Propiedades químicas de los alcanos

[Química orgánica] Sección 1. [Alcanos] [Nomenclatura de los alcanos] [Propiedades físicas de los alcanos] [Propiedades químicas de los alcanos] [Fórmula general de los alcanos] [Lo orgánico y lo vivo] [El petróleo] [Alto octanaje] [Gas natural licuado] [Aceites, ceras y betunes]

Propiedades químicas: la combustión. La oxidación de alcanos por oxidación en presencia de $\color{#006cda}{\text{O}}_2$ como agente oxidante, producen dióxido de carbono y agua. Esta es, sin duda, la reacción más significativa desde el punto de vista económico. Esta reacción de los hidrocarburos saturados es fundamental para su utilización como fuentes de energía, tanto para calor (como en el caso del gas natural, gas licuado de petróleo (GLP) y aceite combustible) como para energía (gasolina, diésel y combustible de aviación). A continuación, se presentan las ecuaciones equilibradas para la oxidación completa del metano, principal componente del gas natural, y del propano, componente principal del GLP.

$$\color{#006cda}{\text{CH}}_4 + \color{#006cda}{\text{O}}_2 \xrightarrow{\Delta} \color{#006cda}{\text{CO}}_2 + \color{#006cda}{\text{H}}_2\color{#006cda}{\text{O}} \quad \color{black} \Delta H^\circ = -890.4 \,\color{purple}{\text{kJ/mol}}$$

Ecuacion química para la combustión del metano junto con el parámetro de calor de reacción asociado. Recuerda que si la entalía es negativa significa que los reactantes son mas valiosos que los productos y por lo tanto hay liberacion de energia.

El símbolo $\Delta H$ representa la entalpía estándar de la combustión, un parámetro que indica la cantidad de calor liberado o absorbido en una reacción química. Este valor debe entenderse de la siguiente manera: al ser una resta, un valor negativo de $\Delta H$ se genera cuando la energía aportada por los reactivos es superior a la de los productos. Esto significa que hay un exceso de energía que se ubica en los productos para mantener la conservación de la energía, de forma que la suma total sea cero. Dado que los reactivos contienen más energía, esta se libera durante la reacción; es decir, el calor no se almacena en las moléculas de los productos, sino que se libera en forma de expansión gaseosa y aumento de temperatura. Si se te pide calcular el calor de una reacción, recuerda que la entalpía depende de la cantidad de sustancia reaccionante, lo que implica que el calor liberado está directamente relacionado con la cantidad de reactivos que participan en la reacción.

Entalpía de Reacción: Cálculo y Factores de Conversión Para calcular la entalpía de las reacciones podemos usar ya sea el siguiente teorema. $$\Delta H = \frac{m_i}{M_i} \cdot \frac{\Delta H^\circ}{\nu_i}$$ Donde ΔH es el calor de la reacción experimental en $\color{Purple}\textbf{kJ}$, ΔH° es el calor de la reacción estándar dado en el enunciado en $\color{Purple}\textbf{kJ/mol}$, ν_i es el número estequiométrico de la sustancia clave del enunciado, m_i es la masa de la sustancia clave que sale en el enunciado y M_i es la masa molar de dicha sustancia calculada con los datos de la tabla periódica. La demostración puede encontrarse en este enlace. 

Para reinterpretar este teorema en términos de un factor de conversión, seguimos el razonamiento de derecha a izquierda. Esto implica que la entalpía estándar de la reacción es el dato clave, la cual debe interpretarse como los kilojulios del enunciado estándar por cada mol de reacción, que codificaremos como "rxn". A partir de este punto, el factor de conversión se despliega de la siguiente manera. $$\frac{\text{(entalpía std)}\,{\color{Purple}\textbf{kJ}} \color{#006cda}{\text{ rxn}}}{1\,{\color{Purple}\textbf{mol}} \color{#006cda}{\text{ rxn}}} \times \frac{1\,{\color{Purple}\textbf{mol}} \color{#006cda}{\text{ rxn}}}{\text{(# stq balan)}\,{\color{Purple}\textbf{mol}} \color{#006cda}{\text{ sust}}} \times \frac{1\,{\color{Purple}\textbf{mol}} \color{#006cda}{\text{ sust}}}{\text{(masa molar)}\,{\color{Purple}\textbf{g}} \color{#006cda}{\text{ sust}}} \times \text{(masa)}\,{\color{Purple}\textbf{g}} \color{#006cda}{\text{ sust}} {\color{black} = \text{(entalpía exp)}}\,{\color{Purple}\textbf{kJ}} \color{#006cda}{\text{ rxn}}$$

Propiedades químicas: Crakeo o rompimiento térmico. Los alcanos de bajo peso molecular, como el metano, el propano y el butano, así como muchos isómeros de los alcanos de ocho carbonos (octanos), son altamente demandados en el mercado. Sin embargo, los alcanos de mayor peso molecular, como las ceras, tienen un valor comercial mucho más bajo. Es por esto por lo que el craqueo (o cracking) de alcanos se ha convertido en un procedimiento clave para maximizar las ganancias obtenidas de una mezcla de alcanos naturales, como el petróleo. La palabra "cracking" significa literalmente "rompimiento" y hace referencia al proceso de ruptura de los enlaces sigma entre átomos de carbono. Este proceso puede dar lugar a la formación de alcanos más ligeros y/o la síntesis de otras sustancias orgánicas, como los alquenos. El reactor en el que ocurre este proceso debe ser anaeróbico; de lo contrario, podrían surgir problemas de seguridad en la refinería, con riesgos para los trabajadores y accidentes.

Propiedades químicas: Halogenación
La halogenación es un proceso químico en el cual uno o varios átomos de elementos del grupo de los halógenos (grupo 17 de la tabla periódica) se incorporan a una molécula orgánica. Este proceso es un aspecto fundamental de la química orgánica, ya que, generalmente, las reacciones tienden a generar una variedad de productos relacionados. En este contexto, la proporción de los productos depende de las cantidades relativas de los reactivos utilizados. Por ejemplo, en el caso del metano, un exceso de hidrocarburo favorece la formación de cloruro de metilo $\color{#006cda}{\text{CH₃Cl}}$, mientras que un exceso de cloro favorece la formación de tetracloruro de carbono $\color{#006cda}{\text{CCl₄}}$.

Figura 1. Cloración del butano, favorece levemente la producción de 2-clorobutano.

Figura 2. Bromación del butano, favorece fuertemente la producción de 2-bromobutano.

En los alcanos de mayor longitud, el carbono que más frecuentemente recibe el halógeno es el que tiene menos hidrógenos. Por esta razón, las halogenaciones son menos comunes en los extremos de la cadena y más frecuentes en las posiciones internas, especialmente cuando existen ramificaciones con grupos alquilo. Los carbonos en una cadena se clasifican como cuaternarios si no tienen hidrógenos, terciarios si tienen un hidrógeno, secundarios si tienen dos hidrógenos y primarios si tienen tres. En la halogenación, los halógenos se unen preferentemente al carbono terciario, luego al secundario, y, si no están disponibles, al primario.

Combustión

Ejemplo 1. Se queman 32 g de metano (CH₄) en exceso de oxígeno. Sabiendo que la entalpía de combustión del metano es −890 kJ/mol, calcula el calor liberado en la reacción. https://youtu.be/3PxuUb8Of2M

Ejemplo 2. Se dispone de 20 g de etano (C₂H₆) que se queman completamente en oxígeno. La reacción de combustión se expresa de la siguiente forma: C₂H₆ + ³⁄₂ O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O Se indica que la entalpía de combustión es –1560 kJ/mol, es decir, se liberan –1560 kJ por cada mol de etano consumido. Determine el calor liberado al quemar 20 g de etano. https://youtu.be/EYmTMub0kQk

Ejemplo 3. Un cilindro de gas contiene 44 g de propano (C₃H₈) que se quema completamente en oxígeno. La reacción de combustión está representada por: C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O Se conoce que la combustión completa de 1 mol de propano libera –2220 kJ. Calcule la cantidad de energía liberada al quemar los 44 g de propano contenidos en el cilindro.

Ejemplo 4. En una cocina se queman 58 g de butano (C₄H₁₀) en presencia de oxígeno. La combustión completa del butano se expresa mediante la ecuación: C₄H₁₀ + ⁶⁵⁄₁₀ O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O  (o equivalentemente, C₄H₁₀ + 6.5 O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O) Si la entalpía de combustión del butano es –2877 kJ/mol (es decir, –2877 kJ se liberan por cada mol de butano consumido), determine el calor liberado en la combustión de 58 g de butano.

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.56a Completar y balancear la ecuación de combustión. Asumir la combustión completa. Propano + O₂ :  

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.56b Completar y balancear la ecuación de combustión. Asumir la combustión completa. Octano + O₂ :  

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.56c Completar y balancear la ecuación de combustión. Asumir la combustión completa. Ciclohexano + O₂ :

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.56d Completar y balancear la ecuación de combustión. Asumir la combustión completa.  2-Metilpentano + O₂ : 

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.57 A continuación se presentan los calores de combustión por mol para el metano, el propano y el 2,2,4-trimetilpentano. Cada uno es una fuente principal de energía. En base a la cantidad de gramos, ¿cuál de estos hidrocarburos es la mejor fuente de energía térmica?

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.58 A continuación se presentan las fórmulas estructurales y los calores de combustión del acetaldehído y el óxido de etileno. ¿Cuál de estos compuestos es más estable? Explica.

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.59  Sin consultar tablas, ordena estos compuestos en orden de calor de combustión decreciente (menos negativo): hexano, 2-metilpentano y 2,2-dimetilbutano.

(Brown et al., 2018 “organica”) Problema 2.60  ¿Cuál predecirías que tiene un calor de combustión mayor (más negativo), cis-1,4-dimetilciclohexano o trans-1,4-dimetilciclohexano? 

Halogenación

Ejemplo 1. Cloración del propano (CH₃-CH₂-CH₃ + Cl₂ → ?)

Ejemplo 2. Bromación del 2-metilbutano (CH₃-CH₂-CH(CH₃)-CH₃ + Br₂ → ?)

Ejemplo 3. Cloración del isobutano (CH₃-CH(CH₃)-CH₃ + Cl₂ → ?)

Ejemplo 4. Bromación del ciclopentano (C₅H₁₀ + Br₂ → ?)

Ejemplo 5. Cloración del etano (CH₃-CH₃ + Cl₂ → ?)