CICLOALQUENOS

ALQUENOS

ALQUENOS

¿Qué son?

Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más dobles enlaces, C=C.

¿Cómo se nombran?

Se nombran igual que los alcanos, pero con la terminación en "-eno". De todas formas, hay que seguir las siguientes reglas: Se escoge como cadena principal la más larga que contenga el doble enlace. De haber ramificaciones se toma como cadena principal la que contenga el mayor número de dobles enlaces, aunque sea más corta que las otras. 3-propil-1,4-hexadieno Se comienza a contar por el extremo más cercano a un doble enlace, con lo que el doble enlace tiene preferencia sobre las cadenas laterales a la hora de nombrar los carbonos, y  se nombra el hidrocarburo especificando el primer carbono que contiene ese doble enlace. 4-metil-1-penteno En el caso de que hubiera más de un doble enlace se emplean las terminaciones, "-dieno", "-trieno", etc., precedidas por los números que indican la posición de esos dobles enlaces. 1,3,5-hexatrieno

• Si nos dan la fórmula

  Busca la cadena más larga que contenga todos los dobles enlaces, en este caso es de 5 carbonos. Numera los carbonos comenzando por el extremo que tenga más cerca una insaturación, es decir, un doble enlace. Marca los radicales y fíjate a qué carbonos están unidos. Nombra los localizadores seguidos de los nombres de los radicales por orden alfabético. Por último, nombra la cadena principal con el prefijo correspondiente y terminada en -eno.

  Si nos dan el nombre

  Escribe la cadena más larga de carbonos, en este caso 5 carbonos. Sitúa el doble enlace en el carbono que nos indica el localizador, el 2. Sitúa los radicales sobre la cadena con la ayuda de los localizadores. Completa el esqueleto de carbonos con hidrógenos hasta completar los cuatro enlaces de cada carbono.

  Ejemplos

  eteno (etileno) propeno 1-buteno 2-buteno etenilo (vinilo) 2-propenilo (alilo) 1-propenilo 1,3-butadieno 3-etil-4-metil-1-penteno 6-metil-3-propil-1,3,5-heptatrieno

OXIDO REDUCCION

Óxido - Reducción

Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.

Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados

Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:

Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.

Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.

Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE OXIDA

 

 
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE REDUCE.Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.

Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.

Reglas para asignar el número de oxidación: El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas:

Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:

El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:

En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1.

Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el numero de oxidación es de -2:

En los peróxidos el numero de oxidación del oxigeno es -1: H₂O₂^-1

El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F₂O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno.

El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:

 

Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:

 

Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.

 

Pasos para establecer el numero de oxidación:

 

Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incognita.

Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos:

Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0.

El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión. Así para calcular el número de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO^-₃), la ecuación será igual a menos 1 (-1).

 

Paso 1: Aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es de -2, excepto en los peróxidos donde es -1.

Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ión clorato es +5

Oxidación y reducción en una ecuación: para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:

Paso 1: Escribir los números de oxidación de cada elemento:

Paso 2: Se observa que los elementos varían su número de oxidación:

Paso 3: Determinación de los agentes reductores y oxidantes:

Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox): Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o con sustancias en solución. Para balancear una ecuación redox, generalmente se usan dos métodos; el método de ión electrón o de las semiecuaciones utilizado para las ecuaciones iónicas y el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar tanto en ecuaciones iónicas como en ecuaciones totales (moleculares).

Método del ión electrón:
Para balancear la siguiente ecuación:

Paso 1: Escribir la ecuación parcial para el agente oxidante y otra para el reductor:

Paso 2: Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada elemento. Para ello puede añadirse H₂O y H⁺ a las soluciones ácidas o neutras, esto para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Si se trata de soluciones alcalinas puede utilizarse el OH^-. Así: Esta ecuación parcial requiere que se coloque un 2 en el Cr de la derecha para igualar la cantidad de la izquierda, además requiere de 7H₂O en la derecha para igualar los oxígenos de la izquierda (O^-2₇). Es por ello que para igualar los hidrógenos del agua se coloca 14H⁺ en la izquierda.

 

Paso 3: Efectuar el balanceo de las cargas:En esta ecuación la carga neta del lado izquierdo es 12+ y del lado derecho es 6+, por ello deben añadirse 6 electrones (e-) en el lado izquierdo:
Para la ecuación parcial:

Fe⁺² Fe⁺³

Se suma 1 e- del lado derecho para igualar la carga 2+ en el lado izquierdo, quedando:

 

 

Paso 4:
Ahora se igualan los electrones ganados y perdidos, para ello se multiplica la ecuación:
Fe⁺² Fe⁺³ + 1e- por 6, así:

Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales y se realiza la simplificación de los electrones:

Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos como el número de cargas:

 

Balance atómico

Balance electrolítico

Izquierda

Derecha

Izquierda = Derecha

2Cr
 

2Cr

-2+14+12 = 6 + 0 + 18
+24 = 24

70

70

14H

7x2 =14H

6Fe

6Fe

Método del cambio de valencia:
Balanceo de la siguiente ecuación:

Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el número de oxidación.

Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido variación en el número de oxidación:

Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que se reduce:

Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación
Sn⁰ – 4e- Sn⁺⁴ por 1 y la ecuación: N⁺⁵ + 1e- N⁺⁴ por 4, lo que dará como resultado:

Paso 5:
Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el numero de electrones perdidos y ganados que debe ser igual:

Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original:
En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario multiplicar el agua por dos:

 

Balance atómico

1 Sn

1 Sn

4 H
 

2 x 2 = 4 H
 

4 N

4 N

4 x 3 = 120

2 + (4x2) + 2 = 120

PH

PH

Tal como el "metro" es una unidad de medida de la longitud, y un "litro" es una unidad de medida de volumen de un líquido, el pH es una medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia>.
Cuando, por ejemplo, decimos que el agua está a 91° Celsius expresamos exactamente lo caliente que está. No es lo mismo decir “el agua está caliente” a decir “el agua está a 91 grados Celsius”.
De igual modo, no es lo mismo decir que el jugo del limón es ácido, a saber que su pH es 2,3, lo cual nos indica el grado exacto de acidez. Necesitamos ser específicos.
Por lo tanto, la medición de la acidez y la alcalinidad es importante, pero ¿cómo está relacionado el pH con estas medidas?
Escala de pH
Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.
Hay centenares de ácidos. Ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero, y ácidos débiles, como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas "bases", que pueden ser soluciones alcalinas suaves, como la Leche de Magnesia, que calman los trastornos del estómago, y las soluciones alcalinas fuertes, como la soda cáustica o hidróxido de sodio, que puede disolver el cabello humano.
Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de iones de hidrógeno marcan fracciones muy pequeñas, por ejemplo  1/10.000.000 (proporción de uno en diez millones). Debido a que números como este son incómodos para trabajar, se ideó o estableció una escala única. Los valores leídos en esta escala se llaman las medidas del "pH".

•    La escala pH está dividida en 14 unidades, del 0 (la acidez máxima) a 14 ( nivel básico máximo). El número 7 representa el nivel medio de la escala, y corresponde al punto neutro. Los valores menores que 7 indican que la muestra es ácida. Los valores mayores que 7 indican que la muestra es básica.
•    La escala pH tiene una secuencia logarítmica, lo que significa que la diferencia entre una unidad de pH y la siguiente corresponde a un cambio de potencia 10. En otras palabras, una muestra con un valor pH de 5 es diez veces más ácida que una muestra de pH 6. Asimismo, una muestra de pH 4 es cien veces más ácida que la de pH 6.
Cómo se mide el pH
Una manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es utilizar papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se vuelve color rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul cuando está sumergida en una solución alcalina.
Los papeles tornasol se venden con una gran variedad de escalas de pH. Para medir el pH, seleccione un papel que dé la indicación en la escala aproximada del pH que vaya a medir. Si no conoce la escala aproximada, tendrá que determinarla por ensayo y error, usando papeles que cubran varias escalas de sensibilidad al pH.
Para medir el pH, sumerja varios segundos en la solución el papel tornasol, que cambiará de color según el pH de la solución. Los papeles tornasol no son adecuados para usarse con todas las soluciones. Las soluciones muy coloreadas o turbias pueden enmascarar el indicador de color.
El método más exacto y comúnmente más usado para medir el pH es usando un medidor de pH (o pHmetro) y un par de electrodos. Un medidor de pH es básicamente un voltímetro muy sensible, los electrodos conectados al mismo generarán una corriente eléctrica cuando se sumergen en soluciones. Un medidor de pH tiene electrodos que producen una corriente eléctrica; ésta varía de acuerdo con la concentración de iones hidrógeno en la solución.

ACIDO Y BASE

ACIDO Y BASE

Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH^–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.

Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H⁺] = [OH^–]. (Ver: Ionización del agua)

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H⁺) o iones hidróxido (OH^-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH₃) que carecen del grupo OH^- y poseen características básicas.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H⁺, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Los ácidos y las bases se caracterizan por:

Ácidos	Bases
Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc).	Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)
En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol	En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases	Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína
Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)	Producen una sensación untuosa al tacto
Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno	Precipitan sustancias disueltas por ácidos
Neutralizan la acción de las bases	Neutralizan la acción de los ácidos
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química	En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química
Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel)	Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos)
Enrojecen ciertos colorantes vegetales	Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Disuelven sustancias	Disuelven grasas y el azufre
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases	Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
	Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites

Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro organismo se traduce en problemas de salud.

Cómo reacciona una gota de fenolftaleína al unirse con ácidos o con bases.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H⁺) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

Cuando una molécula o anión puede tomar un H⁺ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

Base	Protón que gana	Ácido conjugado
OH-	H+	H2O
NH3	H+	NH4+
CO3-2	H+	CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido	Protón que pierde	Base conjugada
ClH	H+	Cl-
SO4H2	H+	SO4H-
NO3H	H+	NO3-

Fuerza de los ácidos y las bases

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO₄H₂, NO₃H, etc.) y débiles (PO₄H₂^–, CH₃COOH, CO₃H₂, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.

Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)₂, etc.) y débiles (NH₃, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (K_B) reflejan el grado de ionización.

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.