Están constituidas por el comportamiento de las sustancias al combinarse con otras, y los cambios con su estructura íntima como consecuencia de los efectos de diferentes clases de energía.
Ejemplos: • corrosividad de ácidos • poder calorífico • acidez • reactividad
Estequiometría
La estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, letra o elemento básico constitutivo y μετρον, métron, medida) hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química.
La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. Las relaciones molares y másicas se pueden obtener de una ecuación balanceada. En la mayoría de los problemas estequiométricos, las masas de los reactantes están dadas y se buscan las masas de los productos. Se puede interpretar una ecuación química en términos del número de moléculas (o iones o unidades fórmula) o en términos del número de moles de moléculas dependiendo de las necesidades.
Química orgánica
La química orgánica es la química de los compuestos de carbono.
El nombre engañoso <<orgánico>> es una reliquia de los tiempos en que los compuestos químicos se dividían en dos clases: inorgánicos y orgánicos, según su procedencia. Los compuestos inorgánicos eran aquellos que procedían de los minerales, y los orgánicos, los que se obtenían de fuentes vegetales y animales, o sea, de materiales producidos por organismos vivos. De hecho, hasta aproximadamente 1850 muchos químicos creían que los compuestos orgánicos debían tener su origen en organismos vivos y, en consecuencia, jamás podrían ser sintetizados a partir de sustancias inorgánicas.
Los compuestos de fuentes orgánicas tenían en común lo siguiente: todos contenían el elemento carbono. Aun después de haber quedado establecido que estos compuestos no tenían necesariamente que proceder de fuentes vivas, ya que podían hacerse en el laboratorio, resultó conveniente mantener el nombre orgánico para describir éstos y otros compuestos similares, persistiendo hasta la fecha esta división entre compuestos inorgánicos y orgánicos.
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Aunque aún hoy muchos compuestos del carbono se aíslan mejor a partir de fuentes vegetales y animales, la mayoría de ellos se obtienen por síntesis. A veces se sintetizan a partir de sustancias inorgánicas, como carbonatos y cianuros, pero más a menudo se parte de otros compuestos orgánicos. Hay dos grandes fuentes de las que se pueden obtener sustancias orgánicas simples: el petróleo y el carbón. (Ambas son <<orgánicas>> en el sentido tradicional, puesto que son producto de la descomposición de plantas y animales.) Estas sustancias simples se emplean como elementos básicos, a partir de los cuales se pueden hacer compuestos más complicados.
Reconocemos al petróleo y al carbón como combustibles fósiles, acumulados durante milenios y no renovables que se están consumiendo a una velocidad alarmante, en particular el petróleo, para satisfacer nuestra siempre creciente demanda de energía. Hoy, menos del 10% del petróleo utilizado se consume en la fabricación de productos químicos; la mayor parte, sencillamente, se quema para proporcionar energía. Afortunadamente, existen otras fuentes de energía: la solar, la geotérmica y la nuclear, pero ¿dónde habremos de encontrar una reserva sustitutiva de materias orgánicas? Tarde o temprano, por supuestos, tendremos que volver al lugar de donde proceden originalmente los combustibles fósiles -la biomasa- aunque ahora directamente, prescindiendo de los milenios que intervinieron. La biomasa es renovable y, utilizada adecuadamente, puede perdurar en este planeta tanto como nosotros mismos. Mientras tanto, se ha sugerido que el petróleo es demasiado valioso para ser quemado.
¿Qué tienen de especial los compuestos del carbono que justifique su separación de los otros ciento y pico elementos de la tabla periódica? Al menos parcialmente, la respuesta parece ser ésta: hay muchísimos compuestos del carbono, y sus moléculas pueden ser muy grandes y complejas.
El número de compuestos que contienen carbono es muchas veces mayor que el número de los que no lo contienen. Estos compuestos orgánicos se han dividido en familias que, en general, no tienen equivalentes entre los inorgánicos.
Se conocen moléculas orgánicas que contienen miles de átomos, cuyo ordenamiento puede ser muy complicado, aun en moléculas relativamente pequeñas. Uno de los principales problemas en química orgánica es encontrar cómo se ordenan los átomos en las moléculas, o sea, determinar las estructuras de los compuestos.
Hay muchas maneras en que estas complicadas moléculas pueden romperse o reordenarse para generar moléculas nuevas; hay muchas formas de agregar átomos a estas moléculas o de sustituir átomos nuevos por antiguos. Una parte importante de la química orgánica se dedica a encontrar estas reacciones, cómo suceden y cómo pueden emplearse para sintetizar las sustancias que queremos.
¿Que tiene de especial el carbono para formar tantos compuestos? La respuesta a esta pregunta se le ocurrió a August Kekulé en 1854 durante un viaje en ómnibus en Londres.
<<Era una noche de verano. Regresaba en el último ómnibus absorto como siempre, por las calles desiertas de la ciudad, que a otras horas están llenas de vida. De pronto los vi, los átomos danzaban ante mis ojos... Vi cómo, frecuentemente, dos pequeños átomos se unían formando un
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incluso a cuatro de loa más pequeños, mientras el conjunto continuaba arremolinándose en una danza vertiginosa. Vi cómo los más grandes formaban una cadena... Pasé parte de la noche vertiendo al papel algunos esbozos de estas formas soñadas.>> ( August Kekulé, 1890.)
Los átomos de carbono pueden unirse entre sí hasta grados imposibles para los átomos de cualquier otro elemento. Pueden formar cadenas de miles de átomos o anillos de todos los tamaños; estas cadenas y anillos pueden tener ramificaciones y uniones cruzadas. A los carbonos de estas cadenas y anillos se unen otros átomos; principalmente de hidrógeno, pero también de flúor, cloro, bromo, yodo, oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo y muchos otros.
Cada ordenamiento atómico diferente corresponde a un compuesto distinto, y cada compuesto tiene su conjunto de características químicas y físicas. No es sorprendente que hoy se conozcan cerca de diez millones de compuestos del carbono y que este número aumente en medio millón cada año. No es de sorprender que el estudio de su química sea un campo especializado.
La química orgánica es un campo inmensamente importante para la tecnología: es la química de los colorantes y las drogas, del papel y las tintas, de las pinturas y los plásticos, de la gasolina y lo neumáticos; es la química de nuestros alimentos y de nuestro vestuario.
La química orgánica es fundamental para la biología y la medicina. Los organismos vivos están constituidos principalmente por sustancias orgánicas, además de agua; las moléculas de la <<biología molecular>> son orgánicas. A nivel molecular, la biología es química orgánica.
Parte 2
La teoría estructural
<<La química orgánica actual está a punto de enloquecerme. Se me figura como un bosque tropical primigenio lleno de las cosas más notables, una selva infinita y terrible en la que uno no se atreve a penetrar porque parece que no hay salida. >> (Friedrich Wohler, 1835.)
¿Cómo podemos siquiera comenzar el estudio de una materia tan enormemente compleja? ¿Es hoy la química orgánica como la veía Wohler hace siglo y medio? La selva aún está ahí- en gran parte inexplorada- y en ella hay cosas mucho más notables que las que Wohler puedo haber soñado. Sin embargo, mientras no vayamos demasiado lejos, ni demasiado aprisa, podremos penetrar en ella sin el temor a perdernos, pues tenemos un mapa: la teoría estructural.
La teoría estructuras es la base sobre la cual se han acumulado millones de hechos acerca de cientos de miles de compuestos individuales, ordenándolos en forma sistemática. Es la base sobre la cual estos hechos pueden explicarse y comprenderse mejor.
La teoría estructural es el marco de ideas acerca de cómo se unen los átomos para formar moléculas. Tiene que ver con el orden en que se juntan los átomos y con los electrones que los mantienen unidos. Tiene que ver con las formas y tamaños de las moléculas que generan estros átomos y con el modo de distribución de los electrones a su alrededor.
A menudo se presenta una molécula por un dibujo o un modelo; a veces por varios dibujos o varios modelos. Los núcleos atómicos se presentan por letras o esferas de plástico, y los electrones que los unen, por líneas, punto o varillas de plásticos. Estos modelos y dibujos aproximados son útiles
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estructural, nos revelan bastante acerca del compuesto cuyas moléculas representan; cómo proceder para hacerlo, qué propiedades físicas se pueden esperar de él- punto de fusión, punto de ebullición, densidad, tipo de disolventes en que se disolverá el compuesto, si será coloreado o no, qué tipo de comportamiento químico esperar-, la clase de reactivos con los que reaccionará y el tipo de productos que formará, y si reaccionará rápida y lentamente. Se podría saber todo esto acerca de un compuesto desconocido para nosotros simplemente partiendo de su fórmula estructural y de los que entendemos que ésta significa.
Parte 3
1.3 El enlace químico antes de 1926
Toda consideración de la estructura de las moléculas debe comenzar con un estudio de los enlaces químicos, las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en una molécula. Estudiaremos los enlaces químicos en función de la teoría desarrollada antes de 1926, y luego en función de la teoría actual. La introducción de la mecánica cuántica en 1926 provocó un gran cambio en las ideas sobre la formación de las moléculas. Por conveniencia, aún suelen emplearse las representaciones pictóricas y el lenguaje iniciales, más simples. Dándoles una interpretación moderna.
En 1916 se describieron dos clases de enlace químico: el enlace iónico, por Walter Kossel (Alemania), y el enlace covalente, por G. N. Lewis ( de la Universidad de California).
Tanto Kossel como Lewis basaron sus ideas en el siguiente concepto del átomo.
Un núcleo cargado positivamente está rodeado de electrones ordenados en capas o niveles energéticos concéntricos. Hay un máximo de electrones que se pueden acomodar en cada capa: dos en la primera, ocho en la segunda, ocho o dieciocho en la tercera, y así sucesivamente. La estabilidad máxima se alcanza cuando se completa la capa externa, como en los gases nobles. Tanto los enlaces iónicos como los covalentes surgen de la tendencia de los átomos a alcanzar esta configuración electrónica estable.
El enlace iónico resulta de la transferencia de electrones, como, por ejemplo, en la formación del fluoruro de litio. Un átomo de litio tiene dos electrones en su capa interna y uno en su capa externa o de valencia; la pérdida de un electrón dejaría al litio con una capa externa completa de dos electrones. Un átomo de flúor tiene dos electrones en su capa interna y siete en su capa de valencia; la ganancia de un electrón daría el flúor una capa externa completa con ocho electrones. El fluoruro de litio se forma por la transferencia de un electrón del litio al flúor; el litio tiene ahora una carga positiva, y el flúor, una negativa. La atracción electrostática entre iones de carga opuesta se denomina enlace iónico, el cual es típico en las sales formadas por combinación de elementos metálicos (elementos electropositivos) del extremo izquierdo de la tabla periódica con los elementos no metálicos ( elementos electronegativos) del extremo derecho.
El enlace covalente resulta de compartir electrones, como, por ejemplo, en la formación de la molécula de hidrógeno. Cada átomo de hidrógeno tiene un solo electrón; al compartir un par de electrones, ambos hidrógenos pueden completar sus capas de dos. Dos átomos de flúor, cada uno con siete electrones. De forma similar, podemos visualizar la formación de HF, H2O, NH3, CH4
y CF4. También aquí la fuerza de unión es la atracción electrostática, esta vez entre cada electrón y
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El enlace covalente es típico de los compuestos del carbono; es el enlace de mayor importancia en el estudio de la química orgánica.
Parte 4
1.4 Mecánica cuántica
En 1926 salió a la luz la teoría conocida como mecánica cuántica, cuyo desarrollo, en la forma más útil para los químicos, se debe a Erwin Schrodinger (de la Universidad de Zurich), que desarrolló expresiones matemáticas para describir el movimiento de un electrón en función de su energía. Estas expresiones matemáticas se conocen como ecuaciones de onda, puesto que se basan en el concepto de que el electrón no sólo presenta propiedades de partículas, sino también de ondas.
Una ecuación de onda tiene diversas soluciones, llamadas funciones de onda, y cada una corresponde a un nivel de energía diferente para el electrón. Salvo para los sistemas más simples, las matemáticas correspondientes a la obtención de soluciones consumen tanto tiempo esto lo cambiarán algún día los computadores superveloces que sólo es posible obtener soluciones aproximadas. Aun así, la mecánica cuántica da respuestas que concuerdan tan bien con los hechos que es aceptada hoy día como la herramienta más útil para la comprensión de las estructuras atómica y molecular.
<<La mecánica ondulatoria nos ha indicado lo que está sucediendo, y al nivel más profundo posible... ha tomado los conceptos del químico experimental la percepción imaginativa que poseían quienes vivieron en sus laboratorios y que permitieron que sus mentes recrearan creativamente los hechos que habían descubierto y ha demostrado cómo todos encajaban; cómo,
F + F
F F
H + F
H F
2H
+ O
H O
H
3H + N
4H +
C
H N
H
H
C
H
H
H
4 F +
C
F C FF
F
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escondida entre ellos.>> (C. A. Coulson. Londres, 1951.)
Parte 5
1.5 Orbitales atómicos
Una ecuación de onda no puede indicarnos exactamente el lugar en que se encuentra un electrón en un instante particular ni lo rápido que se está moviendo; no nos permite dibujar una órbita precisa en torno al núcleo. En cambio, nos revela la probabilidad de encontrar el electrón en cualquier lugar particular.
La región en el espacio en la que es probable que se encuentre un electrón se denomina orbital. Hay diferentes tipos de orbitales, con tamaño y formas diferentes, y que están dispuestos en torno al núcleo de maneras específicas. El tipo particular de orbital que ocupa un electrón depende de su energía. Nos interesan especialmente las formas de estos orbitales y sus posiciones recíprocas, puesto que determinan o, más exactamente, puede considerarse que determinan las disposición espacial de los átomos de una molécula e incluso ayudan a determinar su comportamiento químico.
Es útil visualizar un electrón como si se difundiera para formar una nube. Esta nube se puede imaginar como una especie de fotografía borrosa del electrón en rápido movimiento. La forma de la nube es la forma del orbital. La nube no es uniforme, sino que es más densa en aquellas regiones en las cuales la probabilidad de hallar el electrón es máxima, o sea, en aquellas regiones donde la carga negativa promedio, o densidad electrónica, es máxima.
Veamos cuáles son las formas de algunos orbitales atómicos. El orbital correspondiente al nivel energético más bajo se denomina 1s, y es una esfera cuyo centro coincide con el núcleo del átomo, como se representa en la figura 1.1. Un orbital no tiene un límite definido, puesto que hay una probabilidad, aunque muy pequeña, de encontrar el electrón esencialmente separado del átomo, e incluso sobre otro átomo. Sin embargo, la probabilidad decrece muy rápidamente más allá de cierta distancia del núcleo, de modo que la distribución de carga está bastante bien representada por la nube electrónica de la figura 1.1a. Para simplificar, podemos incluso representar un orbital como en la figura 1.1b, en la que la línea continua encierra la región donde el electrón permanece durante la mayor parte del tiempo (por ejemplo, el 95%).
Fig. 1.1 Orbitales atómicos: orbital s. El núcleo está en el centro.
(a)
(b)
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en el núcleo atómico, y es naturalmente mayor que el 1s: la mayor energía (menor estabilidad) se debe a la mayor distancia promedio entre el electrón y el núcleo, con la consiguiente disminución de la atracción electrostática. (Considérese el trabajo que debe realizarse la energía a introducir en el sistema para alejar un electrón del núcleo, que tiene carga opuesta.)
A continuación hay tres orbitales de igual energía, llamados orbitales 2p, ilustrados en la figura 1.2. Cada orbital 2p tiene forma de huso y consta de dos lóbulos entre los cuales está el núcleo atómico. El eje de cada orbital 2p es perpendicular a los ejes de los otros dos. Se diferencian por los símbolos 2px, 2py y 2pz, en los que x, y y z son los ejes correspondientes.
Fig. 1.2 Orbitales atómicos: orbitales p. Ejes mutuamente perpendiculares. (a) Sección transversal mostrando los dos lóbulos de un orbital individual. (b) Forma aproximada de pares de elipsoides distorsionados.
(c) Representación como pares de esferas que no llegan a tocarse.
Parte 6
1.6 Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli
(a)
x
y
z
(b)
x
y
Px
z
Pz
(c)
Py
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átomo, es decir, que determinan la configuración electrónica de un átomo.
La más fundamental de estas reglas es el principio de exclusión de Pauli: un orbital atómico determinado puede ser ocupado por sólo dos electrones, que para ello deben tener espines opuestos. Estos electrones de espines opuestos se consideran apareados. Electrones de igual espín tienden a separarse lo máximo posible. Esta tendencia es el más importante de los factores que determinan las formas y propiedades de las moléculas.
El principio de exclusión, desarrollado en 1925 por Wolfgang Pauli hijo, del Instituto de Física Teórica de Hamburgo (Alemania), se considera la piedra angular de la química.
Los diez primeros elementos de la tabla periódica tienen las configuraciones electrónicas indicadas en la tabla 1.1. Podemos apreciar que un orbital no se ocupa hasta que los orbitales de energía más baja están llenos ( o sea, 2s después de 1s, 2p después de 2s).
Observamos que un orbital no es ocupado por un par de electrones hasta que otros orbitales de igual energía no sean ocupados por un electrón ( los orbitales 2p). Los electrones 1s completan la primera capa de dos, y los electrones 2s y 2p completan la segunda capa de ocho. Para elementos más allá de los diez primeros hay una tercera capa que contiene un orbital 3s, orbitales 3p, y así sucesivamente. Parte 7 1.7 Orbitales moleculares
En las moléculas, al igual que en los átomos aislados, y de acuerdo con las mismas <<reglas>>, los electrones ocupan orbitales. Estos orbitales moleculares se consideran centrados en torno a muchos núcleos, cubriendo quizá la molécula entera; la distribución de núcleos y electrones es simplemente la que da como resultado la molécula más estable.
Para facilitar las complicadísimas operaciones matemáticas, por lo general se emplean dos supuestos simplificadores: (a) que cada par de electrones está localizado esencialmente cerca de dos núcleos solamente y (b) que las formas de estos orbitales moleculares localizados, y su disposición con respecto a los demás, están relacionadas de modo sencillo con las formas y disposiciones de los orbitales atómicos de los átomos que componen la molécula.
La idea de los orbitales moleculares localizados o lo que podríamos llamar orbitales de enlace sin duda es buena, puesto que, matemáticamente, este método de aproximación es válido para la