Química Orgánica
Grupos Funcionales
La presencia del grupo hidroxilo (OH) se encuentra en diversas moléculas orgánicas, como los ácidos carboxílicos.
Los alcoholes tienen puntos de ebullición y fusión más altos que los aldehídos, cetonas y éteres de pesos moleculares similares debido a la formación de puentes de hidrógeno entre las moléculas de alcohol.
Los triglicéridos pertenecen a la clase de compuestos llamados ésteres.
El alcohol etílico o etanol, presente en el vino, se oxida para formar ácido acético (CH3-COOH), el componente principal del vinagre.
La aspirina contiene un grupo ácido carboxílico y un grupo acetilo.
Un ejemplo de éster es CH3COOCH2CH3.
La reacción de un ácido con un alcohol produce un éster y agua, un proceso conocido como esterificación. La reacción inversa se llama hidrólisis.
De los siguientes ácidos carboxílicos, el menos soluble en agua es CH3-CH2-CH2-CH2-COOH.
El ácido propanoico se obtiene por oxidación del 1-propanol.
La estructura química del alcohol etílico o etanol es CH3CH2OH.
El indicador fenolftaleína se vuelve rosa en presencia de un ácido, como el CH3COOH.
El 1-pentanol es menos soluble en agua que otros alcoholes de cadena más corta.
Los compuestos que presentan un grupo carbonilo son CH3OCH3 y CH3COOH.
Un alcohol puede oxidarse sucesivamente para obtener un aldehído, una cetona y finalmente un ácido carboxílico, como el ácido propanoico.
El ibuprofeno contiene un grupo ácido carboxílico.
Termodinámica
Principios Fundamentales
En una reacción química, la energía total del sistema se conserva.
Para estudiar un sistema termodinámico, es necesario definir el sistema, el entorno y el universo.
La fusión y la ebullición son procesos endotérmicos, que requieren energía para ocurrir.
La primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.
Un sistema cerrado permite el intercambio de energía pero no de materia con el entorno.
Para convertir calorías a julios, se utiliza la equivalencia 1 caloría = 4,18 julios.
Entalpía y Reacciones Químicas
El cambio de energía interna (ΔE) en una reacción química se calcula como ΔE = EB – EA, donde EA y EB son las energías de los reactivos y productos, respectivamente.
Una ecuación de estado relaciona las variables de estado (presión, volumen, temperatura) de un sistema en equilibrio termodinámico.
El calor es la energía total del movimiento molecular de una sustancia.
La entalpía de formación (ΔHf) es el cambio de entalpía que ocurre cuando se forma un mol de una sustancia a partir de sus elementos en sus estados estándar.
Una reacción endergónica requiere energía para ocurrir, como la descomposición del carbonato de calcio (CaCO3) con calor.
El cambio de entalpía (ΔH) es independiente del número de etapas en que ocurre un proceso.
El entorno es la zona que rodea al sistema y con la que intercambia energía o materia.
Una reacción exotérmica libera calor al entorno y tiene un ΔH negativo.
Una función de estado es aquella cuyo valor depende solo del estado inicial y final del sistema, no del camino seguido.
Para la reacción de formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno, el ΔH de la reacción es igual al doble de la entalpía de formación del agua (ΔHr = 2ΔHfH2O).
La disolución del hidróxido de sodio (NaOH) en agua es un proceso exotérmico y espontáneo.
El ΔH de una reacción química es independiente de las etapas del proceso.
Sistemas Termodinámicos
Un sistema abierto permite el intercambio de energía y materia con el entorno.
El cambio de entalpía (ΔH) es igual al flujo de calor a presión constante.
La entalpía es una medida del calor transferido en un proceso a presión constante (isobárico).
Una reacción de combustión es un proceso exotérmico que libera calor.
La temperatura mide la energía cinética promedio de las moléculas.
La masa es una propiedad extensiva, mientras que la temperatura es una propiedad intensiva.
Las reacciones exotérmicas tienen un ΔH negativo.
La temperatura es una magnitud intensiva.
Energía Interna y Calor
En un sistema cerrado, el cambio de energía interna (ΔU) es igual al calor (q) más el trabajo (w) realizado sobre o por el sistema (ΔU = q + w).
Si un sistema absorbe calor del ambiente y se realiza trabajo sobre él, entonces ΔU > 0.
Una caloría se define como la cantidad de energía necesaria para aumentar la temperatura de 1 gramo de agua en 1 grado Celsius.