SEMANA #28

 Se hace repaso sobre los tipos de isomeria y se entrega taller en hojas.

La primera hora se trabaja sobre los mecanismos de sustitución no polares por que  Teníamos  la salida a la universidad Maria Cano

SEMANA #27

Mecanismos de sustitución no polares:

Este mecanismo es característico de los alcanos y cidoalcano.


Reacción General:

                                R-H + X2--- RX +HX





Ruptura heterolítica:
Se realiza cuando el enlace covalente  A:B se rompe de manera que uno de los dos átomos que forma en enlace se quede con el par de electrones de este. De esta manera se consiguen dos iones, uno será positivo y el otro negativo.
La ruptura del enlace A:B se sucede así :

A:B → A+ + :B-

Cuando un carbono consigue conservar los dos electrones, el ion resultante recibe el nombre de carbanión R-, y en cambio, cuando los pierde se le denomina carbocatión R+. Es más frecuente la formación de un carbocatión que de un carboanión.
La ruptura heterolítica en un enlace covalente tiende a producirse en moléculas con una gran polaridad. Esta ruptura tiene lugar en condiciones más suaves que la ruptura homolítica, y por lo general, se da en presencia de disolventes polares que consiguen estabilizar a los iones.
Ya sean los radicales libres formados a partir de la ruptura homolítica como los iones que se dan en la ruptura heterolítica, reciben ambos el nombre de intermedios de reacción, e intervienen de manera general en los mecanismos de las reacciones de tipo orgánicas a modo de reactivos intermedios.


Ruptura homolítica:

Tiene lugar cuando un enlace de tipo covalente  A:B se ve roto de manera que cada uno de los átomos se queda con un electrón del par del enlace. De esta manera, se consiguen dos radicales libres.
Dichas especies son neutras eléctricamente hablando, poseen un electrón que se encuentra desapareado, son bastante reactivas y cuentan con una vida media bastante corta.
La ruptura del enlace A:B tiene lugar así:
AB → A: + B∙
Ejemplo:
Este tipo de ruptura suele darse en compuestos que cuentan con una baja o incluso nula, polaridad y necesitan un suministro de energía que corresponda con la disociación del enlace.


Reactivos electrófilos:

 Son reactivos con alguno de sus átomos de poca densidad electrónica, por lo cual suelen actuar sobre los átomos del sustrato que tienen carga negativa, o una alta densidad de carga. Los reactivos electrófilos siempre son cationes u otras moléculas que tienen algún orbital atómico sin ocupar, como por ejemplo H+, BF3, SO3, etc.

Reactivos nucleófilos: 

Son reactivos que tienen algunos de sus átomos con una alta densidad de carga, por lo que suelen actuar en los átomos del sustrato que tenfa carga positiva o un deficit de carga. Por lo general son aniones o neutros con electrones libres, por lo tanto, ceden electrones. Es el caso del H-, OH-, CN-, etc.

SEMANA #26

*RX ORGÁNICAS:

A diferencia de las reacciones inorgánicas se realizan en varias etapas y hay unos mecanismos de reacción que sirven para hacer las reacciones orgánicas.
Las reacciones orgánicas se clasifican en dos grandes grupos polares y no polares .
Las reacciones polares son aquellas que utilizan reactivos polares y las no polares trabaja con radicales libres.

*Partes de una reacción química orgánica:


°Sustrato: Es el compuesto orgánico que contiene el grupo (s) funcionales que son los lugares activos de las moléculas orgánicas.

°Reactivos: Son las especies que atacan el sustrato. se clasifican en :


 E+ ( electrofilos)                 No( Nucleofilos)
         
                       R+(Radical libre)


°Como se forman los reactivos?


    electrofilos - Nucleofilos


A|°°B   Rompimiento -  A+
             Heterolitico -  °° B-


Radical libre :





 Un radical libre es un atomo a una molecula con un electron desapareado lo que la convierte en una especie muy reactiva quimicamente ya que ella buscara estabilidad quimica y ka adquiere al aparear.

°Producto principal --- Producto Buscado

° Subproducto-- sustancia formada en la reacción química en forma indirecta.

°Intermedios--- Son compuestos que se forman antes de llegar al producto final.

SEMANA #25

se hace la introducción sobre las reacciones químicas orgánicas:

Las reacciones orgánicas son reacciones químicas que involucran al menos un compuesto orgánico como reactivo.​ Los tipos básicos de reacciones químicas orgánicas son reacciones de adición, reacciones de eliminación, reacciones de sustitución, y reacciones redox orgánicas.​

SEMANA #24

-ISOMEROS CONFORMACIONALES


Son aquellos que se presentan cuando hay carbonos adyacentes, cuando son unidos por enlace sencillo. Se forman por la libre rotación del C que lo permite el enlace sencillo.
Para representar los isomeros conformacionales se emplean las proyecciones de Newton y se hace de la siguiente manera :
    1.Se escogen los carbonos y se determina cual estará fijo
    2.Se determinan los sustituyentes y se llevan a la mínima expresión
    3.Se hacen circunferencias y se coloca el carbono fijo primero y se rota el otro carbono 60° a la             derecha cada vez.

Eclipsada= I, II, III.  

Anti:cuando los sustituyentes mas voluminosos están lo mas cerca posible.

Alternada= II, IV, VI.  

Sin: cuando los sustituyentes mas voluminosos están lo mas separado posible.

SEMANA #23

PROYECCIÓN DE FISCHER

La proyección de Fischer, ideada por el químico alemán Hermann Emil Fischer en 1891, es una proyección bidimensional utilizada en química orgánica para representar la disposición espacial de moléculas en las que uno o más átomos de carbono están unidos a 4 sustituyentes diferentes.

1. La estructura se escribe verticalmente colocando el carbono mas oxidado hacia arriba, este se reconoce porque es aquel que tiene mas oxígenos o menos hidrógenos.

2. En la estructura vertical deben aparecer los carbonos quirales que estan ubicados en la intersección de la línea vertical con los enlaces de los carbonos quirales y sustituyentes.

3. Se le colocan los sustituyentes a los carbonos quirales aleatoriamente.

4. Para hacer la imagen especular trazamos una línea punteada verticalmente, luego se hace la línea vertical con los carbonos quirales.

SEMANA #22

-ISOMERIA GEOMÉTRICA CIS-TRANS

Se presenta cuando hay un enlace doble C=C y se cumplen con las siguientes condiciones:

     a diferente de b           

     a diferente de c

Los sustituyentes de cada carbón adyasente al enlace doble sean diferentes y que exista un sustituyente común en ambos carbonos a=a.

Si el sustituyente común a ambos carbonos se encuentra hacia el mismo lado del plano (hacia arriba o hacia abajo) y si los sustituyentes iguales se encuentran en lados opuestos del plano se llama trans.

-ISOMEROS OPTICOS

Son aquellos compuestos que solo se diferencian en la capacidad de desviar la luz paralizada.

Para que una molécula presente actividad óptica debe ser asimétrica.

-¿CUÁNDO ES ASIMÉTRICA?

Para que una molécula sea asimétrica debe tener al menos un carbono quiral. Ejm:

El número de isomeros ópticos que presenta un compuesto viene dada por la formula 2^(n)=n= #*C.

SEMANA #21

-ISOMERÍA

Característica de los compuestos químicos de presentar isomeros.

-ISOMEROS

Son compuestos diferentes que tienen la misma formula molecular pero presenta diferente formula estructural.

-ISOMERÍA ESTRUCTURAL 

Son  los isomeros que difieren por qué sus átomos están unidos en diferente orden. Pueden ser sustancia de naturaleza muy diferente ya que en ellas los átomos están unidos entre sí de manera muy diferente.

-ISOMEROS DE CADENA

Poseen igual formula molecular, igual función Química pero diferente estructura en la cadena hidrocarbonada.

-ISOMEROS DE POSICIÓN 

Poseen igual formula molecular, igual función química pero diferente en la posición del grupo funcional en la cadena.

-ISOMEROS DE FUNCIÓN 

Son compuestos que tienen la misma formula molecular pero distintas funciones químicas.

PRESENTACION VOKI

CLICK AQUI PARA VER LA PRESENTACION

SEMANA #27

EN ESTA OCASION SE TRABAJO EN EL LABORATORIO SOBRE LAS REACCIONES QUIMICAS.

TAMBIEN SE TRABAJO UN TALLER DE BALANCEO POR REDOX.

SEMANA #26

En esta ocasión vimos el revelado de negativo y positivo de fotografías, algo que el profesor nos puso a consultar.

En negativo se mete a un tanque con un predeterminado de agua a 20 grados, luego se mete el revelador en el tanque, luego se agita durante 10 segundos cada minuto y luego se retira el revelador.

En positivo es similar pero con diferencias en los tiempos de procesado, se obtiene la imagen a partir del negativo sobre un soporte. 

Luego de esto realizamos una actividad inicial.

luego de esto empezamos a aplicar la pureza a los problemas estequiometricos vistos anteriormente.

Si se parte de 200g de Mn(NO3)2 al 90% de pureza y 300g al 60% de pureza de HNO3, calcular:

a. RL

b. Xg y Xn HMnO4

c. cuantos gramos y moles de reactivo en exceso.

Pm = Mn(NO3)2 = 179g/mol

Pm = HNO3 = 63g/mol

200gMn(NO3)2 * 0,9 = 180g

300gHNO3 * 0,6 = 180g 

nHNO3 = 180g/63g/mol

nMn(NO3)2 = 180g/179g/mol = 1,0 molMn(NO3)2

RL = 2,85/16 = 0,17 

RL = 1/2 = 0,5 

RL = 0,17

180g              Xg

-----------      -----------

16HNO3 -> 2HMnO4

-----------     ------------

(16)63g/mol  240g/mol

----------

1008g/mol

XgHMnO4 = 180gHNO3 * 240gHMnO4/1008gHNO3

42,85gHMnO4

nHMNO4 = 42,8gHMnO4/120g/molHMNO4 = 0,35nHMnO4

SEMANA #25

Realizamos una actividad inicial que consistió en lo siguiente:

Buscar un número de 5 cifras que se lea al derecho igual que al revés y que dividido 7 de un número de la primera mitad del siglo 20.

13531: tiene 5 cifras, se lee al derecho y al revés igual, dividido 7 da 1933.

En esta ocación el profesor Alí nos llevo al laboratorio a realizar experimentalmente algunas Rx Qcas.


Combustión, Sustitución, Redox, Descomposición.

C2H5OH + O2 -> CO2 + H2O + E.
Etanol.

C70H142+ O2 -> CO2 + H2O + E
                         -> CO + H2O + E
                         -> C + H2O + E

HCl + Zn -> H2(g) + ZnCl2

Lo primero que vimos fue la electrólisis del agua, para esto usamos un voltametro de Hofmann, un regulador de voltaje, y un soporte universal,


Lo siguiente que hicimos fue conectar los 2 extremos del voltametro al regulador y darle energía eléctrica, lo que vimos después de unos minutos fue la electrolisis del agua en si, vimos como los elementos del agua hidrógeno y oxígeno se separaban uno de otro, el agua se convirtió en ambos gases separados.




También vimos otra reacción, un cambio de color.

Para esto usamos un alambre de cobre y un beaker.

vertimos cristales de plata en agua, luego en otro recipiente pusimos cobre y los combinamos, lo que vimos fue un claro ejemplo de sustitución.

AgNO3/H2O + Cu -> Ag + CuNO3

también apreciamos como el cobre cambió a color negro.

SEMANA #24

Vimos los sgt conceptos:

ARDE: El agente reductor(el que dona e)
AGOTE: El agente oxidante es el que toma e

H2 + O2 -> H2O

O=AGOTE; H=ARDE

Si en un mismo compuesto un átomo pierde y otro gana electrones, se restan y se coloca la dirección del mayor, si estan en la misma dirección, se suman.

Si en una ecuación, existe una sustancia oxidada y otra reducida, la ecuación es de óxido reducción, es decir, cuando los estados de oxidación en reactivos y productos no son iguales.

Realizamos algunas ecuaciones para balancear por redox.

6Cl2 + 6KOH -> 5KCl + 1KClO3 + 3H2O
                        -----    ---------
                         1e       5e

6K = 6K

6Cl =6Cl

6H = 6H

6O = 6O

SEMANA #23

Balanceo por Redox.

El profesor nos puso a consultar el balanceo por redox antes de empezar la clase.

El balanceo por redox es un método para balancear una ecuación química que simplifica la dificultad de esto, para realizar balanceo por redox, se siguen los sgt pasos.

1. Se asigna los estados de oxidación a cada elemento de la ecuación, en caso de que el elemento este solo, tiene estado de oxidación 0.

0        0        +1 -2
H2 + O2 -> H2O

2. Se identifica cual elemento se oxida y cual se reduce, para esto, se ve en los reactivos cuales estados de oxidación cambian, en el caso del hidrógeno, pasa de 0 a +1 osea que se oxida, pierde electrones, y en este caso 1, lo mismo para el oxígeno, pero en este caso se reduce, osea que gana.

0        0        +1 -1
H2 + O2 -> H2O
---     ---
1e     2e
---     ---
2e     4e    (en caso de que hallan varios átomos, se multiplican esos electrones por ese número de                         átomos)

3. Luego que intercambian esos números, y se balancea por tanteo:

0        0        +1 -1
4H2 + 2O2 -> H2O

0        0        +1 -1
4H2 + 2O2 -> 4H2O

Hicimos una actividad inicial antes de empezar con todo.

¿Qué existe y que no?

El mal que existe no es creado por Dios, es la ausencia de Dios.

 

Para los que digan que si Dios es omnipotente, porque dejo que el mal existierá, porque Dios puede crear a los seres vivos, pero es decisión de los seres vivos que Dios este o no en sus corazones.



Luego de esto, el profesor Alí nos dio un pequeño repaso de lo que consultamos, luego de esto nos dijo como ubicar los estados de oxidación en los elementos.

Para esto se tiene que tener en cuenta la siguiente regla, la suma-resta de los estados de oxidación, debe dar 0.

+1  +6  -2 = +2 +12 -14 = 0
K2Cr2O7

Siempre que pongamos estos estados de oxidación, los debemos multiplicar por la cantidad de átomos que tenga el elemento, y que el resultado, sumado y restado con los demás, de 0

SEMANA #21

Durante este comienzo de periodo, empezamos a ver la estequiometría, como tema del periodo pero antes realizamos una actividad inicial.

Hallar los valores de A, B, C, D, en la siguiente operación:

A B C D

    A B C

        A B

            A

-----------

1  9  9  0

A = 1 B = 7 C = 9 D = 3

1 7 9 3

    1 7 9

        1 7

            1

-----------

1  9  9  0

La Estequiometría.

La estequiometría es la parte de la química que se encarga de hacer los cálculos químicos en una o varias ecuaciones químicas. Sirve más que todo para plantearse problema como:

¿Qué cantidad de producto se obtiene a partir de una cantidad de reactivo?

Se usa para saber que cantidades son necesarias en una ecuación química, como encontrar una de estas, como balancear estas cantidades y como saber cuantas de estas sobran o limitan.

aA + bB = cC  Rx Qca

Las ecuaciones estequiometricas pueden ser reversibles o irreversibles, es decir, que se el producto se puede pasar a reactivos separados otra vez, o no.

2H2 + O2 = 2H2O -> Reversible

C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O + E -> Irreversible

Interpretación de una Rx Qca

Podemos interpretar una reacción o ecuación química en moles, moléculas, átomos y gramos.

Ejemplo:

N2+ 3H = 2NH3

moles: 1mol + 3moles -> 2 moles

moléculas: 1molécula + 3moléculas -> 2moléculas

átomos: 2átomos + 6átomos -> 8átomos

gramos: 28gr + 6gr -> 34 gr

Es así como se puede interpretar una ecuación química en estas 4 variantes, se coloca la ecuación igual pero en vez de los elementos, se coloca la cantidad de variante que representa cada uno de los elementos.

Factores de conversión.

Estos factores se usan para poder interpretar una determinada cantidad expresada en una unidad, en otra unidad.

cuantos centímetros hay en 1,8m?

1m = 100cm (1m/100cm) o (100cm/1m)

(3molH2/1molN2) o (1molN2/3molH2)

(1molN2/2molNH3) o (1molNH3/1molN2) 

(3molH2/2molNH3) o (2molNH3/3molH2) 

También consultamos algunos tipos de reacciones Qcas:

Reacciones exótermicas.

Son aquellas las cuales desprenden energía en forma de calor o luz, las que liberan energía.

Reacciones endotérmicas.

Al contrario de la anterior, estas absorben energía en forma de calor, la energía de los productos es mayor a la de los reactivos, absorbe energía para poder llevar acabo la reacción.

Reacción exoluminosa.

Son aquellas que liberan luz cuando se llevan acabo, o la manifiestan. 

Reacción endoluminosa.

Son aquellas que necesitan energía luminíca para llevarse acabo.

Reacciones endoeléctricas.

Son aquellas reacciones que requieren el aporte de energía eléctrica para llevarse acabo.

SEMANA #8

ESAT SEMANA SE TRABAJO EL TEMA DE LOS ENLACES COVALENTES NOS PUSO UNA CONSULTA.

ENLACES COVALENTES
Un enlace covalente entre dos átomos se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel¹​ (excepto el hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). La diferencia de electronegatividad entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica. Para que un enlace covalente se genere es necesario que la diferencia de electronegatividad entre átomos sea menor a 1,7.
De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo elemento no metal, entre distintos no metales y entre un no metal y el hidrógeno.³​⁴​
Cuando átomos distintos de no metales se unen en una forma covalente, uno de ellos resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico.⁵​ Esta polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad.
Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos. Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.
En síntesis, en un enlace iónico, se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro y en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la estructura de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.
Los primeros conceptos de la unión covalente surgieron de este tipo de imagen de la molécula de carbono e hidrógeno. El enlace covalente está implícito en la estructura de Lewis indicando electrones compartidos entre los átomos.

SEMANA #7

esta semana hicimos la actividad inicial de el puente de vidrio ubicado en china que es un sitio turistico.
tambien hicmos toda la introduccion al tema de los atomos desde el primer modelo hasta el modelo actual.
se explicaron las partes del atomo quien las habia descubierto,como, en que año y todo lo relacionado com este.
tambien empezamos a ver el tema de distribucion electronica. 

PUENTE DE CRISTAL 
 
ESTA ES UNA CREACION QUE DEMUESTRA TODAS LAS CAPACIDADES DEL HOMBRE Y COMO SON CAPACES DE SUPERAR LAS ADVERSIDAES Y EL MIEDO AL CONSTRUIR ESTE  PUENTE SOBRE EL GRAN ABISMO.

CONFIGURACION ELECTRONICA

En química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un átomo o atómicamente un producto de orbitales antisimetrizadas.​ La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.
 
 
 

SEMANA #6

modelos atómicos
 
Modelo atómico de Demócrito
(450 a. C.), el primer modelo atómico, postulado por el filósofo griego Demócrito. Esta era considerada como indivisible e indestructible, se la llamaba la partícula más pequeña de la materia.

 modelo atómico de dalton

• La materia está formada por partículas indivisibles, indestructibles y extremadamente pequeñas llamadas átomos
• Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (igual masa y propiedades)
• Los átomos de elementos distintos tienen diferente masa y propiedades
• Los compuestos están formados por la unión de átomos en proporciones constantes y simples

Limitaciones del Modelo Atómico de Dalton:

  Átomo indivisible  
de Dalton

Los átomos no son partículas indivisibles ni inalterables, por lo cual este modelo no puede explicar muchas propiedades de los elementos.

El Modelo Atómico de Dalton fue sustituido por el Modelo Atómico de Thomson al descubrir que los átomos no son indivisibles sino que están formados por partículas de carga positiva y otras de carga negativa. 

 Modelo Atómico de Thomson:

• Descubre el electrón. 
• En su modelo el átomo está formado por electrones de carga negativa incrustados en una esfera de carga positivacomo en un "pudin de pasas".  
• Los electrones están repartidos de manera uniforme por todo el átomo 
• El átomo es neutro de manera que las cargas negativas de los electrones se compensancon la carga positiva.

 Modelo Atómico de Rutherford:

• En este modelo el átomo está formado por dos regiones: una corteza y un núcleo
• En la corteza del átomo se encuentran los electronesgirando a gran velocidad alrededor del núcleo
• El núcleo es una región pequeña que se encuentra en el centro del átomo que posee la carga positiva
• El núcleo posee la práctica totalidad de la masa del átomo 

 Modelo Atómico de Bohr: 

  El Modelo Atómico de Bohr postula que:

1. Los electrones describen órbitas circulares estables alrededor del núcleo del átomo sin radiar energía
2. Los electrones solo se pueden encontrar en ciertas órbitas (no todas las órbitas están permitidas). La ditancia de la órbita al núcleo se determina según el número cuántico n (n=1, n=2, n=3...):
• radio de la órbita (en Ångströms) →  r = 0,529 ·n²
3. Los electrones solo emiten o absorben energía en los saltos entre órbitas. En dichos saltos se emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles determinada por la fórmula:

• E_a - E_b = h · v = h · (R_M · [1/n_b² - 1/n_a²]
• 

 Modelo Atómico de Sommerfeld:

  El Modelo Atómico de Sommerfeld postula que:

• Dentro de un mismo nivel energético (n) existen subniveles diferentes.
• No solo existen órbitas circulares sino también órbitas elípticas determinadas por el número cuántico azimutal (l) que toma valores desde 0 a n-1:
• l = 0 → forma el orbital s
• l = 1 → forma el orbital p
• l = 2 → forma el orbital d
• l = 3 → forma el orbital f
• ...
• Adapta el modelo de Bohr a la mecánica relativista ya que los electrones se mueven a velocidades cercanas a las de la luz. 
• Para Sommerfeld, el electrón es una corriente eléctrica
• 

 Modelo Atómico de Schrödinger:

• los electrones son ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de ondas (Ψ):
  (δ²Ψ/δx²) + (δ²Ψ/δy²) + (δ²Ψ/δz²) + (8π²m/h²)(E-V)Ψ = 0

• los electrones se distribuyen en orbitales que son regiones del espacio con una alta probabilidad de encontrar un electrón. 
• Se tienen en cuenta los siguientes números cuánticos:
• Número cuántico principal (n)
• Número cuántico secundario o Azimutal (l)
• Número cuántico magnético (m)
• Número de espín (s)
• En un átomo no puede haber electrones con los cuatro números cuánticos iguales
•