
Simulador: https://phet.colorado.edu/sims/html/build-an-atom/latest/build-an-atom_all.html?locale=es
Timeline
Modelo del atomo
1913
1926
1932
Niels Bohr
Erwin Schrödinger
James Chadwick
1925
1927
Wolfgang Pauli
Werner Heisenberg
Familias representativas: Alcalinos: muy reactivos, un electrón de valencia. Alcalinotérreos: reactivos, dos electrones de valencia. Halógenos: muy reactivos, siete electrones de valencia. Gases nobles: muy poco reactivos, configuración estable.
La tabla periodica
La tabla periódica ordena los elementos según su número atómico y sus propiedades químicas. Organización Periodos (filas): indican el nivel energético principal. Grupos (columnas): reúnen elementos con la misma cantidad de electrones de valencia. Bloques: s (grupos 1–2) p (grupos 13–18) d (metales de transición) f (lantánidos y actínidos)
Porcentajes tipos de elementos tabla periodica
'Tus contenidos gustan, pero enganchan mucho más si son interactivos'
Tendencias periódicas
Las propiedades de los elementos varían de forma regular a lo largo de la tabla periódica.
Reflexiones sobre lo aprendido
El átomo como idea es clara, por cuanto este nos demuestra que la materia es consecuencia de la existencia de pequeñas partículas cuya existencia deducimos de los fenómenos observables como por ejemplo las reacciones químicas, cambios de estados o similar. El hecho de estudiar la descripción de los átomos nos muestra que la ciencia avanza corrigiendo sus propias teorías y que en muchas ocasiones lo que creíamos es que la realidad interna de las cosas no corresponde con la realidad más evidente.
Por otro lado, la historia del átomo nos invita a pensar en escalas y también a ser personas críticas que se basan en la observación y la comprobación, implicando la revisión de lo que damos por cierto.
Aplicacion en la vida cotidiana
El estudio de los átomos explica cómo interactúan las sustancias y permite crear medicamentos que actúan de forma precisa en el cuerpo. La tabla periódica organiza los elementos según sus propiedades y facilita elegir materiales adecuados para dispositivos como móviles, donde se usan elementos como silicio, litio y cobre. Juntas, ambas ideas sustentan muchas aplicaciones cotidianas en la medicina y la tecnología.
UNIDAD 2
El enlace quimico
Introduccion
La materia está compuesta por átomos que no suelen encontrarse aislados en la naturaleza. Para alcanzar mayor estabilidad energética, los átomos tienden a unirse mediante enlaces químicos, formando moléculas, redes cristalinas y otros tipos de estructuras.El estudio del enlace químico permite explicar propiedades como la conductividad, el punto de fusión, la solubilidad y la dureza de las sustancias.
b. tipos de enlaces
Tipos principales de enlace
a. Regla del octeto
Muchos átomos buscan completar ocho electrones en su capa de valencia, alcanzando la configuración electrónica estable de los gases nobles.Para ello pueden ganar, perder o compartir electrones, lo que da lugar a distintos tipos de enlaces.
Enlace metalico
Enlace iónico
Los átomos metálicos comparten electrones deslocalizados que pueden moverse libremente. Propiedades clave: alta conductividad, maleabilidad y brillo.
El metal cede electrones y el no metal los gana. Se forman iones que se atraen.Ejemplo: Na⁺ y Cl⁻ → NaCl
Enlace covalente
Los átomos comparten electrones.
Fuerzas intermoleculares
Interacciones débiles entre moléculas que afectan propiedades físicas.
Reflexion de lo aprendido
El estudio del enlace químico revela que la materia no se presenta como una serie de átomos de forma azarosa, sino como un todo organizado, de manera que cada tipo de enlace lleva consigo una determinada propiedad. Conocer cómo se enlazan los átomos supone tomar una visión del mundo como un todo y permite comprender, por ejemplo, por qué un metal conduce electricidad o, a la inversa, por qué determinada molécula se tiene que presentar de determinada forma o bien tiene que tener un determinado comportamiento. Se puede establecer, en definitiva, la conexión entre la ciencia y la forma de concebir y utilizar los materiales que nos rodean.
Aplicacion en la vida cotidiana
La noción de que existe un enlace químico está presente en casi todo lo que empleamos en nuestro día a día. La sal que condimentamos los alimentos se conforma gracias a los enlaces iónicos. Los plásticos y las fibras de los tejidos sintéticos están formados por moléculas que se vinculan por enlaces covalentes. Los cables eléctricos que alimentamos materiales recurren al enlace metálico, que permite el movimiento de los electrones. Inclusive la capacidad del agua para disolucionar sustancias, regular la temperatura o llegar a formar gotas es el resultado de los puentes de hidrógeno. Conocer los tipos de enlace es fundamental para entender por qué cada material se comporta como observamos en el día a día.
UNIDAD 3
Las Sustancias
Leyes ponderales
Las leyes ponderales son leyes básicas de la química, que se ocupan de la masa y su comportamiento en las reacciones.
Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier): En una reacción química, la masa de los reactivos es igual a la de los productos. No se crea ni se destruye, simplemente se transforma.
Ley de Proporciones Definidas (Proust): Un compuesto químico siempre contendrá los mismos elementos en la misma proporción de masa sin importar su origen.
Ley de Proporciones Múltiples (Dalton): Si dos elementos forman más de un compuesto, el uno que combina con una cantidad fija del otro debe encontrarse en proporciones de números enteros simples.
La Fórmula de las Sustancias
Las fórmulas químicas representan la composición de las sustancias. Fórmula Empírica: Muestra la proporción más simple de átomos en un compuesto. Se obtiene de los porcentajes de masa. Fórmula Molecular: Indica el número real de átomos de cada elemento en una molécula. Es un múltiplo de la fórmula empírica. Ejemplo: Para el benceno, la fórmula empírica es CH y la molecular es C₆H₆.
La Medida de la Cantidad de Sustancia
La cantidad de sustancia se mide en moles, una unidad que relaciona el mundo macroscópico con el microscópico. Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, etc.) como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Equivale a 6.022 × 10²³ partículas (número de Avogadro). Masa Molar: Es la masa de un mol de una sustancia, expresada en g/mol. Por ejemplo, la masa molar del agua (H₂O) es 18 g/mol. Cálculo: Número de moles (n) = masa (m) / masa molar (M).
Aplicacion en la vida cotidiana
Un uso común de los moles es cuando se hacen medicinas. Los farmacéuticos tienen que calcular bien cuántos moles de cada ingrediente activo necesitan para que la dosis sea la correcta. Esto es porque la forma en que reaccionan los químicos y cómo te afecta la medicina depende de cuántas partículas hay, no solo de cuánto pesa cada cosa. Así se aseguran de que la medicina sea segura y te haga bien.
UNIDAD 4
Los gases
Leyes de los gases
Las leyes de los gases presentan una descripción de la relación entre la presión de un gas (P), su volumen (V), la temperatura (T) a la que se encuentra y la cantidad de sustancia (n) que tiene todo gas en condiciones controladas. Las principales leyes de los gases son la ley de Boyle-Mariotte, la de Charles y la de Gay-Lussac, que se combinan para dar la ecuación general de los gases ideales.
1.Ley de Boyle-Mariotte
2. Ley de Gay-Lussac
3. Ley de Charles
A volumen constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en kelvin).
Fórmula: P / T = k o P₁ / T₁ = P₂ / T₂
Si la temperatura aumenta, la presión aumenta (proceso isocórico).
A presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en kelvin).
Fórmula: V / T = k o V₁ / T₁ = V₂ / T₂
El volumen aumenta al aumentar la temperatura (proceso isobárico). Extrapolando, el volumen sería cero a -273,15 °C (cero absoluto).
A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen es constante para una cantidad fija de gas.
Fórmula: P · V = k o P₁V₁ = P₂V₂
La presión y el volumen son inversamente proporcionales: si el volumen disminuye, la presión aumenta.
5. Ecuación de estado de los gases ideales
4. Ecuación general de los gases
También llamada ley combinada o ley general de los gases.
Permite relacionar presión, volumen y temperatura cuando cambian simultáneamente, con cantidad de gas constante.
Fórmula:
(P₁ · V₁) / T₁ = (P₂ · V₂) / T₂
O también: P₁ · V₁ · T₂ = P₂ · V₂ · T₁
Temperaturas siempre en kelvin: T(K) = t(°C) + 273
Une las leyes de Boyle-Mariotte, Charles y Gay-Lussac
Ideal para problemas de cambios de condiciones (isotérmico, isobárico o isocórico)
Relaciona todas las variables incluyendo la cantidad de sustancia (n).
Fórmula: PV = nRT
Donde R es la constante de los gases ideales (8,314 J/(mol·K) o 0,082 atm·L/(mol·K), según las unidades).
Se aplica a gases ideales (sin interacciones intermoleculares y volumen molecular despreciable).
Ejemplo práctico:
¿Cuántos moles de oxígeno hay en un tanque de 10,0 L a una presión de 5,0 atm y 27 °C?
Datos:
V = 10,0 L
P = 5,0 atm
T = 27 °C = 27 + 273 = 300 K
R = 0,082 atm·L/(mol·K)
Despejamos n:
n = PV / RT
n = (5,0 atm × 10,0 L) / (0,082 atm·L/(mol·K) × 300 K)
n = 50 / 24,6 ≈ 2,03 moles
Ejemplo rápido:
Globo de 2 L a 20 °C y 1 atm. Calentamos a 80 °C (P constante).
T₁ = 293 K, T₂ = 353 K
V₂ = 2 L × (353 / 293) ≈ 2,41 L
Es el paso previo a la ecuación de los gases ideales (PV = nRT).
6.Mezcla de gases
En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí (como el aire o el aire que respiramos), cada gas se comporta de forma independiente de los demás, como si ocupara todo el volumen solo. Ley de Dalton de las presiones parciales (1801): La presión total (P_total) de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas componente. Fórmula principal: P_total = P₁ + P₂ + P₃ + … + Pₙ Presión parcial (Pᵢ): Es la presión que ejercería ese gas si estuviera solo en el mismo volumen y a la misma temperatura. Se calcula con: Pᵢ = (nᵢ / n_total) · P_total (donde nᵢ = moles del gas i, n_total = moles totales de la mezcla) O también: Pᵢ = (Vᵢ / V_total) · P_total si se miden volúmenes a P y T constantes (ley de volúmenes de Gay-Lussac).
Ejemplo práctico:
En un tanque de 5,0 L a 25 °C se introducen 12 L de O₂ y 46 L de He (medidos a 1 atm y 25 °C). Calcula las presiones parciales y la total.
Primero, moles (usando PV = nRT o proporción de volúmenes):
n_O₂ ∝ 12 L → n_He ∝ 46 L → n_total ∝ 58 L
Fracción O₂ = 12/58 ≈ 0,207
Fracción He = 46/58 ≈ 0,793
Si la mezcla ocupa 5,0 L, la presión total se calcula, pero por simplicidad (volúmenes a misma P y T):
P_total = (58 L / 5 L) × 1 atm ≈ 11,6 atm
P_O₂ = 0,207 × 11,6 atm ≈ 2,4 atm
P_He = 0,793 × 11,6 atm ≈ 9,2 atm
Aplicacion en la vida cotidiana
De lo contrario, si no controlas esto, los neumáticos pueden reventar por sobrepresión en días muy calurosos o perder adherencia y desgastarse irregularmente si se encuentran a presiones muy bajas en invierno (siendo T baja, P baja). Por esta razón los fabricantes indican la presión recomendada "en frío" y muchos conductores verifican periódicamente los neumáticos cada mes o bien antes de iniciar un viaje largo.
Es un ejemplo perfecto de cómo las leyes de los gases que hemos visto en clase afectan de forma directa la seguridad y el consumo de combustible, para bien y para mal, en nuestro día a día.
Opinion personal
En mi opinión, el tema de los gases es correcto y útil: las leyes son lógicas, las fórmulas se aplican fácil y explican cosas del día a día como los neumáticos o los globos. No es de los temas que más me enganchan (prefiero otros más visuales o conceptuales), pero tampoco me parece pesado. Cumple sin más, pasa sin pena ni gloria y ya está.
UNIDAD 5
Aquí aun no :(
Modelo de bohr
El modelo de Bohr describe el átomo como un núcleo central con electrones que giran alrededor en órbitas circulares y fijas, llamadas niveles de energía. Cada una de estas órbitas posee una energía determinada y los electrones no pueden estar entre ellas. Un electrón puede pasar de un nivel a otro absorbiendo o emitiendo una cantidad específica de energía, lo que explica los espectros de emisión del hidrógeno. Este modelo mejoró al de Rutherford al introducir la idea de niveles energéticos cuantizados, aunque solo funcionaba bien para átomos sencillos como el hidrógeno.
Principio de Exclusión de Pauli
Wolfgang Pauli formuló el principio que lleva su nombre y que afirma que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos. Esto implica que cada orbital puede contener como máximo dos electrones con espines opuestos. El principio de exclusión explica la organización de los electrones en los átomos, las configuraciones electrónicas y la estructura de la tabla periódica. También permite entender por qué los elementos tienen propiedades químicas diferentes.
Descubrimiento del neutrón
James Chadwick descubrió el neutrón, una partícula neutra situada en el núcleo atómico. Este hallazgo permitió completar el modelo nuclear y explicar la existencia de isótopos (átomos con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones). También clarificó la estabilidad del núcleo, que depende de la interacción entre protones y neutrones. El descubrimiento del neutrón consolidó la comprensión moderna de la estructura atómica.
Formulación: muestra cómo están formadas las moléculas (fórmulas químicas). Nomenclatura: indica cómo se nombran según la IUPAC, identificando la cadena principal, tipo de enlace y grupo funcional. 👉 Ejemplo: CH₄ → metano, CH₃–CH₂–OH → etanol.
Modelo cuántico de Schrödinger
Erwin Schrödinger desarrolló un modelo matemático basado en ecuaciones de onda que describe al electrón como una función de probabilidad. En lugar de órbitas definidas, este modelo introduce los orbitales atómicos: regiones del espacio donde es más probable encontrar un electrón. Estos orbitales tienen distintas formas (s, p, d, f) y energías. El modelo cuántico es el más aceptado actualmente y explica con gran precisión fenómenos como la estructura electrónica, la formación de enlaces y la reactividad química.
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Werner Heisenberg enunció el principio de incertidumbre, que establece que es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y la velocidad de un electrón. Este principio refuerza el modelo cuántico al descartar completamente la idea de órbitas definidas. Los electrones se describen mediante probabilidades, no trayectorias. Este concepto es fundamental en la física moderna y forma parte del núcleo teórico de la mecánica cuántica.
ejemplos
Ejemplo: 3,5-dimetilciclohex-1-eno.
Por tanto, los cicloalcanos son estructuras cíclicas y tienen propiedades similares a los alcanos, y su citación se conduce con unas reglas que determinan el número de carbonos, los enlaces y los sustituyentes que pueda tener.
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TRIO OREO
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Clase: 1 B
Elegi Fisica y Quimica por que quiero estudiar psicología (tanto la física como la química dan mas puntos en la media)
Tanto la física como la química se me hacen muy dificiles, para mí es un mundo aprobar,pero mi objetivo sería aprobar y despues ir a por nota.
Índice
UNIDAD 9
Introducción
UNIDAD 10
UNIDAD 0: Form.Organica
EXPERIMENTOS CASEROS
UNIDAD 1:Atomo y tabla periodica
TRABAJOS EN GRUPO
UNIDAD 2: Enlace quimico
DIA DE LAS VOCACIONES
UNIDAD 3: Sustancias
UNIDAD 4: Gases
UNIDAD 5
UNIDAD 6
UNIDAD 7
UNIDAD 8
UNIDAD 0
Formulación y nomenclatura Orgánica
¿Qué es?
La formulación y nomenclatura orgánica es el conjunto de reglas para escribir y nombrar compuestos orgánicos formados principalmente por carbono e hidrógeno.
+ info
Representación de las fórmulas orgánicas
Los compuestos orgánicos se pueden representar de diferentes formas, según la cantidad de información que se quiera mostrar:
Clasificación general de los compuestos orgánicos
Según su naturaleza, los compuestos orgánicos se clasifican en:
Hidrocarburos alifáticos
Alcanos
Alquenos
Alquinos
Compuestos con insaturaciones mixtas
Alcanos
Todos los enlaces son sencillos (C–C). Fórmula general: CₙH₂ₙ₊₂ Terminación: -ano Son saturados (ya que no pueden admitir más átomos de hidrógeno). Ejemplo básico: CH₄ → metano C₂H₆ → etano C₃H₈ → propano Reglas para la nomenclatura: Seleccionar la cadena principal más larga. Numerar los carbonos desde el extremo que esté más cerca de una ramificación. Nombrar las ramas como sustituyentes que terminan en –il (metil, etil, propil…). Colocar los localizadores (números) y colocar los sustituyentes en orden alfabético. Ejemplo completo: CH₃–CH(CH₃)–CH₂–CH₃ → La cadena principal tiene 4 carbonos → butano→ Hay un grupo metil en el C-2 Nombre: 2-metilbutano
Alquenos
Poseen enlaces dobles (C=C) por esto se consideran insaturados. La fórmula general: CₙH₂ₙ Terminación: -eno Reglas: La cadena principal ha de llevar el doble enlace. Hay que numerar para que el doble enlace quede en la posición más baja posible. Los doble enlaces aparecen, con su localizador, por delante de la terminación -eno. Ejemplos: CH₂=CH₂ → eteno (etileno) CH₂=CH–CH₃ → propeno (propileno) CH₃–CH=CH–CH₃ → but-2-eno
Alquinos
Insaturaciones mixtas
Tienen triples enlaces (C≡C). Fórmula general: CₙH₂ₙ₋₂ Terminación: -ino Ejemplos: CH≡CH → etino (acetileno) CH₃–C≡C–CH₃ → but-2-ino
Algunos compuestos tienen tanto dobles como triples enlaces. Se prioriza el doble enlace si hay empate en la numeración. Ejemplo: CH₂=CH–C≡CH → but-1-en-3-ino
Los cicloalcanos son hidrocarburos alifáticos saturados que tienen los átomos de carbono dispuestos en forma de anillo. Su estructura se define por la fórmula general CₙH₂ₙ, porque al cerrarse el ciclo se pierden dos hidrógenos al compararlos con los alcanos lineales. Se nombran de la misma manera que los alcanos, pero con la adición del prefijo “ciclo-”.
Hidrocarburos cíclicos
Hidrocarburos sustituidos
Éteres
Alcoholes y fenoles
Aldehídos y cetonas
Halogenuros de alquilo
Ésteres y sales metálicas
Aminas y amidas
Nitrilos y nitrocompuestos
Ácidos carboxílicos
Halogenuros de alquilo
Éteres
Contienen un átomo de halógeno (F, Cl, Br, I).Se nombran con los prefijos fluoro-, cloro-, bromo-, yodo-. Ejemplo: CH₃Cl → clorometano CH₂Br₂ → dibromometano
Grupo funcional: -O- Se pueden nombrar como: Metoxietano (por sustitución), o Etil metileter (radico-funcional). Ejemplo: CH₃–CH₂–O–CH₃ → etil metileter
Alcoholes y fenoles
Aldehídos y cetonas
Grupo funcional: -OH Terminación: -ol En los fenoles, el grupo -OH se encuentra sobre un anillo aromático. Ejemplos: CH₃CH₂OH → etanol C₆H₅OH → fenol
Contienen el grupo carbonilo (C=O). En los aldehídos está al final (–CHO) y en las cetonas en interior (–CO–). Terminaciones: -al (aldehído) y -ona (cetona). Ejemplos: CH₃CHO → etanol (acetaldehído) CH₃COCH₃ → propanona (acetona)
Ácidos carboxílicos
Aminas y amidas
Proceden del amoniaco (NH₃). = Aminas: –NH₂ (terminación -amina) Amidas: –CONH₂ (terminación -amida) Ejemplos: CH₃NH₂ → metilamina CH₃CONH₂ → etanamida (acetamida)
Grupo funcional: –COOH Terminación: –oico (precedido/a de "ácido"). Son muy comunes en alimentación y en biología. Ejemplos: CH₃COOH → ácido etanoico (acético) C₆H₅COOH → ácido benzoico
Ésteres y sales metálicas
Nitrilos y nitrocompuestos
Proceden de los ácidos carboxílicos por sustitución del –H (hidrógeno) por un grupo alquilo o por un metal. Terminación: –oato de… Ejemplo: CH₃CH₂COOCH₃ → propanoato de metilo CH₃COONa → etanoato de sodio (acetato de sodio)
Nitrilos: contienen el grupo –CN → etanonitrilo Nitrocompuestos: grupo –NO₂ → nitrobenceno Ejemplo especial: 2,4,6-trinitrotolueno → TNT
Compuestos heterofuncionales
Los que contienen dos grupos funcionales o más en la misma molécula. Se nombran siguiendo la jerarquía de prioridades que establece la IUPAC. Ejemplo: HOOC-CH₂-CHOH-CH₃ → Ácido 3-hidroxibutanoico. El grupo ácido es el prioritario, el -OH pasa a prefijo (hidroxi-).
Reflexión sobre lo aprendido
La química orgánica es algo importante ya que no solo aplica en química sino que tambien en biología y en muchas otras; aparte es bastante entretenido aunque difícil y retador de aprender, hay algunas cosas algo confusas y muchas cosas que memorizar y aprender a aplicar. Espero que todo lo que hayamos aprendido sirva para otros temas y si eso hagamos algún experimento sobre esto.
Aplicación en la vida cotidiana
Estuve investigando qué cosas de la química orgánica utilizaba en la vida cotidiana, la verdad yo pense que nada ya que ni la conocía antes de este curso, pero vi que ¡está en prácticamente todo lo que usamos! Hice una pequeña tabla de todo lo que encontre:
UNIDAD 1
El átomo y la tabla periódica
Introduccion
El átomo es la parte más pequeña de la materia y está formado por un núcleo con protones y neutrones, y electrones que giran alrededor en distintos niveles de energía. El número atómico (protones) define el elemento y el número másico es la suma de protones y neutrones. Puede haber isótopos (mismo elemento, distinto número de neutrones) e iones (átomos con carga por ganar o perder electrones).
La tabla periódica ordena los elementos según su número atómico y su configuración electrónica. Está organizada en periodos (filas) y grupos (columnas) con elementos que comparten propiedades similares. En la tabla existen metales, no metales y metaloides, distribuidos en bloques s, p, d y f. Presenta tendencias como el aumento del radio atómico hacia abajo y la izquierda y el aumento de la energía de ionización y la electronegatividad hacia arriba y la derecha. Estas tendencias permiten predecir el comportamiento químico de los elementos.
Composicion atomo
Un átomo está formado por un núcleo con protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), que concentran casi toda su masa, y por una corteza electrónica donde se mueven los electrones (carga negativa) organizados en niveles de energía. Los protones determinan el elemento, los neutrones contribuyen a la masa y los electrones definen su comportamiento químico.
Simulador: https://phet.colorado.edu/sims/html/build-an-atom/latest/build-an-atom_all.html?locale=es
Timeline
Modelo del atomo
1913
1926
1932
Niels Bohr
Erwin Schrödinger
James Chadwick
1925
1927
Wolfgang Pauli
Werner Heisenberg
Familias representativas: Alcalinos: muy reactivos, un electrón de valencia. Alcalinotérreos: reactivos, dos electrones de valencia. Halógenos: muy reactivos, siete electrones de valencia. Gases nobles: muy poco reactivos, configuración estable.
La tabla periodica
La tabla periódica ordena los elementos según su número atómico y sus propiedades químicas. Organización Periodos (filas): indican el nivel energético principal. Grupos (columnas): reúnen elementos con la misma cantidad de electrones de valencia. Bloques: s (grupos 1–2) p (grupos 13–18) d (metales de transición) f (lantánidos y actínidos)
Porcentajes tipos de elementos tabla periodica
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Tendencias periódicas
Las propiedades de los elementos varían de forma regular a lo largo de la tabla periódica.
Reflexiones sobre lo aprendido
El átomo como idea es clara, por cuanto este nos demuestra que la materia es consecuencia de la existencia de pequeñas partículas cuya existencia deducimos de los fenómenos observables como por ejemplo las reacciones químicas, cambios de estados o similar. El hecho de estudiar la descripción de los átomos nos muestra que la ciencia avanza corrigiendo sus propias teorías y que en muchas ocasiones lo que creíamos es que la realidad interna de las cosas no corresponde con la realidad más evidente. Por otro lado, la historia del átomo nos invita a pensar en escalas y también a ser personas críticas que se basan en la observación y la comprobación, implicando la revisión de lo que damos por cierto.
Aplicacion en la vida cotidiana
El estudio de los átomos explica cómo interactúan las sustancias y permite crear medicamentos que actúan de forma precisa en el cuerpo. La tabla periódica organiza los elementos según sus propiedades y facilita elegir materiales adecuados para dispositivos como móviles, donde se usan elementos como silicio, litio y cobre. Juntas, ambas ideas sustentan muchas aplicaciones cotidianas en la medicina y la tecnología.
UNIDAD 2
El enlace quimico
Introduccion
La materia está compuesta por átomos que no suelen encontrarse aislados en la naturaleza. Para alcanzar mayor estabilidad energética, los átomos tienden a unirse mediante enlaces químicos, formando moléculas, redes cristalinas y otros tipos de estructuras.El estudio del enlace químico permite explicar propiedades como la conductividad, el punto de fusión, la solubilidad y la dureza de las sustancias.
b. tipos de enlaces
Tipos principales de enlace
a. Regla del octeto
Muchos átomos buscan completar ocho electrones en su capa de valencia, alcanzando la configuración electrónica estable de los gases nobles.Para ello pueden ganar, perder o compartir electrones, lo que da lugar a distintos tipos de enlaces.
Enlace metalico
Enlace iónico
Los átomos metálicos comparten electrones deslocalizados que pueden moverse libremente. Propiedades clave: alta conductividad, maleabilidad y brillo.
El metal cede electrones y el no metal los gana. Se forman iones que se atraen.Ejemplo: Na⁺ y Cl⁻ → NaCl
Enlace covalente
Los átomos comparten electrones.
Fuerzas intermoleculares
Interacciones débiles entre moléculas que afectan propiedades físicas.
Reflexion de lo aprendido
El estudio del enlace químico revela que la materia no se presenta como una serie de átomos de forma azarosa, sino como un todo organizado, de manera que cada tipo de enlace lleva consigo una determinada propiedad. Conocer cómo se enlazan los átomos supone tomar una visión del mundo como un todo y permite comprender, por ejemplo, por qué un metal conduce electricidad o, a la inversa, por qué determinada molécula se tiene que presentar de determinada forma o bien tiene que tener un determinado comportamiento. Se puede establecer, en definitiva, la conexión entre la ciencia y la forma de concebir y utilizar los materiales que nos rodean.
Aplicacion en la vida cotidiana
La noción de que existe un enlace químico está presente en casi todo lo que empleamos en nuestro día a día. La sal que condimentamos los alimentos se conforma gracias a los enlaces iónicos. Los plásticos y las fibras de los tejidos sintéticos están formados por moléculas que se vinculan por enlaces covalentes. Los cables eléctricos que alimentamos materiales recurren al enlace metálico, que permite el movimiento de los electrones. Inclusive la capacidad del agua para disolucionar sustancias, regular la temperatura o llegar a formar gotas es el resultado de los puentes de hidrógeno. Conocer los tipos de enlace es fundamental para entender por qué cada material se comporta como observamos en el día a día.
UNIDAD 3
Las Sustancias
Leyes ponderales
Las leyes ponderales son leyes básicas de la química, que se ocupan de la masa y su comportamiento en las reacciones. Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier): En una reacción química, la masa de los reactivos es igual a la de los productos. No se crea ni se destruye, simplemente se transforma. Ley de Proporciones Definidas (Proust): Un compuesto químico siempre contendrá los mismos elementos en la misma proporción de masa sin importar su origen. Ley de Proporciones Múltiples (Dalton): Si dos elementos forman más de un compuesto, el uno que combina con una cantidad fija del otro debe encontrarse en proporciones de números enteros simples.
La Fórmula de las Sustancias
Las fórmulas químicas representan la composición de las sustancias. Fórmula Empírica: Muestra la proporción más simple de átomos en un compuesto. Se obtiene de los porcentajes de masa. Fórmula Molecular: Indica el número real de átomos de cada elemento en una molécula. Es un múltiplo de la fórmula empírica. Ejemplo: Para el benceno, la fórmula empírica es CH y la molecular es C₆H₆.
La Medida de la Cantidad de Sustancia
La cantidad de sustancia se mide en moles, una unidad que relaciona el mundo macroscópico con el microscópico. Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, etc.) como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Equivale a 6.022 × 10²³ partículas (número de Avogadro). Masa Molar: Es la masa de un mol de una sustancia, expresada en g/mol. Por ejemplo, la masa molar del agua (H₂O) es 18 g/mol. Cálculo: Número de moles (n) = masa (m) / masa molar (M).
Aplicacion en la vida cotidiana
Un uso común de los moles es cuando se hacen medicinas. Los farmacéuticos tienen que calcular bien cuántos moles de cada ingrediente activo necesitan para que la dosis sea la correcta. Esto es porque la forma en que reaccionan los químicos y cómo te afecta la medicina depende de cuántas partículas hay, no solo de cuánto pesa cada cosa. Así se aseguran de que la medicina sea segura y te haga bien.
UNIDAD 4
Los gases
Leyes de los gases
Las leyes de los gases presentan una descripción de la relación entre la presión de un gas (P), su volumen (V), la temperatura (T) a la que se encuentra y la cantidad de sustancia (n) que tiene todo gas en condiciones controladas. Las principales leyes de los gases son la ley de Boyle-Mariotte, la de Charles y la de Gay-Lussac, que se combinan para dar la ecuación general de los gases ideales.
1.Ley de Boyle-Mariotte
2. Ley de Gay-Lussac
3. Ley de Charles
A volumen constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en kelvin). Fórmula: P / T = k o P₁ / T₁ = P₂ / T₂ Si la temperatura aumenta, la presión aumenta (proceso isocórico).
A presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en kelvin). Fórmula: V / T = k o V₁ / T₁ = V₂ / T₂ El volumen aumenta al aumentar la temperatura (proceso isobárico). Extrapolando, el volumen sería cero a -273,15 °C (cero absoluto).
A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen es constante para una cantidad fija de gas. Fórmula: P · V = k o P₁V₁ = P₂V₂ La presión y el volumen son inversamente proporcionales: si el volumen disminuye, la presión aumenta.
5. Ecuación de estado de los gases ideales
4. Ecuación general de los gases
También llamada ley combinada o ley general de los gases. Permite relacionar presión, volumen y temperatura cuando cambian simultáneamente, con cantidad de gas constante. Fórmula: (P₁ · V₁) / T₁ = (P₂ · V₂) / T₂ O también: P₁ · V₁ · T₂ = P₂ · V₂ · T₁ Temperaturas siempre en kelvin: T(K) = t(°C) + 273 Une las leyes de Boyle-Mariotte, Charles y Gay-Lussac Ideal para problemas de cambios de condiciones (isotérmico, isobárico o isocórico)
Relaciona todas las variables incluyendo la cantidad de sustancia (n). Fórmula: PV = nRT Donde R es la constante de los gases ideales (8,314 J/(mol·K) o 0,082 atm·L/(mol·K), según las unidades). Se aplica a gases ideales (sin interacciones intermoleculares y volumen molecular despreciable).
Ejemplo práctico: ¿Cuántos moles de oxígeno hay en un tanque de 10,0 L a una presión de 5,0 atm y 27 °C? Datos: V = 10,0 L P = 5,0 atm T = 27 °C = 27 + 273 = 300 K R = 0,082 atm·L/(mol·K) Despejamos n: n = PV / RT n = (5,0 atm × 10,0 L) / (0,082 atm·L/(mol·K) × 300 K) n = 50 / 24,6 ≈ 2,03 moles
Ejemplo rápido: Globo de 2 L a 20 °C y 1 atm. Calentamos a 80 °C (P constante). T₁ = 293 K, T₂ = 353 K V₂ = 2 L × (353 / 293) ≈ 2,41 L Es el paso previo a la ecuación de los gases ideales (PV = nRT).
6.Mezcla de gases
En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí (como el aire o el aire que respiramos), cada gas se comporta de forma independiente de los demás, como si ocupara todo el volumen solo. Ley de Dalton de las presiones parciales (1801): La presión total (P_total) de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas componente. Fórmula principal: P_total = P₁ + P₂ + P₃ + … + Pₙ Presión parcial (Pᵢ): Es la presión que ejercería ese gas si estuviera solo en el mismo volumen y a la misma temperatura. Se calcula con: Pᵢ = (nᵢ / n_total) · P_total (donde nᵢ = moles del gas i, n_total = moles totales de la mezcla) O también: Pᵢ = (Vᵢ / V_total) · P_total si se miden volúmenes a P y T constantes (ley de volúmenes de Gay-Lussac).
Ejemplo práctico: En un tanque de 5,0 L a 25 °C se introducen 12 L de O₂ y 46 L de He (medidos a 1 atm y 25 °C). Calcula las presiones parciales y la total. Primero, moles (usando PV = nRT o proporción de volúmenes): n_O₂ ∝ 12 L → n_He ∝ 46 L → n_total ∝ 58 L Fracción O₂ = 12/58 ≈ 0,207 Fracción He = 46/58 ≈ 0,793 Si la mezcla ocupa 5,0 L, la presión total se calcula, pero por simplicidad (volúmenes a misma P y T): P_total = (58 L / 5 L) × 1 atm ≈ 11,6 atm P_O₂ = 0,207 × 11,6 atm ≈ 2,4 atm P_He = 0,793 × 11,6 atm ≈ 9,2 atm
Aplicacion en la vida cotidiana
De lo contrario, si no controlas esto, los neumáticos pueden reventar por sobrepresión en días muy calurosos o perder adherencia y desgastarse irregularmente si se encuentran a presiones muy bajas en invierno (siendo T baja, P baja). Por esta razón los fabricantes indican la presión recomendada "en frío" y muchos conductores verifican periódicamente los neumáticos cada mes o bien antes de iniciar un viaje largo. Es un ejemplo perfecto de cómo las leyes de los gases que hemos visto en clase afectan de forma directa la seguridad y el consumo de combustible, para bien y para mal, en nuestro día a día.
Opinion personal
En mi opinión, el tema de los gases es correcto y útil: las leyes son lógicas, las fórmulas se aplican fácil y explican cosas del día a día como los neumáticos o los globos. No es de los temas que más me enganchan (prefiero otros más visuales o conceptuales), pero tampoco me parece pesado. Cumple sin más, pasa sin pena ni gloria y ya está.
UNIDAD 5
Aquí aun no :(
Modelo de bohr
El modelo de Bohr describe el átomo como un núcleo central con electrones que giran alrededor en órbitas circulares y fijas, llamadas niveles de energía. Cada una de estas órbitas posee una energía determinada y los electrones no pueden estar entre ellas. Un electrón puede pasar de un nivel a otro absorbiendo o emitiendo una cantidad específica de energía, lo que explica los espectros de emisión del hidrógeno. Este modelo mejoró al de Rutherford al introducir la idea de niveles energéticos cuantizados, aunque solo funcionaba bien para átomos sencillos como el hidrógeno.
Principio de Exclusión de Pauli
Wolfgang Pauli formuló el principio que lleva su nombre y que afirma que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos. Esto implica que cada orbital puede contener como máximo dos electrones con espines opuestos. El principio de exclusión explica la organización de los electrones en los átomos, las configuraciones electrónicas y la estructura de la tabla periódica. También permite entender por qué los elementos tienen propiedades químicas diferentes.
Descubrimiento del neutrón
James Chadwick descubrió el neutrón, una partícula neutra situada en el núcleo atómico. Este hallazgo permitió completar el modelo nuclear y explicar la existencia de isótopos (átomos con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones). También clarificó la estabilidad del núcleo, que depende de la interacción entre protones y neutrones. El descubrimiento del neutrón consolidó la comprensión moderna de la estructura atómica.
Formulación: muestra cómo están formadas las moléculas (fórmulas químicas). Nomenclatura: indica cómo se nombran según la IUPAC, identificando la cadena principal, tipo de enlace y grupo funcional. 👉 Ejemplo: CH₄ → metano, CH₃–CH₂–OH → etanol.
Modelo cuántico de Schrödinger
Erwin Schrödinger desarrolló un modelo matemático basado en ecuaciones de onda que describe al electrón como una función de probabilidad. En lugar de órbitas definidas, este modelo introduce los orbitales atómicos: regiones del espacio donde es más probable encontrar un electrón. Estos orbitales tienen distintas formas (s, p, d, f) y energías. El modelo cuántico es el más aceptado actualmente y explica con gran precisión fenómenos como la estructura electrónica, la formación de enlaces y la reactividad química.
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Werner Heisenberg enunció el principio de incertidumbre, que establece que es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y la velocidad de un electrón. Este principio refuerza el modelo cuántico al descartar completamente la idea de órbitas definidas. Los electrones se describen mediante probabilidades, no trayectorias. Este concepto es fundamental en la física moderna y forma parte del núcleo teórico de la mecánica cuántica.
ejemplos
Ejemplo: 3,5-dimetilciclohex-1-eno. Por tanto, los cicloalcanos son estructuras cíclicas y tienen propiedades similares a los alcanos, y su citación se conduce con unas reglas que determinan el número de carbonos, los enlaces y los sustituyentes que pueda tener.