Fundamentos Esenciales de Química Orgánica y Equilibrio Termodinámico

Química Orgánica: Reacciones y Obtención de Compuestos Clave

Alcoholes (R-OH)

Reacciones de Sustitución

• Sustitución del grupo -OH por un halógeno: CH₃CH₂OH + HCl → CH₃CH₂Cl + H₂O

Reacción de Combustión

• Produce dióxido de carbono y agua: CO₂ + H₂O

Obtención

• Hidrólisis de halogenuros de alquilo.
• Hidratación de alquenos catalizados por ácidos.

Reacciones de Eliminación (Deshidratación)

Los alcoholes eliminan una molécula de H₂O. El producto depende de la temperatura y la proporción de alcohol:

• Formación de Alquenos: Al reaccionar con deshidratantes fuertes a alta temperatura (>150°C).
  CH₃CH₂OH → (H₂SO₄; T > 150°C) CH₂=CH₂ + H₂O
• Formación de Éteres: Eliminación de una molécula de agua entre dos moléculas de alcohol (a temperaturas intermedias).
  CH₃CH₂OH + HOCH₂CH₃ → (H₂SO₄; 130°C-140°C) CH₃CH₂OCH₂CH₃ + H₂O

Reacciones de Oxidación

La oxidación de alcoholes primarios produce aldehídos, que a su vez pueden oxidarse a ácidos carboxílicos:

CH₃CH₂OH → (Cr₂O₇ + H⁺) CH₃-CHO → (Cr₂O₇ + H⁺) CH₃COOH

Aldehídos y Cetonas

Reacciones de Reducción

• Reducción de aldehídos a alcoholes primarios:
  CH₃-CHO + H₂ → (Pt) CH₃CH₂OH

Reacciones de Oxidación

• Aldehídos: Son oxidados por oxidantes suaves, dando ácidos carboxílicos.
• Cetonas: Son oxidadas por oxidantes fuertes, dando lugar a dos ácidos carboxílicos.

Reacciones Específicas de los Aldehídos

Reactivo de Tollens (Espejo de Plata)

Los aldehídos se calientan con una disolución amoniacal de nitrato de plata, precipitando plata metálica que se deposita en las paredes del tubo de ensayo formando un espejo.

CH₃-CHO + 2AgOH + NH₃ → CH₃-COONH₄ + 2Ag↓ + H₂O

Reactivo de Fehling

Los aldehídos se calientan en una disolución alcalina de hidróxido de cobre (II) en presencia de tartrato. Precipita óxido de cobre (I) de color rojo ladrillo, mientras que el ácido ha sido neutralizado a sal sódica.

CH₃-CHO + 2Cu(OH)₂ + NaOH → CH₃-COONa + CuO↓ + 3H₂O

Obtención

• Aldehídos: Por oxidación de alcoholes primarios.
• Cetonas: Por oxidación de alcoholes secundarios.

Ésteres

Reacción de Hidrólisis

• Éster + H₂O → (Catalizador ácido) Ácido Carboxílico + Alcohol

Reacción de Saponificación

Reacción de un éster con un álcali (base fuerte) para producir una sal (jabón) y un alcohol.

• Éster + Álcali → Sal + Alcohol
  (R-COOR' + NaOH → (Saponificación) R-COONa + R'OH)

Amonólisis

• Éster + Amoniaco → Amida + Alcohol

Obtención

• Síntesis química (Esterificación): Ácido + Alcohol ↔ Éster + Agua.
• A partir de materias primas naturales.

Ácidos Carboxílicos

Reacción de Neutralización

• Ácido + Base → Sal + Agua
• Los ácidos de cadena larga reaccionan con bases para formar jabones.

Reacción de Reducción

• Ácido → Aldehído → Alcohol primario

Reacción de Esterificación

• Ácido + Alcohol ↔ Éster + Agua

Equilibrio Químico y Principio de Le Châtelier

Principio de Le Châtelier

Un sistema en equilibrio químico, sometido a una perturbación externa, reacciona en el sentido necesario para que la causa perturbadora quede parcialmente contrarrestada.

Factores que Afectan el Equilibrio

1. Adición o Eliminación de un Reactivo o Producto

Consideremos la reacción: aA + bB ↔ cC.

• Si se añade A o B, o se disminuye C, el cociente de reacción (Qc) deja de ser igual a la constante de equilibrio (Kc).
• Para restablecer el equilibrio, es necesario un reajuste de las concentraciones ([ ]) para que Qc = Kc.
• Al aumentar [A], la reacción se desplaza hacia la derecha, consumiendo A y B, y formando más C, compensando así el aumento de [A].

2. Efecto de un Catalizador

• Se alcanza el equilibrio antes, pero no afecta ni las concentraciones finales ni el valor de la constante de equilibrio (Kc).

3. Compresión o Expansión (Cambio de Presión/Volumen)

• Compresión (↓V ↑P): La reacción tiene lugar hacia el sentido que disminuye el número total de moles de especies gaseosas.
• Expansión:

4. Cambios de Temperatura (T)

• Aumento de T: Favorece la reacción endotérmica (ΔH = +), desplazando el equilibrio hacia la derecha.
• Disminución de T: Favorece la reacción exotérmica (ΔH = -), desplazando el equilibrio hacia la izquierda.

Termodinámica y Cinética Química

Espontaneidad de las Reacciones

La espontaneidad se rige por la energía libre de Gibbs:

ΔG = ΔH - TΔS

Signos Termodinámicos

• Exotérmica: ΔH = -
• Endotérmica: ΔH = +
• Aumento de desorden: ΔS = + (Ej: x + x → x)
• Disminución de desorden: ΔS = - (Ej: x → x + x)

Criterios de Espontaneidad (ΔG < 0)

Entalpía (ΔH)

Cálculo de Entalpía de Reacción (ΔHr)

• A partir de entalpías de formación (ΔHf):
  ΔHr = Σ ΔHf (productos) - Σ ΔHf (reactivos)
• Por secuencia de ecuaciones (Ley de Hess):
  ΔHr = ΔH₁ + ΔH₂

Orden de las Reacciones (Cinética)

La velocidad de reacción (v) se define por la ley de velocidad:

v = k[A]ᵐ[B]ⁿ

Donde m y n son los órdenes parciales de reacción (determinados experimentalmente).

• Orden Total: m + n