De que se ocupa la química orgánica?

La química orgánica se ocupa de las transformaciones, los compuestos y propiedades que transforman a aquellos compuestos que contengan todo elemento carbono.

Su elevado número y su complejidad de dichos compuestos es debido al tipo de uniones de carbono que son posible tomar en los enlaces hasta incluyendo cuatro átomos más, a su vez es posible que además, dichos elementos tienen la posibilidad de unirse a otros carbonos, para que de esta forma sea posible dar lugar a largas cadenas que están construidas por cientos e incluso miles de átomos.

Se puede formar con el carbono, enlaces estables que contengan muchos átomos diferentes de la tabla periódica, a su vez tiene propiedades de formar diferentes enlaces simples, dobles e incluso triples.

La gran diversidad en química, que como base tiene al carbono no puede sorprender cuando se piensa en posibles diferencias que se presentan en las formas del carbono elemental, por ejemplo el granito, diamante.

Las características del diamante son incoloro, duro, en tanto que en el caso del granito es suave y de un tono negro, Dichas diferencias en propiedades que se dan en las formas del carbono son la consecuencia de diferencias estructurales en las que son presentadas dichas formas.

Para que podamos tener una definición más clara, la química Orgánica al igual que la Bioquímica, son ciencias básicas, lo cual por ello permite explicar muchos procesos químicos, los cuales tienen lugar en los organismos de los seres vivos, química Orgánica proviene de la antigua creencia, que tan sólo algunas sustancias podían ser producidas por los organismos vivos.

• Metano:
• Etano:
• Propano:
• Butano:

Cada fórmula estructural de dichos compuestos orgánicos tiene la posibilidad de ser escritas de formas diferentes, si buscamos un ejemplo, podemos ver el caso del butano: Formula desarrollada:

Un formula  molecular determinada puede ser representada de dos o más compuestos distintos, sabemos y veremos dos compuestos de fórmula molecular C4H10, esta estructuras pueden ser escritas de la siguiente manera De esta manera se puede apreciar claramente el fenómeno de lo que damos en llamar isómeria, a través de estos dos compuestos, como usted pueden apreciar Isomeria: Dos compuestos diferentes con la misma formula molecular Cualidad de los cuerpos que, con igual composición química, tienen distintas propiedades físicas. Veremos a continuación una lista que representa los nombres de los alcanos lineales hasta la cantidad de 20 átomos de carbono:

1. Metano
2. Etano
3. Propano
4. Butano
5. Pentano
6. Hexano
7. Heptano
8. Octano
9. Nonano
10. Decano
11. Undecano
12. dodecano
13. Tridecano
14. Tetradecano
15. Pentadecano
16. Hexadecano
17. Heptadecano
18. Octadecano
19. Nonadecano
20. Eicosano

Alcanos: Parte I

Como debemos escribir la configuraciones electrónicas:

Estos son los pasos que se debe aplicar cuando escribimos la configuración electrónica de un determinado átomo:

• Lo primero es conocer y saber el número de electrones que el átomo tiene; miramos el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Debemos recordar que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
• Ubicamos los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
• Es muy importante respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Todos los orbitales deben llenarse en orden creciente de energía, según el principio de construcción de Aufbau, se deben ubicar, no más de dos electrones por orbital.

Litio (Z = 3). Este elemento posee 3 electrones. Comenzaremos llenando los orbitales de menor energía, como ya hemos explicado, sólo con dos electrones, los cuales tendrán distinto spin (ms).

En cuanto al electrón restante, este deberá ocupar el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía.

Posteriormente ensamblaremos estos pequeños artículos en uno solo para que pueda ver el desarrollo completo.

Orden de llenado de los sub-niveles.

Has click y Vuelve a Configuracion electronica

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Para saber y aprender como se debe manejar la ubicación de los electrones en los orbitales de los distintos niveles de energía en lo que respecta a la configuración electrónica de el átomo de un elemento determinado.

Si bien el modelo de Schrödinger es sólo exacto para el átomo de hidrógeno, pero se puede aplicar este modelo mediante aproximaciones que son buenas.

Para poder representar como es la forma, en que se distribuyen los electrones de un determinado átomo, se logra a través de la configuración electrónica .

Este método nos muestra como es el orden en el que se van llenando todos los niveles de energía los que representamos en la imagen inferior que serian de la siguiente manera:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.

La forma o esquema de como se van llenando los orbitales atómicos, lo podemos ver y estudiando el sistema de la Regla de la Diagonal o como es más conocido como cascada, la forma de interpretar este esquema, es siguiendo la flecha del esquema (perdón por la redundancia), el cual comienza en 1S; de forma cronológica iras completando todos los orbitales de manera correcta con los electrones.

Te dejamos este vídeo para que puedas ir introduciéndote en este tema e ir despejando dudas que pudiesen quedar.

Continuamos con las formas de como debemos escribir las configuraciones electrónicas has Click en Quimica

Vamos a intentar crear un resumen del modelo de Bohr para que tengan como machete antes de un examen o escrito, esto lo iremos armando y creando una nueva categoría que llamaremos Resumen de Química, esperemos acortar los caminos tengan presente que en estos resúmenes les dejaremos los enlaces de los artículos que estén completos.

• Pensemos en los electrones que giran alrededor del núcleo a una distancia fija la cual describirá una órbita de forma circular, a las cuales encontraras con la denominación de “niveles estacionarios” bien tengan presente que a cada uno de estos niveles estacionarios le corresponde un valor fijo de energía.
• Cuando giran los electrones en sus orbitales estos no emiten como tampoco consumen energía.
• Si un átomo recibe del exterior algún aporte de energía de la clase que sea, entonces el electrón absorbe energía. Cuando no ocurra esto , es porque el electrón  pasa a alojarse en una órbita más apartada “alejada” del núcleo el cual posee mayor energía y es cuando podemos aseverar que el átomo está en su estado de excitación.
• En el momento que el electrón retorna a su nivel estacionario original se emite una determinada cantidad de energía la cual es equivalente ala que se a absorbido para poder subir de nivel. Esta energía es emitida como luz.
• Los niveles o como dijimos orbitales de energía poseen una distribución energética que es creciente, esto ocurre a medida que se aleja del núcleo, como dejaremos demostrado en la imagen inferior.

Cuales son las partículas que determinan a aquellas propiedades de los atomos, son tres que todos conocemos estos son

• Electrones.
• Protones.
• Neutrones.

Determinemos las cargas correspondientes a estas partículas, como nos indica la palabra misma, el neutrón no posee ninguna carga, en cuanto al electrón su carga es negativa y en tanto que la del Protón es positiva.

Veamos ahora las masas de las partículas elementales, que corresponden al átomo, se calcula que la masa del los protones y la del neutrón son aproximadamente similares, en cuanto a la masa del electrón, aproximadamente es 2000 veces más chica “pequeña” que las de las otras partículas del atomo.

Como en otro artículos recordemos que estas masas también se miden en u.m.a.s

Pido disculpas ya que la palabra átomo ustedes la ven sin el tilde “atomo” es tan solo para que google pueda indexar la y reconocerla gracias.

Recomendamos leer

Titulaciones

acidos y bases

separación de mezclas

Configuración electrónica:

Se llama configuración electrónica del átomo de cualquier elemento dada su ubicación de electrones en sus orbitales en aquellos diferentes niveles de energía.

Cual es la manera para mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica.

Podemos ir observando como de forma ordenada van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.

El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Ne la imagen inferior podemos observar, la columna de el lado izquierdo la cual marca y define los niveles de energía.

Mientras que en la columna de la derecha observaremos la cantidad de electrones que entran en la en cada nivel de energía en química.

Los oxoácidos son compuestos terciarios formados por H, O y X (generalmente, un no metal o metales como el Mn y el Cr). Se forman por la combinación de un óxido ácido o anhídrido con agua. (Por ello, es muy importante que conozcas perfectamente la nomenclatura de los óxidos ácidos.)

Responden a la fórmula general: H_aNm_bO_c.

El número de oxidación del hidrógeno es +1, el del oxígeno -2 y del no metal se calcula a partir del número de oxígenos multiplicado por dos menos el número de hidrógenos, todo ello dividido por el número de átomos del no metal que aparece en la fórmula.

Número de oxidación del Nm = 2c- a / b

Saber Nomenclatura sistemática

Se utilizan los prefijos mono-, di-, tri-, tetra-, etc., para indicar el número de átomos de oxígeno, terminados en -oxo, seguido de la raíz del nombre del no metal terminado en -ato, e indicando el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis. Se termina con las palabras de hidrógeno.

EJEMPLOS

H₂SO₃ = Trioxosulfato (IV) de hidrógeno

HNO = Monoxonitrato (I) de hidrógeno

HNO₂ = Dioxonitrato (III) de hidrógeno

Saber Nomenclatura de Stock

Se utiliza la palabra ácido seguida de los prefijos mono-, di-, tri-, tetra-, etc., para indicar el número de átomos de oxígeno, terminados en -oxo, seguido de nombre del no metal con el sufijo -ico y el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis.

EJEMPLOS

H₂SO₃ = Ácido trioxosulfúrico (IV)

HNO = Ácido monoxonítrico (I)

HNO₂ = Ácido dioxonítrico (III)

Nomenclatura tradicional

Se nombran exactamente igual que el óxido ácido (anhídrido) del que proceden, cambiando el apelativo anhídrido por ácido.

Si partimos de la fórmula del ácido, para deducir el nombre sugerimos seguir la siguiente pauta:

1) Si la fórmula del ácido contiene dos hidrógenos, se le quita directamente una molécula de agua y el resto es el anhídrido del que proviene. Conociendo el anhídrido, ya tenemos el ácido.

H₂SO₃ – H₂O = SO₂ = anhídrido sulfuroso, por tanto, es el ácido sulfuroso.

2) Si la fórmula del ácido contiene solo un hidrógeno, en primer lugar se multiplica por dos toda la fórmula (ya que estaba simplificada).

HClO₃ = H₂Cl₂O₆

Al resultado se le quita una molécula de agua y el resto es el anhídrido del que proviene.

H₂Cl₂O₆ – H₂O = Cl₂O₅ = anhídrido clórico; por tanto, es el ácido clórico.

Hay siete ácidos oxoácidos que, por su importancia, no debes olvidar:

Ácido sulfúrico = H₂SO₄

Ácido nítrico = HNO₃

Ácido carbónico = H₂CO₃

Ácido crómico = H₂CrO₄

Ácido dicrómico = H₂Cr₂O₇

Ácido fosfórico = H₃PO₄

Ácido permangánico = HMnO₄

Se nombra en primer lugar la raíz del no metal que encontramos en segundo lugar, terminada en -uro, precedida por el prefijo numeral correspondiente. A continuación, el nombre del otro no metal, precedido por el prefijo numeral correspondiente. El prefijo monosuele eliminarse en el primer no metal.

EJEMPLOS

BrF₃= Trifluoruro de bromo

ICl = Monocloruro de yodo

B₂S₃ = Trisulfuro de diboro

Saber Nomenclatura de Stock

Se nombra en primer lugar la raíz del no metal que encontramos en segundo lugar, terminada en -uro, seguida del nombre del otro no metal (el que encontramos en primer lugar en la lista). Entre paréntesis, con números romanos, se señala la valencia con la que actúa el primer no metal. Si este no metal solo tiene una valencia, no es necesario especificarla.

EJEMPLOS

BrF₃ = Fluoruro de bromo (III)

ICl = Cloruro de yodo (I)

B₂S₃= Sulfuro de boro

Nomenclatura tradicional

Se nombra en primer lugar la raíz del no metal que encontramos en segundo lugar, terminada en -uro, seguida del nombre del otro no metal con los prefijos y sufijos correspondientes a la valencia con la que actúe.

EJEMPLOS

BrF₃= Fluoruro bromoso

ICl = Cloruro hipoyodoso

B₂S₃ = Sulfuro bórico

Sigamos con este estudio de fraccionamientos y sus fases, en esta oportunidad utilicemos un pequeño resumen como ejemplo.

Si pusiéramos estos elementos en juego, un sistema conformado por unos  200 cm³ de agua ( H₂ O) al cual mezclamos 14 g de sal y supongamos unos 15 g de corcho o telgopor.

Frente a que sistema nos encontramos:

1. Este sistema es heterogéneo o homogéneo.
2. Cuantas fases posee dicho sistema
3. Cuales son sus componentes.
4. Cual método seria útil para obtener las cada una de ellas separadas.

Si repasamos el articulo anterior sabremos que nos encontramos frente a un sistema heterogéneo a temperatura ambiente ya que el volumen de agua puede disolver perfectamente a la sal, pero no ocurre lo mismo ni con el telgopor ni el corcho,

Esto indica que estamos en presencia de dos fases diferentes, un formada por la sal disuelta en el agua, en la segunda la del telgopor o corcho.

Dicho sistema se encuentra compuesto por tres componentes: telgopor, agua, y sal.

En cuanto como separar estos componentes, es posible y efectivo utilizar el metodos de separación de mezclas como la Tría, con este método sacamos el telgopor y luego para separar la sal de meza y del agua podemos utilizar alguno de los  como por ejemplo el de destilacion simple,