QUIMICA 2012

CURSO PRE-FACULTATIVO 2012

CARRERAS DE

MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION, FISIOTERAPIA,

LABORATORIO CLINICO, RADIOLOGIA,

FONOAUDIOLOGIA,

TERAPIA OCUPACIONAL

REVISORES Dra. Maria del Carmen Sandi Serrudo

Dr. Diego Armando Sanchez Villca

QUIMICA 2012

CURSO PRE-FACULTATIVO 2012 QUIMICA

FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 2

ÍNDICE ÍNDICE .................................................................................................................................................. 2

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ........................................................................................................... 7

1.1 INTRODUCCIÓN.- ..................................................................................................................... 7

1.2 ORÍGENES DE LA QUÍMICA.- .................................................................................................... 7

1.3 ORÍGENES DE LA QUÍMICA MODERNA.- ................................................................................. 8

1.4 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVII .............................................................................................. 11

1.5 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVIII ............................................................................................. 11

1.6 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XIX ................................................................................................ 12

1.7 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XX ................................................................................................. 12

1.8 AVANCES EN BIOQUÍMICA Y BIOLOGÍA MOLECULAR ........................................................... 12

1.9 . IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA.- ......................................................................................... 13

1.10 PREMIOS NOBEL DE QUÍMICA Y MEDICINA.- ........................................................................ 14

1.11 AUTOEVALUACIÓN ................................................................................................................ 14

2. LA MATERIA, EL ÁTOMO Y SUS PROPIEDADES ............................................................................. 15

2.1 FENÓMENO. ............................................................................................................................ 15

2.2· ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. ......................................................................... 15

2.3 CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA ................................. 15

2.3.1. CAMBIOS DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. .......................................... 16

2.4 SUSTANCIA. ............................................................................................................................. 17

2.5 MEZCLA. .................................................................................................................................. 18

2.6 COMBINACIÓN. ....................................................................................................................... 18

2.7 PROPIEDADES ESPECÍFICAS DE LA MATERIA. .......................................................................... 18

2.8 TEORÍA ATÓMICA.- .................................................................................................................. 19

2.9 MODELOS ATÓMICOS: ............................................................................................................ 20

2.10 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. ................................................................................................... 21

2.11 PESO ÁTOMO GRAMO .......................................................................................................... 23

2.12 TEORÍA ATÓMICA MODERNA. ............................................................................................... 24

2.13 TABLA PERIÓDICA. ................................................................................................................. 26

2.14 TABLA PERIÓDICA ACTUAL. ................................................................................................... 26

2.15 PROPIEDADES PERlODlCAS:................................................................................................... 27

2.16 PREGUNTAS PARA RESPONDER ............................................................................................ 28



2.17. PROBLEMAS RESUELTOS ...................................................................................................... 29

2.18. EJERCICIOS PLANTEADOS ..................................................................................................... 30

3. ENLACES QUÍMICOS ...................................................................................................................... 31

3.1 INTRODUCCIÓN.- ................................................................................................................... 31

3.2 DEFINICIÓN.- ......................................................................................................................... 31

3.3 TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS.- ............................................................................................ 31

3.4 ENLACE METÁLICO.- .............................................................................................................. 33

3.5 FUERZAS INTERMOLECULARES.- ........................................................................................... 34

3.6 OTRAS INTERACCIONES.- ....................................................................................................... 35

3.7 EJERCICIOS.- .......................................................................................................................... 36

3.8 RESPUESTAS.- ........................................................................................................................ 36

4. REACCIONES QUÍMICAS ............................................................................................................ 38

4.1 DEFINICIÓN: .......................................................................................................................... 38

4.2. REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA .................................................................. 38

4.3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:........................................................................................ 39

4.4. ESTEQUIOMETRIA: ................................................................................................................ 45

4.5. CÁLCULOS CON VOLUMEN ................................................................................................... 47

4.6. EJERCICIOS RESUELTOS ........................................................................................................ 48

4.7. EJERCICIOS PROPUESTOS: ................................................................................................... 49

5. NOMENCLATURA Y NOTACIÓN EN QUÍMICA INORGÁNICA ......................................................... 52

5.1. DEFINICIONES ....................................................................................................................... 52

5.2 ELEMENTO ............................................................................................................................. 52

5.2.3 Clasificación de los elementos ........................................................................................... 54

5.3 VALENCIA ............................................................................................................................... 54

5.4 COMPUESTO IÓNICO ............................................................................................................... 54

5.5 COMPUESTOS MOLECULARES ............................................................................................... 56

5.6. FORMULA QUÍMICA ............................................................................................................. 57

5.7 SISTEMATIZACIÓN DE LA NOMENCLATURA .......................................................................... 58

5.8 CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS ........................................................... 58

5.8.1 ÓXIDOS METÁLICOS Ó BÁSICOS. .......................................................................................... 58

5.8.2 ÓXIDOS NO METÁLICOS, OXIDOS ACIDOS Ó ANHÍDRIDOS .................................................. 60

5.8.3 HIDRUROS METÁLICOS ....................................................................................................... 62



5.8.4 HIDRUROS NO METÁLICOS O ÁCIDOS HIDRÁCIDOS ........................................................... 62

5.8.5 HIDRÓXIDOS O BASES ......................................................................................................... 64

5.8.6 ÁCIDOS OXOÁCIDOS ............................................................................................................ 65

5.8.7 ÁCIDOS POLIHIDRATADOS O POLIACIDOS .......................................................................... 66

5.8.8 SALES .................................................................................................................................. 67

5.8.8.1 Sales haloideas neutras o hidrosales................................................................................ 67

5.8.8.2 Sales oxisales neutras ........................................................................................................ 68

5.8.8.3 SALES OXISALES ACIDAS .................................................................................................. 68

5.8.8.4 SALES OXISALES BÁSICAS .................................................................................................. 69

5.9 PREGUNTAS PLANTEADAS ....................................................................................................... 71

5.10. EJERCICIOS PROPUESTOS (miscelánea) ................................................................................ 72

6. SOLUCIONES .................................................................................................................................. 73

6.1. INTRODUCCIÓN ..................................................................................................................... 73

6.2. AGUA ..................................................................................................................................... 73

6.3. CONCEPTO DE DISOLUCIÓN .................................................................................................. 73

6.4. COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN ................................................................................. 74

6.5. CARACTERÍSTICAS DE LAS DISOLUCIONES............................................................................. 74

6.6. CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES: ............................................................................... 76

6.7. CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES ............................................................................. 78

6.10. DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES ........................................................................................... 83

7. REACCIONES ÁCIDO-BASE ............................................................................................................. 91

7.1. TEORÍAS ACIDO-BASE ............................................................................................................ 91

7.2. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS ........................................................................................ 92

7.3. CARACTERÍSTICAS DE LAS BASES ........................................................................................... 93

7.4. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL AGUA ............................................................................. 93

7.5. pH, CONCENTRACION DE H+ y OH-. ...................................................................................... 94

7.6. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO ....................................................................... 95

7.7 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS ......................................................................................... 97

7.8 pH Y SU IMPLICANCIA EN LA SALUD ...................................................................................... 97

7.9 EJERCICIOS RESUELTOS ........................................................................................................... 98

7.10 Ejercicios a resolver ............................................................................................................ 101

7.11 PREGUNTAS ........................................................................................................................ 101



8. QUÍMICA ORGÁNICA I: HIDROCARBUROS ................................................................................... 102

8.1 ALCANOS .............................................................................................................................. 102

8.2. ALQUENOS........................................................................................................................... 111

8.3 ALQUINOS ............................................................................................................................ 115

8.4. Problemas propuestos - alcanos .......................................................................................... 117

8.5 Problemas propuestos - alquenos ........................................................................................ 118

8.6 Problemas propuestos - alquinos ......................................................................................... 119

9. QUÍMICA ORGÁNICA II ................................................................................................................ 121

9.1 COMPUESTOS OXIGENADOS.- ............................................................................................... 121

9.2. ALCOHOLES.- ........................................................................................................................ 121

9.3. ÉTERES. ................................................................................................................................. 123

9.4. ALDEHÍDOS Y CETONAS.- ...................................................................................................... 126

9.5. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS. ........................................................................................................ 129

9.6. ÉSTERES. ............................................................................................................................... 131

9.7. COMPUESTOS NITROGENADOS ........................................................................................... 134

9.8. AMINAS.- .............................................................................................................................. 134

9.9. AMIDAS.- .............................................................................................................................. 136

9.10. RESUMEN ........................................................................................................................... 137

9.11. PROBLEMAS PROPUESTOS ................................................................................................. 139

10. MACROMOLÉCULAS ................................................................................................................. 143

10.1 DEFINICIÓN.- ....................................................................................................................... 143

10.2 CLASIFICACIÓN DE LAS MACROMOLÉCULAS. ..................................................................... 143

10.3 PROTEÍNAS .......................................................................................................................... 144

10.3.1. CLASIFICACIÓN DE LAS PROTEÍNAS ................................................................................. 145

10.3.2. ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS .................................................................................... 147

10.4. HIDRATOS DE CARBONO ................................................................................................... 148

10.4.1 CLASIFICACIÓN DE LOS HIDRATOS DE CARBONO. .......................................................... 148

10.5 LÍPIDOS ................................................................................................................................ 150

10.6 ÁCIDOS NUCLEICOS ............................................................................................................ 153

10.7 OTROS POLÍMEROS ............................................................................................................. 154

10.8 PREGUNTAS ......................................................................................................................... 156

GLOSARIO ........................................................................................................................................ 157



BIBLIOGRAFÍA .................................................................................................................................. 166

REVISORES ....................................................................................................................................... 168



INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

1.1 INTRODUCCIÓN.-

La química, ciencia dinámica y moderna no aparece completamente formada,

sufre un proceso evolutivo a través del tiempo, proceso que no concluye, ya que

continua evolucionando, es así que en los albores de la humanidad, nuestros

ancestros sobrevivieron debido a los conocimientos adquiridos por el método de

ensayo y error de las observaciones diarias en su continuo vivir.

La palabra química proviene del vocablo árabe “kēme” (ياء يم que significa ,(ك

“tierra”; y se define como: “la ciencia que estudia la composición, estructura y

propiedades de la materia” así como los cambios que ésta experimenta durante

las reacciones químicas y su relación con la energía.

La química ayuda al entendimiento de la naturaleza de los materiales, a fin de

que se aprovechen mejor los distintos elementos en la naturaleza, se fabriquen

compuestos avanzados, polímeros sintéticos y se creen muchos materiales

nuevos.

La actual influencia del vertiginoso desarrollo de la ciencia ha llevado consigo

consecuencias favorables y desfavorables para la civilización moderna. Los

beneficios del reciente desarrollo de la investigación médica, la terapia del cáncer,

los trasplantes quirúrgicos, la incorporación de nuevas técnicas moleculares para

el diagnóstico (ELISA, VDRL) y el desarrollo de nuevas drogas, están al alcance

de mucha gente. En contraste con ello, la gente conoce también los problemas de

la contaminación química del aire, del agua y del suelo; los problemas médicos y

genéticos del abuso de las drogas y el peligro potencial de los aditivos y

conservantes.

1.2 ORÍGENES DE LA QUÍMICA.-

Los primeros procesos químicos conocidos fueron realizados por los artesanos de

Mesopotámica, Egipto y China. Al principio trabajaban con metales como el oro o

el cobre que se encontraban en estado puro en la naturaleza, pero rápidamente

aprendieron a fundir menas (principalmente óxidos metálicos y los sulfuros)

calentándolas con madera o carbón de leña para obtener metales. En esas

culturas se inició una tecnología química primitiva.



Pilares de la Química Moderna

Posteriormente Tales de Mileto (600 a.C.) junto a otros filósofos griegos

empezaron a hacer especulaciones lógicas sobre el mundo físico, en lugar de

confiar en los mitos para explicar los fenómenos. El mismo Tales pensaba que

toda la materia procedía del agua, que podía solidificarse en tierra o evaporarse

en aire. Sus sucesores ampliaron esta teoría en la idea de que el mundo estaba

compuesto por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego. Según Demócrito (400

a.C.), esos elementos estaban compuestos por átomos, partículas diminutas

que se movían en el vacío; Aristóteles (323 a.C.) en cambio creía que los

elementos formaban un medio continuo de materia y, por tanto, el vacío no podía

existir.

Aristóteles fue el más influyente de los filósofos griegos, y sus ideas dominaron la

filosofía natural durante casi dos milenios después de su muerte. Creía que la

materia poseía cuatro cualidades: calor, frío, humedad y sequedad. Cada uno de

los cuatro elementos estaba compuesto por pares de esas cualidades; por

ejemplo, el fuego era caliente y seco, el agua fría y húmeda, el aire caliente y

húmedo, y la tierra fría y seca.

1.3 ORÍGENES DE LA QUÍMICA MODERNA.-

El "nacimiento" de la Química moderna fue

posible gracias a la gran cantidad de saberes

empíricos acumulados previamente

(construcción de aparatos, desarrollo de

técnicas experimentales, estudio del

comportamiento químico de sustancias, etc.).

Todo este conocimiento previo provenía de las

contribuciones realizadas por la Alquimia, la

Metalurgia y la Medicina y la Farmacia, que

constituyen los tres pilares fundamentales de

la química moderna

El interés de los alquimistas se centraba en la transmutación de los metales en

plata y oro y en encontrar el "elixir de la vida". Por su parte, los metalúrgicos, a

diferencia de los alquimistas, eran personas incultas preocupadas

fundamentalmente por el desarrollo de las artes prácticas relacionadas con el

tratamiento de los metales y de sus minerales. Eran artesanos interesados en el

desarrollo de unas técnicas, sin que ello supusiera la existencia de ningún marco

filosófico o conceptual que guiase su trabajo. Finalmente, el principal interés de los

médicos y de los boticarios se centraba en el tratamiento de la enfermedad. Este



Laboratorio alquímico

objetivo otorgaba a la medicina una dimensión más amplia que la simple

búsqueda de un elixir difícil de alcanzar.

La química tiene su origen en el pasado precientífico que incorporó tres

tradiciones o pilares relacionados entre sí: la alquimia, la medicina y la metalurgia.

1.3.1. Alquimia

El estudio oculto de la naturaleza practicado en el siglo I.d.C. por los griegos que

habitaban en el norte de Egipto fue conocido después con el nombre árabe de

alquimia.

Su práctica se dispersó hasta el Cercano

Oriente y Europa, donde dominó el

pensamiento occidental acerca de la materia

hasta el siglo XVI. Los alquimistas fueron

influenciados por la idea griega de que la

materia tiende naturalmente a la perfección

y buscaron transformar sustancias de poco

valor en sustancias preciosas. Lo que

comenzó como una búsqueda mística de

propiedades espirituales de la materia evolucionó durante más de mil años hasta

convertirse en una obsesión por pociones que concedieran juventud eterna y

elíxires que transmutaran metales “más corrientes”, como el plomo, en metales

“más puros”, como el oro, los alquimistas inventaron los métodos químicos de

destilación, filtración y extracción, sobre todo, contribuyeron a difundir la

aceptación de la observación y la experimentación.

El origen de la alquimia en Occidente se encuentra en Alejandría, dado su carácter

de encrucijada comercial y cultural. Allí se dieron cita las tradiciones griegas,

egipcias y orientales (chinas e hindúes). El máximo representante de la cultura

helenística que ha llegado a nosotros es Zósimo (siglo IV), quien afirmaba poseer

lo que llegaría a ser el elixir o piedra filosofal y la "tintura" capaz de fabricar oro a

partir de la rectificación (curación) de los metales "viles" o "enfermos". Además,

nos describió toda una serie de saberes prácticos en forma de procedimientos

(destilación, sublimación, disolución, filtración, calcinación, etc.).

La mala imagen que la alquimia ha podido tener se debe, entre otros factores, a la

gran cantidad de charlatanes y tramposos que la nutrieron. Sin embargo, la falta

de un progreso significativo de la alquimia durante los siglos en los que floreció no

se debió tanto a los fraudes cometidos sino al marco teórico que la sustentaba.



Teoría Humoral de Hipócrates

Hasta que no se abandonó la concepción aristotélica de la materia no pudo

desarrollarse la química moderna

1.3.2. Medicina y la Farmacia

Los orígenes de la Química moderna

relacionados con la Medicina se conocen con

el nombre de iatroquímica. La teoría de los

cuatro humores o humorismo, fue una teoría

acerca del cuerpo humano adoptada por los

filósofos y físicos de las antiguas civilizaciones

griega y romana. Desde Hipócrates, la teoría

humoral fue el punto de vista más común del

funcionamiento del cuerpo humano entre los

«físicos» (médicos) europeos hasta la llegada

de la medicina moderna a mediados del siglo

XIX.

En esencia, esta teoría mantiene que el cuerpo humano está lleno de cuatro

sustancias básicas, llamadas humores (líquidos), cuyo equilibrio indica el estado

de salud de la persona. Así, todas las enfermedades y discapacidades resultarían

de un exceso o un déficit de alguno de estos cuatro humores. Estos fueron

identificados como bilis negra, bilis, flema y sangre. Teofrasto y otros elaboraron

una relación entre los humores y el carácter de las personas. Así, aquellos

individuos con mucha sangre eran sociables, aquellos con mucha flema eran

calmados, aquellos con mucha bilis eran coléricos, y aquellos con mucha bilis

negra eran melancólicos.

El máximo representante de esta tradición iatroquímica es Paracelso (1493-1541),

fue un alquimista activo y un importante médico de su tiempo; sus seguidores son

los que otorgan a la Química un papel importante en la preparación de medicinas.

Paracelso anuncia remedios milagrosos como la sal de mercurio con la que trata

con éxito la sífilis y diagnostica el origen externo de ciertas enfermedades, como la

"enfermedad de los mineros", la silicosis.

1.3.3. La metalurgia

Los egipcios (3500 a.C.) ya eran capaces de obtener cobre y plomo mediante la

aplicación del fuego a una mezcla del mineral correspondiente y carbón. Hacia el

año 1500 a C los hititas descubrieron que mediante calentamiento de una mezcla

de hierro y carbón se producía una nueva sustancia más resistente que el propio



R. Boyle

Antoine Lavoisier

hierro, el acero, durante miles de años, la gente fue desarrollando destrezas

tecnológicas para producir cambios en la materia como dando nacimiento a la

alfarería, el teñido pero especialmente la metalurgia. Durante la Edad media y el

Renacimiento floreció dicha tecnología y se escribieron varios tratados importantes

sobre metalurgia y geología. Se publicaron y actualizaron regularmente libros

que describían como purificar, ensayar y acuñar oro y plata, y como usar

balanzas, hornos y crisoles.

1.4 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVII

Robert Boyle (1626-1691) dio un gran impulso a la química

gracias a la importancia que dio a la metodología científica

y a la forma de comunicar una investigación a otros

científicos, mostró una gran consistencia en el

planteamiento de los experimentos de laboratorio, junto a

su asistente Robert Hooke (1.635-1.703) se trató de dar

una explicación racional al proceso de combustión.

Son los químicos alemanes J. J. Becher (1635-1734) y G.

E. Stahl (1660-1734) que dan una teoría explicativa y

globalizadora de todas las observaciones sobre los procesos de combustión,

denominándola “Teoría del Flogisto”; dicha teoría suponía que las sustancias

combustibles contienen un "principio inflamable" denominado flogisto (del griego,

llama) y la combustión es concebida como el proceso de liberación a la atmósfera

del flogisto contenido en la sustancia, dando lugar a un residuo (denominado

ceniza o cal, en el caso de los metales), esta idea se mantuvo sin cambios durante

los siguientes 100 años.

1.5 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVIII

Un joven químico francés Antoine Lavoisier (1743-

1794), demostró la naturaleza real de la combustión

a través de una serie de mediciones cuidadosas que

enfatizaban la importancia de la masa. Lavoisier

calentó la cal de mercurio (óxido mercúrico)

descomponiéndolo en mercurio y un gas (oxígeno),

cuyas masas combinadas igualaban la masa inicial

de la cal, el experimento contrario calentar el

mercurio con el gas, reformo la cal de mercurio y otra

vez la masa total permaneció constante, esta

demostración daba fin a la Teoría del Flogisto y daba inicio a la química moderna,



John Dalton

la nueva teoría descansaba sobre medidas cuantitativas reproducibles, de ahí que

se propone que la ciencia química empezó con Lavoisier padre de la química.

1.6 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XIX

En 1804 el inglés John Dalton (1766-1844) formuló su

hipótesis atómica, fundamentada en la identificación

de los elementos químicos como distintos tipos de

partículas indestructibles y con características propias

(volumen y masa). En 1811 Amadeo Avogadro (1778-

1856) y en 1814 A. M. Ampére (1775-1836)

enunciaron la hipótesis según la cual: "en condiciones

iguales de temperatura y presión, volúmenes iguales

de gases distintos contienen el mismo número de

moléculas". Con dicha hipótesis se consolidó el

concepto moderno de molécula, dando origen a la

teoría atómico-molecular, que explica de forma clara y sencilla todas las leyes

experimentales e introduce el concepto de número de Avogadro (NA, actualmente

denominado constante de Avogadro).

1.7 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XX

En 1909, Robert Andrews Millikan mide la carga de electrones individuales con

una precisión sin precedentes a través del experimento de la gota de aceite, con el

cual confirma que todos los electrones tienen la misma carga y la misma masa.

En 1913, Niels Bohr introduce conceptos de la mecánica cuántica a la estructura

atómica, proponiendo lo que hoy en día se conoce como el modelo atómico de

Bohr, donde los electrones sólo existen en orbitales estrictamente definidos.

En el resto del siglo XX existieron diversos avances de la química en sus

diferentes ramas: Química inorgánica, Química orgánica, Bioquímica, Química

Física, Química Industrial, Química Analítica y múltiples subdisciplinas.

1.8 AVANCES EN BIOQUÍMICA Y BIOLOGÍA MOLECULAR

Los avances actuales en el área de bioquímica y biología molecular se centran en

descubrimientos celulares, moleculares y de fisiología, además de avances en

nanotecnología. Es a partir de la presentación del genoma humano que fue

finalizado en abril del 2003, que logró identificar y cartografiar los



aproximadamente 20.000-25.000 genes del genoma humano desde un punto de

vista físico y funcional.

El 9 de enero del 2012 los investigadores de California, lograron descubrir la

estructura molecular de centrosomas en gusanos planos, lo que permitiría

identificar y esclarecer sus múltiples funciones durante la división celular. Ese

mismo día, científicos de la Universidad de Washington descubrieron una enzima

clave responsable de la generación de la membrana celular en el Plasmodium

falciparum, principal responsable de la malaria, dicha proteína es ideal como

blanco de ataque porque no se presenta en la raza humana.

El 26 de Enero, científicos de la Universidad de Baylor, propusieron un nuevo

modelo de membrana celular para explicar la fusión de la mismo, el 12 de Febrero,

científicos de la Universidad de Nottingham informan sobre siete proteínas en

líquido espinal que servirían como marcadores de la Enfermedad de Alzheimer en

sus estadios iniciales, el 20 de Febrero, científicos de Instituto de Ingeniería

Biológica en la Universidad de Harvard, a través de la técnica de “DNA Origami”,

lograron con el uso de nanorobots modificar instrucciones específicas en células in

vitro a través de reconocimiento específico de membrana. Actualmente se

investiga la aplicación de estos descubrimientos y la creación de “Bioimpresoras”

para la creación de todo tipo de tejidos y órganos.

1.9 . IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA.-

La química ha desempeñado un papel importantísimo en el desarrollo de nuestra

cultura y el bienestar material alcanzado en la época actual. La Medicina le debe a

la química el descubrimiento de antibióticos, vitaminas, hormonas y otros

medicamentos para prolongar nuestras vidas mediante la protección de la salud.

El conocimiento de la estructura atómica, tiene fundamental importancia para

comprender los temas de química general, orgánica, bioquímica, biología

molecular, ingeniería genética y actualmente la proteómica, metabolómica y

genómica. El conocimiento del comportamiento de los compuestos orgánicos

ayuda a comprender el papel de los catalizadores en las reacciones, la fuente de

energía en los combustibles para cohetes, la fuente de energía para baterías, e

incluso el comportamiento de los compuestos bioquímicos complejos tales como la

hemoglobina, clorofila, cobalamina. El estudio de la química orgánica facilita la

comprensión de los plásticos, las fibras sintéticas, los carburantes, las drogas y la

composición de alimentos y de los componentes celulares. La bioquímica moderna

da las bases para comprender los ensayos destinados a develar los

misterios de las reacciones celulares, la importancia del RNA, DNA y ATP



junto al progreso y control de las reacciones metabólicas en los tejidos del

cuerpo.

Actualmente las herramientas de la biología molecular ayudan a descifrar los

mecanismos moleculares en procesos patológicos como la diabetes y el cáncer.

Las industrias están estudiando métodos que utilizan la ingeniería genética para

producir microorganismos con propósitos industriales y los químicos que

buscan nuevos fármacos están utilizando la biotecnología para eliminar mezclas

estereoquímicas difíciles de separar. Y finalmente la informática está ayudando a

crear nuevas alternativas para el desciframiento químico de mecanismos

moleculares y de actividad biológica de nuevas moléculas.

1.10 PREMIOS NOBEL DE QUÍMICA Y MEDICINA.-

El Premio Nobel de Química es entregado anualmente por la Academia Sueca a

“científicos que sobresalen por sus contribuciones en el campo de la química”. Es

uno de los cinco premios Nobel establecidos en el testamento de Alfred Nobel, en

1895, y que entregan a personajes notables cuyas investigaciones generan

impacto en la química, la física, la literatura, la paz y la fisiología o medicina.

EN EL 2011 Daniel Shechtman fue premiado con el Premio Nóbel de Química por

el descubrimiento de los cuasicristales, y por otro lado fuerón Bruce A. Beutler,

Jules A. Hoffmann, por sus descubrimientos sobre la activación del sistema

inmunitario innato y Ralph M. Steinman por el descubrimiento de las células

dendríticas y su papel en el sistema inmunitario adaptativo de los mamíferos los

reconocidos por el Premio Nobel de Medicina.

1.11 AUTOEVALUACIÓN 1. Cite los pilarse de la química moderna. 2. ¿Qué es la iatroquímica.? 3. ¿Qué elemento resulto ser el flogisto realmente en el experimento de

LAVOISIER? 4. ¿Qué métodos de la alquimia se utilizaron bastante en la química moderna? 5. ¿Cuál fue la investigación ganadora del premio Nobel de Medicina en el 2011?



2. LA MATERIA, EL ÁTOMO Y SUS PROPIEDADES

En este capítulo, se realizará una revisión de las características físico-químicas de

la materia para comprender su naturaleza discontinua, así como los principios de

la teoría cinética corpuscular, haciendo uso de los niveles de representación

macro, submicro y simbólico, que a su vez le permitan adquirir una mayor

significación de la relación del ser humano con esta ciencia.

Para comenzar, la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y

posee masa propia, esto incluye todo aquello que puede ser percibido fácilmente

por nuestros sentidos y que presenta extensión, masa, energía, peso, inercia; y

también aquello que no se puede tocar (aire).

2.1 FENÓMENO. Es toda transformación que sufre la materia, esta transformación se describe

como la diferencia encontrada al observar un objeto en 2 condiciones diferentes.

a) FENÓMENO FÍSICO: Es transformación es de forma transitoria (pasajera), es

decir, temporal que sólo dura mientras actúe la energía que la provoque. Ej.

Vaporización, congelación, dilatación.

b) FENÓMENO QUÍMICO: Es la transformación que sufre la materia en su

naturaleza interna, dando origen a otra sustancia de propiedades químicas

distintas. Eje. Combustión, digestión, fermentación, cualquier reacción química.

2.2· ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. Es la forma en que nuestros sentidos perciben a la materia , y están determinados

por las fuerzas moleculares de cohesión y repulsión, los principales estados de

agregación de la materia son: sólido, líquido, gaseoso y coloidal.

2.3 CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS DE AGREGACION DE LA

MATERIA

Son:

Solido:

Volumen: Propio.

Forma: Definida, Fija.

Relación de distancia intermolecular: Pequeña, muy unidas por la fuerza de cohesión.

La fuerza de atracción: Alta, es mayor que la fuerza de repulsión. Liquido:



Volumen: Propio. Forma: Del recipiente que lo contiene. Relación de distancia intermolecular: Mediana, pierde rigidez, las moléculas

se transportan libres pero cerca. La fuerza de atracción: Intermedia, es igual que la fuerza de repulsión.

Gaseoso:

Volumen: Indefinido, adopta el volumen del recipiente que lo contiene. Forma: Indefinido, adopta la forma del recipiente que lo contiene. Relación de distancia intermolecular: Grande, separadas La fuerza de atracción: Baja, es menor que la fuerza de repulsión.

Coloidal:

A diferencia de los anteriores estados, los cuerpos coloidales, son

conocidos también como geles, no son sólidos ni líquidos, son un punto intermedio

entre ambos, son cuerpos gelatinosos de gran viscosidad. Sus moléculas se

llaman micelas y el movimiento browniano las caracteriza. Este movimiento es

desordenado en forma de zigzag.

2.3.1. CAMBIOS DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.

Son fenómenos físicos, estos son:

a) FUSIÓN: es el paso de un cuerpo líquido al sólido por acción del calor. El punto

de fusión es la temperatura a la cual se produce este fenómeno. Eje.: Li 180°C, Na

97,5° Ca 850°C.

b) VAPORIZACIÓN: es el paso de un cuerpo líquido al estado gaseoso por acción

del calor, se distinguen: Evaporización: es una vaporización lenta que se produce

cuando las moléculas escapan sólo de la superficie libre del líquido, ocurre cuando

la presión del vapor es igual a la presión atmosférica; Ebullición: es violenta y

ruidosa, se produce en toda la masa del líquido, el punto de ebullición es la

temperatura fija y constante que favorece este cambio, se considera que el punto



de ebullición es normal cuando la temperatura a la cual su presión de vapor es

igual a una atmósfera de presión; y, Volatilización: es una vaporización violenta

ej:Eter Bencina.

c) SUBLIMACION: es el paso de un cuerpo del estado sólido al estado gaseoso

sin pasar por el estado líquido. Eje.: sublimación del alcanfor, naftalina y yodo.

d) CONDENSACION O LICUACION: es el paso de un cuerpo del estado gaseoso

al estado líquido por disminución de la temperatura y fuerte presión, así se obtiene

aire líquido, oxígeno líquido e hidrógeno. A diferencia la condensación es el paso

de un vapor a líquido.

e) SOLIDIFICACION: es el paso de un cuerpo del estado líquido al sólido, por

disminución de la temperatura. Eje.: cubitos de hielo.

f) DEPOSICIÓN (SUBLIMACIÓN INVERSA): es el paso de un cuerpo gaseoso al

estado sólido, esto se debe a presiones superiores y temperaturas inferiores a las

que se produce dicha transición, es evidente en la formación de la nieve y la

escarcha.

2.4 SUSTANCIA. Es una porción de materia que puede estar constituida por un solo tipo de

partículas tiene composición fija y propiedades que la distinguen, también se

denominan sustancia pura, existe 2 tipos de sustancia: elemento y compuesto.

a) ELEMENTO: También denominada sustancia elemental, es la sustancia más

simple que no se pueden descomponer y tampoco obtener otra más sencilla. Ejm.

Sodio, Potasio, Azufre.

b) COMPUESTO: Es la sustancia que por procesos adecuados se puede

descomponer en dos a más elementos que son sus componentes. Eje. Agua,

ácido sulfúrico, ácido nítrico, etc.

INICIO FIN FENOMENO

Solido Liquido: Fusión

Liquido a Gas: Vaporización*

Solido a Gas: Sublimación

Gas a Liquido: Condensación o licuación

Liquido a Sólido: Solidificación

Gas a Sólido: Deposición (Sublimación Inversa)



2.5 MEZCLA.

Es un sistema material constituido por la agregación de dos o más sustancias en

la que no existe acción química alguna, los constituyentes conservan sus

propiedades características, se reúnen en proporciones arbitrarias y pueden

separase por simples métodos físicos o mecánicos. Ejm. una de taza de Té, agua

mas alcohol.

a) MEZCLA HOMOGÉNEA: Si sus componentes no pueden individualizarse a

simple vista.

b) MEZCLA HETEROGÉNEA: Si sus componentes pueden individualizarse

simple vista.

2.6 COMBINACIÓN.

Fenómeno por el cual 2 o más sustancias diferentes intervienen en una

transformación intima (reacción química), la proporción de masas es constante, en

un combinación las propiedades de las sustancias originales desaparecen y se

observan propiedades en productos que ninguna de ellas poseía.

2.7 PROPIEDADES ESPECÍFICAS DE LA MATERIA.

Son aquellas propiedades que nos permiten identificar o diferenciar a una

sustancia de otra.

2.7.1 POR SU NATURALEZA.

a) PROPIEDADES FÍSICAS: Las propiedades físicas son aquellas que se

pueden medir o determinar sin que se modifique la composición química de la

sustancia, por ejemplo: el olor, el color, estado físico, punto de ebullición, punto de

fusión, densidad, solubilidad, ductilidad, maleabilidad, tenacidad, conductibilidad,

magnetismo, estado de agregación entre otras.

Por ejemplo, el agua posee las siguientes propiedades físicas:

Un punto de ebullición de 100°C a nivel del mar

Una densidad de 1g/cm3 a la temperatura de 4°C

Un punto de fusión de 0°C al nivel del mar



b) PROPIEDADES QUÍMICAS. Las propiedades químicas son aquellas que solo

pueden determinarse cuando cambia la composición de la sustancia. Es la

capacidad o facilidad que tiene un cuerpo de ser transformado en otro,

alterándose y recibiendo por tanto otra característica. Algunos ejemplos de

propiedades químicas son la reactividad de una sustancia con otras, la

combustibilidad, la oxidación y la reducción, entre otras.

Por ejemplo, una propiedad química de los gases nobles es que no reaccionan en

condiciones normales, sólo cuando se varía la presión y la temperatura.

Por ejemplo, cada vez que se cuece un huevo ocurre un cambio químico, cuando

se somete a temperaturas cercanas a 100 °C la yema y la clara experimentan

cambios que no solo modifican su aspecto físico, sino también su composición

química, después al comerse el huevo se modifica de nuevo por efecto de

sustancias del cuerpo humano como las enzimas, la digestión es otro ejemplo de

un cambio químico, otras propiedades químicas son la corrosividad, fermentación,

inflamabilidad, la radiactividad.

2.7.2 POR SU DEPENDENCIA CON LA CANTIDAD DE MATERIA.

a) INTENSIVAS: Son aquellas propiedades que no de penden de la cantidad de

materia. Ejm.: color, dureza, densidad, etc.

b) EXTENSIVAS: Son aquellas propiedades que se modifican con la cantidad de

materia. Ejm.: masa, volumen, concentración, etc.

2.8 TEORÍA ATÓMICA.-

Las diferentes teorías atómicas en el tiempo han tratado fundamentalmente de

explicar y dar a conocer la constitución interna de la materia. Los griegos con

Leucipo y Democrito 700 años A.C. indicaron que la materia estaba formada por

partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos (sin división), aunque esta

idea no fue aceptada en su tiempo, la experimentación e investigaciones

posteriores apoyaron el concepto del atomismo.

En 1808, el inglés John Dalton propone su teoría atómica, basada en los

siguientes postulados:

1. La materia está constituida de pequeñas partículas denominadas “átomos”.

2. Los átomos de un elemento dado son idénticos en masa, tamaño y

propiedades químicas.

3. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otro elemento.



4. Los átomos son esféricos, compactos, indivisibles e indestructibles.

5. En una reacción química los átomos se separan, se combinan o se

reordenan. Nunca supone la creación o destrucción de los mismos. Un error

de Dalton, ya que el átomo si se puede destruir (Bomba atómica).

6. Los átomos de elementos diferentes se unen en relaciones numéricas

simples para formar átomos compuestos (término que usó para referirse a

los que hoy denominamos molécula).

2.9 MODELOS ATÓMICOS:

a) MODELO ATÓMICO DE THOMPSON.

Para este autor el átomo era una esfera en cuyo interior se

hallaban partículas positivas y negativas en completo equilibrio. No

pudo precisar el lugar exacto donde se hallaba dichas partículas,

simplemente decía que las partículas se hallaban como “las pasas

en un budín”.

b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD.

Rutherford, descubrió el núcleo atómico al bombardear una

laminilla de oro con partículas de rayos alfa (2He4). Observó que

muchos de esos rayos sufrían desviación, algunos pasaban lejos

del núcleo, otros cerca con pequeña desviación y otros rebotaban

contra el núcleo. Por lo que consideró que el átomo presentaba

una parte central positiva llamada núcleo; alrededor giran los

electrones formando órbitas circulares. Además planteó que todo átomo es

eléctricamente neutro.

c) MODELO ATÓMICO DE BOHR.

En 1913, el científico danés Niels Bohr basado en los descubrimientos de

Rutherford y en la teoría cuántica de Max Planck, dio respuesta a las supuestas

fallas del modelo de Rutherford al proponer lo siguiente:

1. Que en efecto, el átomo tiene un núcleo central diminuto cargado

positivamente.

2. Que los electrones no pueden estar distribuidos al azar, sino que giran

alrededor del núcleo ocupando niveles discretos de energía (órbitas

circulares).



3. Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos por la

absorción de cantidades fijas de energía (paquetes o cuantos de energía).

4. Los electrones que caen a niveles más bajos de energía, emiten cantidades

fijas de energía (fotones o cuantos de luz).

Con base en estos postulados y a los estudios de los fenómenos espectrales,

Bohr logro proponer un modelo planetario para el átomo de hidrogeno.

2.10 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. EI átomo es la célula de un elemento y presenta una estructura interna que

básicamente está constituida por el núcleo que es la parte central del átomo,

representa alrededor del 99,9% de la masa del átomo donde se encuentran los

protones y neutrones, los electrones giran alrededor del núcleo.

2.10.1 NUMERO ATÓMICO (Z).

Es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento, si el átomo es

neutro el número de protones (P+) es igual al número de electrones (e-).

PARTICULA SIMBOLO MASA (g) CARGA (c)

Protón P+ 1,67262 X 10 -24 +1,6022 x 10 -

19

Neutrón N 1,67493 x 10-24 0

Electrón e- 9,10939 x 10 -28 -1,6022 x 10 -19



Z = Número de protones = P+ P+ = e-

2.10.2 NUMERO DE MASA (A).

Es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de

un elemento.

A = Z + N

2.10.3 CARGA.

Es la diferencia entre el número de protones y electrones.

Carga=C= Z – e- 2.10.4 REPRESENTACION DE UN ELEMENTO.

2.10.5 ISOTOPOS.

Son átomos que pertenecen a un mismo elemento, tienen el mismo número

atómico pero diferente número de masa.

Los isótopos se han utilizado ampliamente en medicina para el diagnostico y

tratamiento de enfermedades. Son utilizados para obtener imágenes específicas

del cuerpo humano, la elección del radioisótopo y la manera de administrarlo

depende del tejido y la facilidad para ser absorbido por el tejido enfermo. Los

beneficios de llevar a cabo un estudio con isótopos para diagnosticar una

enfermedad superan cualquier preocupación por los posibles efectos secundarios.

Ejemplos de algunos isótopos utilizados para diagnóstico médico: 99Tc, 201Tl, 123I, 67Ga, 18F.

Entre otros tenernos los isótopos del hidrógeno que son tres: protio, deuterio y

tritio

Además de los isótopos del carbono, que acorde a su isótopo varía su vida media:



b) ISOBAROS.

Son átomos de diferentes elementos, tiene igual número de masa pero diferente

numero atómico.

60 Co 60 Ni

27 28

c) ISÓTONOS.

Son átomos que tienen diferente número atómico, diferente número de masa pero

igual número de neutrones.

39 K 40 Ca

19 20

2.10.8 PESO ATÓMICO.

Según la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), eel peso

atómico o masa atómica relativa de un elemento de una fuente especificada es la

razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo

de Carbono 12.

La unidad empleada se representa con el símbolo u o uma, por lo tanto el peso

atómico del carbono es igual a 12u. Ejm. Na = 23 u; S = 32 uma.

2.11 PESO ÁTOMO GRAMO EI peso átomo gramo es el peso atómico de un elemento expresado en gramos, o

también es el peso en átomos (6,02214129 x 10 23mol -1 átomos), de un elemento.

Este valor es también conocido como Número de Avogadro (NA)

1 At-g(E) = P.A.g ( E )

Es decir:

6,022x10 23 de E = 1 mol de átomos de E



Ejemplo: 1 At-gNa = 23 gramos

1 At-g S = 32 gramos.

Es decir: que 1 At-gNa = 23g 6,022x1023 átomos de Na

1 At-gS = 32g 6,022x1023 átomos de S

Pero si se desea saber cuánto pesa un átomo de Na, se debe emplear la “regla de

tres simple”

6,022 x 10 23 átomos Na ------------ 23 g de Na

1 átomo Na ------------ X g de Na

X = 3,82 x 10 -23 átomos

Realice el cálculo de 1 átomo de S.

2.12 TEORÍA ATÓMICA MODERNA.

La Teoría Atómica moderna es también conocida como Teoría Cuántica, fue

iniciada con las investigaciones de Planck (1900) , por medio de ecuaciones

matemáticas, pero estuvo inconcluso y con varios errores, posteriormente otros

hicieron lo mismo pero Erwin Schrodinger (1926) propuso una ecuación diferencial

con derivadas parciales Llamado ecuación de onda y luego Mecánica cuántica

donde utilizó números cuánticos.

Por lo tanto la Teoría Atómica Moiderna o Cuántica son las leyes que van a

determinar la posible posición del electrón , así como el conocimiento de los

números cuánticos y la forma en que va a estar estructurado el electrón.

Considerando que un número cuántico es un parámetro que caracteriza el

movimiento de los electrones en las inmediaciones del núcleo, a través del

principio de Aufbau de construcción, estos números cuánticos son los siguientes:

a) NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL(n).

Indica el nivel energético principal del electrón, toma valores

enteros y positivos:

n = 1 2 3 4 5 6 7

n = K L M N O P Q



b) NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL(l) .

Determina el subnivel energético y la forma de la nube

electrónica. Sus valores van de 0 a (n-1):

L = s p d f

L = 0 1 2 3

Forma = Esférica Lobular Trebol Compleja

No. e- max. 2 6 10 14

Dónde :

s = sharp; p = principal; d = difuse; f = fundamental

c) NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m).

Nos indica la orientación de la nube electrónica en un eje

cartesiano tridimensional, los valores que puede tomar el

numero cuántico magnético (m) son de -l,0 y +l.

d) NUMERO CUÁNTICO DE SPIN (s).

Describe el sentido del giro del

electrón sobre su propio eje en

rotación y la orientación del campo

magnético que este produce, puede

tomar solo 2 valores:

s = + ½ o s = - ½

Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no

pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que

en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los

valores de s +1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en

cada orbital).

Además se puede determinar la capacidad máxima de electrones que pueden

existir en cada nivel de energía y en cada subnivel y a partir de esto determinar la



configuración electrónica de un elemento, ésta permite identificar el número

atómico de un elemento, el grupo y el periodo al que corresponde en la tabla

periódica de elementos.

2.13 TABLA PERIÓDICA. Conforme se descubrían nuevos elementos surge la necesidad de clasificarlos u

ordenarlos, se hicieron varios intentos por ordenar los elementos de acuerdo a

algún tipo de criterio sistemático.

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev propuso que las propiedades tanto

físicas como químicas de los elementos variaban periódicamente al aumentar la

masa atómica.

2.14 TABLA PERIÓDICA ACTUAL. Moseley, en forma experimental estableció el tamaño de la carga positiva de un

núcleo y que cada elemento difiere de otro por el número de protones, que se

establece que los números atómicos son la clave para las relaciones periódicas de

los elementos. La ley periódica moderna indica que "las propiedades de los

elementos depende su número atómico y se repiten sistemáticamente al

ordenarlos en función creciente de esta propiedad".

La tabla periódica actual está organizada en forma creciente del número atómico y

está organizada de la siguiente manera y es un modelo modificado del propuesto

por Alfred Werner.

Presenta 7 filas horizontales a las que se denomina periodos, los elementos de un

mismo periodo tienen igual máximo nivel en su configuración electrónica. Presenta

columnas verticales o grupos, los elementos de un mismo grupo tienen igual

número de electrones valencia, la tabla periódica presenta 18 grupos que también

se pueden dividir en grupo A y grupo B.

De acuerdo a la clase de elementos la tabla periódica se divide en:

Los metales que se caracterizan por que conducen calor y la electricidad,

tienden a perder electrones (electropositivos), son sólidos a temperatura

ambiente excepto el mercurio que es líquido.

Los no metales son considerados malos conductores de calor y de la

electricidad, ganan electrones, es decir son electronegativos, son

generalmente gases o líquidos, el bromo es líquido.



Los metaloides son aquellos que presentan tanto propiedades metálicas

como no metálicas.

Los gases nobles, son átomos estables y no se combinan con ningún otro

elemento, son monoatómicos, su estabilidad se debe a que tienen 8

electrones valencia excepto el helio.

Considerando sus propiedades electrónicas en la Tabla Periódica de Elementos

también coincide con la distribución de su número cuántico azimutal.

2.15 PROPIEDADES PERlODlCAS:



a) ESTRUCTURA ELECTRÓNICA: Es la distribución de los electrones en los

orbitales del átomo.

b) RADIO ATÓMICO: Es la mitad de la distancia entre 2 átomos idénticos.

c) ELECTRONEGATIVIDAD: Es la medida de la tendencia de un átomo a atraer

hacia si los electrones compartidos. Los elementos más electronegativos son los

que ejercen mayor atracción sobre los electrones. EI flúor es el elemento más

electronegativo y el cesio el menos electronegativo.

d) VALENCIA IÓNICA: Son aquellos electrones que presenta un átomo en su

nivel de energía más alto denominado capa de valencia.

11Na = 1 S2 2S2 2p6 3S1 En el nivel más alto de energía tiene 1 electrón

e) POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI): Es la cantidad mínima de energía necesaria

para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal.

f) AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE): Es la cantidad de energía que se desprende

cuando el átomo gana un electrón para formar un ion con carga (-).

Entre otros están: Carácter metálico, radio iónico, densidad, carácter oxidante,

carácter reductor, punto de fusión entre otros.

2.16 PREGUNTAS PARA RESPONDER

1. Describa las características físicas y químicas del átomo.

2. Escriba los estados de agregación de la materia.

3. ¿Cuál es la característica del estado coloidal?

4. ¿Cuál es el valor del Número de Avogadro?

5. Explique en qué consisten los Postulados de Jhon Dalton

6. Dibuje el átomo del Potasio e indique los valores de Z, A, N y e-

7. Mencione 5 propiedades química de los elementos

8. ¿Cuáles son los números cuánticos?

9. ¿En qué consiste el principio de exclusión de Pauling?

10. ¿Qué es la configuración electrónica de los elementos químicos?



2.17. PROBLEMAS RESUELTOS 1. Si un anillo de oro pesa 8 gramos (PA=196,97uma) . Calcule ¿cuántos átomos

de oro posee?

6,022 x 10 23 átomos (Au) -------------- 196,97 g (Au)

X --------------- 8 g (Au)

X= 2,446 x 10 22 átomos de Au.

2. Si tiene una muestra de 500g de calcio (PA = 40u), calcule ¿cuántos átomos

gramo de calcio presenta?

1 At-g de Ca ---------------------- 40 g Ca

X ----------------------- 500 g Ca

X = 12,5 At-g de Ca.

3. Calcule el peso de un átomo de Oxígeno O=16 uma.

6,022 x 10 23 átomos (O) --------------- 16 g (O)

1 átomo (O) ---------------- X

X= 2,66 x 10-23 g (O)

4. Indique el número de protones, neutrones y electrones del Rubidio (Z=37u;

PA=85,5u)

A = Z+N N= A – Z

N= 85,5 – 37 N= 48,5

RESPUESTA: El número de protones es 37, el número de neutrones es 48,5 y de

electrones es 37u.

5. Si contamos con los siguientes datos del Cd, Z=48u; N=64,41. Calcule número

de electrones y peso atómico.

A= Z+N A= 48+64,41 A= 112,41u

RESPUESTA: El peso atómico de Cd es 112,41u y el número de electrones es de

48u.



2.18. EJERCICIOS PLANTEADOS 1. Utilizando su Tabla Periódica de elementos, indique el número de protones,

neutrones y electrones del K, Ca, Cl, Na y C.

2. Calcular el peso de 1At-g de Cu.

3. Calcular los átomos de Co presentes en 300 g de Co.

4. Calcular los gramos de Pb existentes en 20000 mg de Fe.

5. Calcule el Peso atómico del F, considerando que Z=9u y N=10u.

6. Calcule Z, del magnesio, considerando que PA= 24,3uma y N=12,3u

7. Calcule N de la plata, considerando que PA=107,87 uma; Z=47u

8. Calcule e- del Selenio considerando que PA=78,96 uma; Z=34u

9. Si en el fósforo e-=15u y PA=30,97u. Calcule Z y N.

10. Si en el hierro N=29,84u; y PA=55,84u. Calcule Z y e-



Enlace químico electrovalente

3. ENLACES QUÍMICOS 3.1 INTRODUCCIÓN.- Desde el siglo XII se realizaron los primeros planteamientos sobre la

naturaliza de los enlaces químicos, pero en el siglo XIX Berzelius sostuvo que la

fuerza que mantenía unidos los átomos, en una sustancia inorgánica o en un

radical orgánico, era de naturaleza eléctrica, debido a la doble estructura

eléctrica del átomo. Considerando que cada molécula debía contener una parte

positiva y otra negativa, para que exista atracción entre ellos, esta teoría fue

demostrable en sustancias inorgánicas simples no así en sustancias orgánicas.

Pero ya para el año 1931 Linus Pauling en “The Nature of the Chemical Bond”,

describió propiamente y tal como se conoce hasta nuestros días los enlaces

químicos.

3.2 DEFINICIÓN.- Es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando

dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de

atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u

otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos

los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces

químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de

un núcleo.

3.3 TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS.-

3.3.1. Enlace electrovalente o iónico.- Enlace iónico o electrocovalente: Cuando uno o más electrones son transferidos desde la capa más externa o de valencia de un elemento hacia la capa del otro, formándose un catión (transfiere) y un anión (recibe). El enlace iónico resulta de la atracción de iones de cargas opuestas con mucha diferencia de electronegatividad. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones



S

para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente. El enlace iónico cuenta con propiedades características:

o o Puntos de fusión elevados. o Puntos de ebullición elevados. o Solubles en agua. o Conducen la electricidad fundidos o en disolución. o No conducen la electricidad en estado sólido.

3.3.2. Enlace covalente.-

En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Gilbert Lewis describió la formación de un enlace químico en el Hidrógeno como: Entonces el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos, esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas. En los enlaces covalentes entre átomos polielectrónicos sólo participan los electrones de valencia. La formación de estas moléculas ilustra la regla del octeto, propuesta por Lewis que dice: Un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individualmente complete su octeto. Al compartir electrones en un enlace covalente, cada átomo completa su octeto. Para el hidrógeno, el requisito es que obtenga la configuración electrónica del helio o un total de dos electrones. Para ello Lewis planteó la simbología conocida como la Estructura de Lewis, donde cada punto es un electrón y un par de electrones se simboliza por un par de puntos o una línea.



S

S

S

Enlace metálico

En un simple enlace, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. Ejemplo molécula de Fluor (F2) En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir, cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina doble enlace. Ejemplo Dióxido de carbono (CO2) Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Ejemplo la molécula de Nitrógeno (N2). Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar. Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar. Para distinguir entre estos enlaces una propiedad útil es la electronegatividad, que es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. 3.4 ENLACE METÁLICO.- Los átomos de los metales (en estado sólido) están unidos por medio del enlace metálico. Todos y cada uno de los átomos del metal comparten, con todos los demás, los electrones de la capa de valencia (última capa), formando así una red tridimensional y compacta de cationes ordenados (cristal metálico) inmersa en una nube de electrones



Fuerzas intermoleculares

compartidos. Esta estructura tiene una gran estabilidad. El enlace metálico explica las propiedades que, en general, presentan los metales:

o Temperaturas de fusión elevadas, por lo que son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido).

o Buenos conductores del calor y la corriente eléctrica, debido a la libertad de movimiento de los electrones por todo el metal.

o Dúctiles (se pueden estirar para formar hilos) y maleables (se pueden trabajar para formar láminas finas).

o Son insolubles en agua. 3.5 FUERZAS INTERMOLECULARES.- Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares; por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus moléculas. Para comprender las propiedades de la materia condensada es necesario entender los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares que son: Las fuerzas dipolo – dipolo, fuerzas dipolo- dipolo inducido, fuerzas ión dipolo y las fuerzas de dispersión, todas estas integran lo que los químicos denominan fuerzas de Van der Waals. El enlace de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo – dipolo particularmente fuerte, dado que sólo unos pocos elementos participan en la formación del enlace de hidrógeno, éste se trata aparte.

3.5.1. Fuerzas dipolo – dipolo.- Son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos bipolares.

3.5.2. Fuerzas ión dipolo.- Son las fuerzas que atraen entre sí un ión (ya sea un catión o un anión) y una molécula polar.

3.5.3. Fuerzas dipolo – dipolo inducido.- Es la atracción entre una molécula polar y el dipolo inducido.

3.5.4. FUERZAS DE DISPERSIÓN.- Son fuerzas de atracción que se generan por los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas.



Enlace de hidrógeno

Interacciones Hidrofóbicas

3.5.5. EL ENLACE DE HIDRÓGENO.-

Es un tipo especial de interacción dipolo – dipolo

entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar,

como N --- H, O --- H o F --- H, y un átomo

electronegativo de O, N o F. El hidrógeno es el

único átomo capaz de formar este tipo de enlace

porque al ser tan pequeño permite que los otros

átomos más electronegativos de las moléculas

vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él

como para que la fuerza de atracción sea

bastante intensa. De hecho sólo los átomos

de F, O y N tienen la electronegatividad y

condiciones necesarias para intervenir en un

enlace de hidrógeno. La energía promedio de un

enlace de hidrógeno es mayor a 40 kJ/mol.

3.6 OTRAS INTERACCIONES.-

3.6.1. Interacciones hidrofóbicas.- Estas interacciones han sido observadas en las

proteínas, se producen entre molecular hidrofóbicas

que presentan grupos fenólicos en su estructura. Este

tipo de interacciones son débiles, carecen de

orientación y son importantes en los fenómenos

biológicos ya que son los responsables de mantener la

integridad de las biomoléculas. Presentan una fuerza

de 1.5 Kcal/mol.

3.6.2. Interacciones electrostáticas.-

Se presentan entre grupos con cargas opuestas, como se da en las proteínas

entre los grupos terminales amino y carboxilo de sus aminoácidos; en muchas

proteínas, el balance de zonas polares y no polares obliga al polímero a adoptar

una estructura de tipo globular en la que extensas regiones de la proteína se

encuentran escondidas del agua, en estas regiones los puentes salinos o

interacciones electrostáticas son importantes para mantener la estabilidad en la

conformación de la proteína. Cualquier exposición de las regiones interiores de la

proteína permitirá la solvatación de los iones y la ruptura de los puentes salinos.

Presentan una fuerza de más de 10 Kcal/mol.



I

Enlace covalente

I

3.7 EJERCICIOS.- 1. Grafique la estructura de Lewis del NF3. 2. Represente la reacción Cl + Li Li Cl, detallando la distribución electrónica y la naturaleza del enlace. 3. Represente la reacción C + O2 C O2, por estructura de Lewis y la naturaleza del enlace. 4. Grafique la estructura de Lewis del NO -- 5. Indicar la naturaleza del enlace del Na2 S. 6. Indicar la naturaleza del enlace del Ca Cl2. 7. Indicar la naturaleza del enlace del CH3 Cl. 8. Indicar la naturaleza del enlace del NH4 NO3. 9. Represente la reacción para obtener el Na Cl. 10. En relación al enlace disulfuro, que tipo de enlace es. 3.8 RESPUESTAS.- 1. 2. Cl 3s23p5 + Li 2s1

Li + 1s2 + Cl - 3s23p5 ; Enlace iónico. 4. . 5. 6. Enlace iónico. 7. Enlace iónico. 8. Enlace covalente.



I

9. 10.

I



I

4. REACCIONES QUÍMICAS 4.1 DEFINICIÓN: Una reacción química (o cambio químico) es todo proceso químico en el que una o más sustancias (reactivos) sufren transformaciones químicas para convertirse en una o más sustancias (productos). Reactivos Productos Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación del óxido de hierro que se produce al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. 2 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales como se puede ver en el siguiente esquema de representación de la reacción del ácido clorhídrico con el nitrato de plata.

En una reacción química se cumple la ley de conservación de la masa: la suma

de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

Esto se debe a que durante la reacción los átomos sólo se reordenan en una

disposición distinta.

4.2. REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química se representa mediante una ecuación química: En el primer

miembro se encuentran las sustancias que reaccionan (reactivos), y en el segundo



miembro las sustancias que se forman (productos), separados por una flecha, si la

reacción es irreversible o por dos (una en cada sentido), si la reacción es

reversible.

Además de las fórmulas de las sustancias, deben estar los denominados

coeficientes estequiométricos, los cuales indican la proporción (moles) de las

sustancias que intervienen en la reacción (ajuste). En algunos casos es necesario

especificar el estado de agregación de la materia entre paréntesis (sólido, líquido o

gas). La fórmula general será del tipo:

a A + b B c C + d D

A y B son los reactivos, C y D los productos formados tras la reacción. a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos. El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales,

conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, se dice que la

ecuación está balanceada.

Ejemplos: H2CO3 ↔ CO2 + H2O (reacción reversible)

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) (reacción irreversible) En la última reacción se expresa entre paréntesis el estado de agregación

de los reactivos y productos, comúnmente se emplean (g) para gaseoso, (l) para

líquido, (s) para sólido, etc.

4.3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:

En función del tipo de transformación, las reacciones químicas se pueden

clasificar en las siguientes.

4.3.1. REACCIONES DE SÍNTESIS:

Reacciones en que se unen químicamente dos o más elementos o

compuestos para formar compuestos más complejos A + B → AB

Ejemplos: N2 + 3 H2 → 2 NH3

2 Ca + O2 → 2 CaO



2 Na + CI2 → 2 NaCI

4.3.2. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN:

Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores (calor Q) se

descompone en otras más sencillas:

Ejemplos:

AB → A + B

MgCO3 + Q → MgO + CO2

Ca(OH)2 + Q → CaO + H2O

2 KClO3 +Q → 2 KCl + 3 O2

4.3.3. REACCIONES DE SUSTITUCIÓN: Donde un elemento de un compuesto es sustituido por otro que interviene en la

reacción:

A + BC → B + AC El elemento B del compuesto BC es sustituido por el elemento A. Ejemplos: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

4.3.4. REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN:

Ocurre cuando reaccionan dos compuestos que intercambian elementos,

formándose dos nuevos compuestos:

AB + CD → CB + AD

Ejemplos: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

H2SO3 + 2 NaOH → Na2SO3 + 2 H2O

4.3.5. REACCIONES DE COMBUSTIÓN:



En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y

como resultado se desprende calor y/o luz. Combustión de hidrocarburos con O2

CH + O2 → CO2 + H2O

Ejemplos:

2 C4H10 + 13O2 → 8 CO2 + 10 H2O C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

4.3.6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN: Consiste en la neutralización de un ácido o una base, mediante el empleo de una

base o un ácido con la correspondiente generación de agua.

Ácido + Base → Sal + Agua

Ejemplos: HCl + NaOH → NaCl + H2O

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O

4.3.7. REACCIONES DE ACUERDO A SU ENERGÍA: En términos de energía, en toda reacción química hay emisión o absorción de

energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de

Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe. La energía liberada

o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:

En una reacción exotérmica la entalpía es negativa (ΔH = -) En una reacción

endotérmica la entalpía es positiva (ΔH = +)

4.3.7.1 REACCIONES EXOTÉRMICAS:

Son aquellas que al producirse, desprenden o liberan calor representado por

una variación de entalpía ΔH.

A + BC → AB + C + ΔH

Ejemplos: 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O + ΔH

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 + ΔH

4.3.7.2 REACCIONES ENDOTÉRMICAS:



Son aquellas reacciones en las que es necesaria la absorción de calor para que

puedan llevarse a cabo.

ΔH + A + BC → AB + C

Ejemplos: CaCO3 + ΔH → CaO + CO2

Cu + H2SO4 + ΔH → CuSO4 + H2

4.3.8. REACCIONES DE ACUERDO A SU REVERSIBILIDAD:

4.3.8.1 REACCIONES REVERSIBLES: Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para

generar los reactivos iniciales. También se puede decir que la reacción se produce

en ambos sentidos.

A + B → AB Ejemplos: CO2 + H2O → H2CO3

FeCI3 + 3 KSCN → Fe(SCN)3 + 3 KCl

4.3.8.2 REACCIONES IRREVERSIBLES: Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los

reactivos iniciales, de esta forma la reacción continúa en la dirección que muestra

la ecuación.

A + B → AB

Ejemplos: 2 K + HNO3 → 2 KNO3 + H2

AgNO3 + NaCI → NaNO3 + AgCl Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta

reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente

irreversible.



I

4.3.9. REACCIÓN REDOX:

Las reacciones químicas de óxido-reducción (reacciones redox) son aquellas en

las que se produce una transferencia de electrones, donde se presenta una

variación de los estados de oxidación de las sustancias.

Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos

pierde electrones. Ejemplo:

Al0 → Al3+ +3 e- Reducción: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana

electrones. Ejemplo:

Ag+ + 1e- → Ag0 Cada salto equivale a un electrón. En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren

simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de

átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO

hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.

Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman agentes reductores. Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan agentes oxidantes. En la reacción Fe0 → Fe2+ + 2 e-, el Fe es la sustancia que pierde e-, se oxida,

por tanto es el agente reductor.

En la reacción Cu2+ + 2 e- → Cu0, el Cu2+ es la especie química que gana e-,

se reduce, por tanto es el agente oxidante.

Sumando ambas ecuaciones, denominadas también semireacciones, se

obtiene la reacción de oxidación - reducción o redox:

Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0



Esquema del electrodo normal de hidrógeno

4.3.9.1 EL POTENCIAL REDOX (E0) Es un valor relativo que se obtiene comparando el potencial redox de un sistema

con el potencial del electrodo normal de hidrógeno al que se le asigna un valor de

E0 = 0,00 V (potencial normal) a pH = 0. En los sistemas biológicos (pH = 7,0) el

potencial redox es de E0 = - 0,42 V

El electrodo normal de hidrógeno: Consiste en un alambre de platino sumergido en

una solución 1 M de iones hidrógeno (H+), a 25° C, en la que se hace burbujear

gas hidrógeno (H2) a la presión de 1 atm.

Se indica en la siguiente forma: E0 H+ /H2 = 0. Un valor E0 positivo y de alta

magnitud indica que se favorece las reacciones de oxidación. En cambio, un

valor E0 negativo y de baja magnitud indica un ambiente altamente reductor.

Los potenciales Redox se encuentran tabulados y a continuación se presentan algunos ejemplos de los potenciales Redox de algunos sistemas.

SISTEMA E0

(V)

Li+

+ 1 e-

Li - 3,045

Al3+

+ 3 e-

Al - 1,662

Fe2+

+ 2 e-

Fe - 0,44

Cu2+

+ 2 e-

Cu + 0,336 2- + - 3+

Cr2O7 + 14 H + 6 e 2 Cr + 7 H2O + 1,333

F2 + 2 e-

2 F- + 3,05



SISTEMAS BIOLOGICOS E0

(V)

acetato-

+ 3 H+

+ 3 e-

acetaldehído + H2O - 0,581

cistina + 2 H+

+ 2 e-

2 cisteina - 0,340

NADP+

+ H+

+ 2 e-

NADPH - 0,320

fumarato-

+ 2 H+

+ 2 e-

succinato- + 0,031

citocromo c1 ( Fe3+

) + e-

citocromo c1 ( Fe2+

) + 0,220

citocromo a3 ( Fe3+

) + e-

citocromo a3 ( Fe2+

) + 0,385

4.3.10. REACCIONES METABÓLICAS

Cada célula desarrolla miles de reacciones químicas que pueden ser exergónicas

(con liberación de energía) o endergónicas (con consumo de energía), que en su

conjunto constituyen el metabolismo celular.

a) Las reacciones exergónicas o exotérmicas:

Son aquellas que liberan energía química y calórica al medio externo, por

ejemplo todas las reacciones rédox o de óxido-reducción que están

involucradas en la respiración celular aerobia (glucólisis, ciclo de krebs, cadena

oxidativa).

b) Las reacciones endergónicas o endotérmicas:

Son aquellas que necesitan incorporar energía química para sintetizar o

producir moléculas orgánicas, no se produce liberación de calor hacia el medio

externo, por ejemplo la fotosíntesis oxigénica, la síntesis de proteínas, la síntesis

de lípidos.

4.4. ESTEQUIOMETRIA: Parte de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las

masas y los volúmenes de los reactivos y productos que intervienen en una

reacción química.

4.4.1. PESO MOLECULAR:

Es la masa relativa de una molécula, comparada con la masa del átomo de

carbono. El peso molecular puede calcularse, si se conoce la fórmula de la

sustancia, sumando los pesos atómicos y multiplicándolos por el número de

átomos presentes.



I

Ejemplo el peso molecular del agua, H2O, es 18 g/mol; el peso molecular de la

glucosa, C6H12O6, es 180 g/mol.

Al cociente entre dos coeficientes estequiométricos se le denomina razón

estequiométrica, es un parámetro constante y universal para cada par de

participantes en una reacción.

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O

4.4.2 Relación mol – mol Para la siguiente ecuación balanceada 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3

a) ¿Cuántos moles de O2 reaccionan con 3,17 moles de Al? b) A partir de 8,25 moles de O2, ¿cuántos moles de Al2O3 se producen? Las relaciones estequiométricas requeridas a partir de la ecuación balanceada son:

Almoles

Omoles

4

3 2 2

32

3

2

Omoles

OAlmoles

a) 2

2 38,24

317,3 Omoles

Almoles

OmolesAlmoles b)

32

2

322 50,5

3

225,8 OAlmoles

Omoles

OAlmolesOmoles

4.4.3 Relaciones mol – gramo La siguiente ecuación muestra la reacción de descomposición del clorato de potasio.

KClO3 → KCl + O2

a) Cuántos gramos de oxigeno (O2) serán necesarios para obtener 2,25 moles de

clorato de potasio (KClO3)

b) Si se descomponen 755 g de clorato de potasio (KClO3), ¿cuantos moles de

cloruro de potasio (KCl) se obtendrán?

Primero se debe balancear la ecuación: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2



a) 2

2

2

3

23 108

1

32

2

325,2 Og

Omol

Og

KClOmoles

OmolesKClOmoles

b) KClmolesKClOmoles

KClmoles

KClOg

KClOmolKClOg 16,6

2

2

5,122

1755

33

33

4.4.4 Relación gramos – gramos.

¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2 en

base a la siguiente ecuación balanceada?

4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) → 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l)

3

3

3

23

3

23

2323 33,83

1

63

)(4

10

)(189

)(1)(100 HNOg

HNOmol

HNOg

NOZnmoles

HNOmoles

NOZng

NOZnmolNOZng

4.5. CÁLCULOS CON VOLUMEN Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con los

siguientes requisitos: En reacciones gaseosas, el número de moles es

numéricamente igual al número de volúmenes. La reacción se lleva a cabo en

condiciones normales de temperatura y presión (T = 0° C = 273 K, P = 1 atm). El

volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones normales (CN) de presión y

temperatura es igual a 22,4 L (1 mol gas = 22,4 L)

Ejemplo: Determinar el volumen de O2, en condiciones normales, que se requieren

para quemar completamente 56 L de metano (CH4), en las mismas condiciones.

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)

a) 2

4

24 112

1

256 OL

CHL

OLCHL

La siguiente ecuación muestra la reacción de combustión del etano en CN.

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (g) Calcule: a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3,17 moles de C2H6 (etano)? b) ¿Cuántos moles de CO2 (dióxido de carbono) se producen si se obtiene 13,5 litros de vapor de agua?



c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (dióxido de carbono)?

a) 2

2

2

62

262 5,248

1

4,22

2

717,3 OL

Omol

OL

HCmoles

OmolesHCmoles

b) 2

2

2

2

22 4,0

6

4

4,22

15,13 COmoles

OHmoles

COmoles

OHL

OHmolOHL

c)

62

62

62

2

62

2

22 7,83

1

30

4

2

4,22

1125 HCg

HCmol

HCg

COmoles

HCmoles

COL

COmolCOL

4.6. EJERCICIOS RESUELTOS

1. El dióxido de azufre (SO2) reacciona con el oxígeno (O2) para formar trióxido

de azufre (SO3). a) Escribe la reacción química y ajústala. b) ¿Qué sustancia

es el producto y cuáles son los reactivos?

a) 2 SO2 + O2 → 2 SO3

b) Los reactivos son el SO2 y el O2 ; el producto es el SO3

2. ¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2

en base a la siguiente reacción?

Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + N2O + H2O Primero balancear la reacción química 4 Zn + 10 HNO3 -- 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O

3

3

3

23

3

23

23

23 3,831

63

)(4

10

)(189

)(1)(100 HNOg

HNOmol

HNOg

NOZnmoles

HNOmoles

NOZng

NOZnmolNOZng

3. El nitrito de amonio acuoso se descompone por calentamiento según la

reacción (nitrito de amonio NH4 N2 + 2 H2O). Que volumen de nitrógeno en

condiciones normales será liberado por la descomposición de 80 g de nitrito

de amonio.

NH4NO2 N2 + 2 H2O

2

2

2

24

2

24

2424 28

1

4,22

1

1

64

180 NL

Nmol

NL

NONHmol

Nmol

NONHg

NONHmolNONHg



4. El estaño sufre una oxidación cuando reacciona con ácido nítrico de acuerdo a

la siguiente reacción: Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O a) Que cantidad (en

libras) de ácido nítrico reaccionara con 895 g de estaño. b) Que volumen de

dióxido de nitrógeno en condiciones normales se obtendrán a partir de la

reacción de 2,5 kg de estaño.

Sn + 4 HNO3 SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O

3

3

3

3

33 2,46,453

1

1

63

1

4

119

1895) HNOlb

HNOg

HNOlb

HNOmol

HNOg

Snmol

HNOmoles

Sng

SnmolSnga

2

2

22 4,18821

4,22

1

4

119

1

1

10005,2) NOL

NOmol

NOL

Snmol

NOmoles

Sng

Snmol

SnKg

SngSnKgb

5. La siguiente ecuación, muestra la reacción de combustión del butano

C4H10 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g) Calcule: a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3.17 moles de C4H10 (butano)? b) ¿Cuántos moles de CO2 (dióxido de carbono) se producen si se obtiene

13,5 L de vapor de agua? c) ¿Cuántos gramos de C4H10 (butano) son

necesarios para obtener 125 L de CO2

Primero balancear la reacción química 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) -- > CO2 (g) + 10 H2O (g)

2

2

2

104

2

104 5,4611

4,22

2

1317,3) OL

Omol

OL

HCmoles

OmolesHCmolesa

2

2

2

2

2

2 37,013

8

4,22

15,13) COmoles

OHmoles

COmoles

OHL

OHmolOHLb

104

104

104

2

104

2

22 9,80

1

58

8

2

4,22

1125) HCg

HCmol

HCg

COmoles

HCmoles

COL

COmolCOLc

4.7. EJERCICIOS PROPUESTOS: 1. Completa las siguientes reacciones

a) Síntesis CI2O + .......... → HCIO

b) Descomposición NH4NO3 → .......... + ..........



c) Desplazamiento AI + Cr2O3 → .......... + ..........

d) Doble sustitución AI(OH)3 + HNO3 → .......... + ..........

2. Nombrar el tipo de reacción que representa cada una de las reacciones planteadas a continuación.

a) 2 H2 + O2 → 2 H2O ………………….………

b) 2 Na + CI2 → 2 NaCI .……………….………

c) H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O ……………….………

d) LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O ………………….………

e) HBrO2 → HBr + O2 ………………….………

1. Balancear las siguientes ecuaciones

a) Cu + HNO3 -> NO + H2O + Cu(NO3)2

b) Al + CuSO4 → Cu + AI2 (SO4)3

c) C + H2SO4 → SO2 + CO2 + H2O

5. Escribir las semireacciones de oxidación y reducción a partir de la siguiente

reacción.

MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2

6. La sosa cáustica se prepara comercialmente a partir de carbonato de sodio y cal apagada según la reacción Na2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + NaOH. Cuantos gramos de hidróxido de sodio podrán obtenerse a partir de 0,5 kg de Na2CO3

Sol: 377,4 g NaOH 7. ¿Cuál será la cantidad (en g) de carburo de calcio necesario para obtener 5,2

g de acetileno? CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2

Sol: 12,8 g CaC2. 8. Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO2) obtenidas cuando

se producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por

acción de la luz? HNO3 → NO2 + O2 + H2O

Sol: 12 moles NO2. 9. El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua

dando gas hidrógeno y una disolución de NaOH ¿Qué cantidad de sodio

metálico se necesitan para obtener 7,81 g de hidrógeno?



Sol: 179,6 g Na.

10. Para obtener la urea se hicieron reaccionar 637,2 g de amoníaco con 1142 g

de dióxido de carbono, según la reacción:

2 NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O.

a) ¿Qué masa de producto (urea) se formó?

b) ¿Qué masa de reactivo en exceso quedó sin reaccionar?

Sol: a) 1124,5 g (NH2)2CO b) 317,4 g CO2

11. La aspirina (ácido acetil salicílico) se prepara por calentamiento del ácido

salicílico (C7H6O3) con el anhídrido acético (C4 H6 O3).

C7H6O3 + C4H6O3 → 9H8O4 + C2H4O2

Cuando se calientan 2,0 g de ácido salicílico con 4,0 g de anhídrido acético.

Cuántos g de aspirina se forman?

Sol: 2,6 g de aspirina. 12. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e hidrógeno.

a) ¿Qué volumen de gas, medido en C.N., se obtendrá al reaccionar 2,23 g

de cinc?

b) Si se obtienen 0,25 L de hidrógeno, medido en C.N. ¿cuál será la cantidad de cloruro de cinc formado?

Sol: a) 0,77 L H2 b) 1,52 g ZnCl2

13. Algunas de las reacciones más conocidas de neutralización con antiácidos es

la reacción del bicarbonato sódico; esta reacción es conocida por liberar ciertas

cantidades de dióxido de carbono que finalmente se disipan tras su ingestión

según la reacción:

bicarbonato de sodio + HCl → NaCl + dióxido de carbono + H2O. ¿Cuál será la

cantidad de dióxido de carbono (en mL) que se forman cuando reaccionan 2,5

g de bicarbonato de sodio?

Sol: 666,67mL dióxido de carbono



5. NOMENCLATURA Y NOTACIÓN EN QUÍMICA INORGÁNICA

5.1. DEFINICIONES

La Química Inorgánica, es la ciencia que se encarga estudio integrado de la

formación, composición, estructura y reacciones de todos los elementos y

compuestos inorgánicos, es decir los que no poseen enlaces carbono hidrógeno

en su estructura.

Nomenclatura, palabra que proviene del latín Nome = nombre, la nomenclatura se

basa en un lenguaje adoptado para nombrar a las sustancias puras, sean simples o

compuestas.

Notación o formulación química, proviene del griego notare= escribir, implica la

correcta escritura de los compuestos químicos.

5.2 ELEMENTO Lavoisier, definió ELEMENTO, como toda sustancia que no puede ser

descompuesta por medios químicos, en otra más simple, está formado por una

sola clase de átomos, los que poseen el mismo número atómico.

a) Elemento atómico: Es una partícula másica, eléctricamente neutra. Jöns

Jacob Berzelius (creador del lenguaje químico) propuso representar los átomos de

los elementos por Símbolos, la escritura se realiza anotando la primera letra del

nombre con mayúscula, o dos letras si existen varios elementos que comienzan con

la misma letra, la segunda letra se escribe con minúscula, ningún símbolo lleva más

de dos letras. Algunos elementos se identifican utilizando las primeras letras del

nombre griego o latino. Ejemplo:

Al añadir sal al fuego Color amarillo contiene Na

Elemento Símbolo Nombre latino

Sodium Na Natrium

Mercurio Hg Hidrargirum

Oro Au Aurum

Azufre S Sulphur

Estaño Sn Stannum

Resultado



La identificación de los elementos también se efectúa, considerando algunos otros

aspectos tales como:

En homenaje al nombre de un país o continente:

Francio Fr Francia

Germanio Ge Alemania

Europio Eu Europa

Considerando a los astros y planetas:

Selenio Se A la Luna

Paladio Pd Al asteroide Palas

Uranio U Al Planeta Urano

En homenaje a algunos científicos:

Curio Cm Marie y Pierre Curie

Lawrencio Lw H. Lawrence

b) Elemento Iónico: Un elemento iónico, es una partícula másica con carga

eléctrica positiva o negativa. Para su representación se utiliza el símbolo del

elemento iónico acompañado de su carga positiva o negativa, colocada en la parte

superior y derecha del símbolo.

Se deben diferenciar los términos anión y catión. Anión es un ion cuya carga neta

es negativa, debido al incremento en el número de electrones; en cambio un

catión es un ion con carga neta positiva debido a la pérdida de uno o más

electrones. ION POSITIVO DEL BERILIO

Ión Positivo Ión Negativo Compuesto

(catión) (anión)

Na+ As O - 3 Na+NO- 3

Ca++ l O3- Cu2+ (Cl O3

-)2

Al+++ S O4= Bi3+

2 (S O4

=)3



5.2.3 Clasificación de los elementos Los elementos en función a su comportamiento químico se clasifican en: metales, no

metales, semimetales, gases nobles.

Los metales, son elementos que tienen gran tendencia a perder electrones formando

iones positivos o cationes y los no metales a ganarlos, dando iones negativos o

aniones, Los semimetales, tienen comportamiento químico de metales y

semimetales, por ello se los denomina anfóteros.

Los gases nobles son elementos de poca afinidad química.

5.3 VALENCIA Edward Frankland, en 1852, desarrolla la “teoría de la valencia”, en la que hace

referencia a la palabra latina “Valencia” que significa “poder combinante”, es decir,

la capacidad de combinación de un átomo.

La valencia de los elementos, está en función al número del Grupo de la Tabla

periódica, es decir, que de los Grupos pares las valencias presentan valencias

pares, así mismo se relaciona con el número de electrones ganados, perdidos o

compartidos por un átomo al entrar en combinación con otro, para adquirir la

configuración electrónica de un gas noble, siendo considerada por lo tanto como el

número de oxidación, depende del número de electrones presentes en el último

nivel de energía.

En la tabla periódica los NO METALES, presentan cargas negativas y los

METALES cargas positivas. Ej. Azufre (S) del Grupo VI, tiene valencias 2+,4+,6+;

y de los Grupos impares valencias impares ej. Cloro (Cl) del Grupo VII tiene

valencias 1+,3+,5+, 7+.

5.4 COMPUESTO IÓNICO

Dalton, supuso que cuando se mezclaban dos elementos, se obtenía como

resultado un compuesto químico, el mismo que contenía un átomo de cada uno.

Es decir, cuando los átomos que constituyen un sistema material son diferentes, el

conglomerado formado se llama compuesto químico.

Ejemplo:

4 Li + O 2 2Li 2 O Oxido de litio

El catión, constituyente electropositivo, debe ir al principio.



El anión, constituyente electronegativo, irá en segundo lugar.

ELEMENTOS QUÍMICOS Y SUS VALENCIAS

MONOVALENTES

Litio Li +1

Sodio Na +1

Potasio K +1

Rubidio Rb +1

Cesio Cs +1

Francio Fr +1

Plata Ag +1

DIVALENTES

Berilio Be +2

Magnesio Mg +2

Calcio Ca +2

Estroncio Sr +2

Bario Ba +2

Radio Ra +2

Zinc Zn +2

Cadmio Cd +2

MONO-DIVALENTES

Cobre Cu +1, +2

Mercurio Hg +1, +2

DI-TRIVALENTES

Hierro Fe +2, +3

Cobalto Co +2, +3

Niquel Ni +2, +3

DI-TETRAVALENTES

Estaño Sn +2,+4

Plomo Pb +2, +4

Platino Pt +2, +4

Paladio Pd +2, +4

MONO-TRIVALENTES

Oro Au +1, +3

Talio Tl +1, +3

TRI-PENTAVALENTES

Bismuto Bi +3, +5

TRIVALENTES

Aluminio Al +3

Galio Ga +3

Indio In +3

Escandio Sc +3

METALES

POLIVALENTES (ANFÓTEROS)

Cromo Cr +2, +3, +6 Manganeso Mn +2, +3, +4,+6, +7 Molibdeno Mo +2, +3, +4, +5, +6 Wolframio W +2, +3, +4, +5, +6 Uranio U +3, +4, +5, +6 Iridio Ir +2, +3, +4, +6 Titanio Ti +3, +4

NO METALES

Halógenos Símbolo Valencia Valencia Calcógenos Símbolo Valencia Valencia

Negativa Positiva Negativa Positiva Fluor F -1 Oxígeno O -2 Cloro Cl -1 1+3+5+7+ Azufre S -2 2+4+6+ Bromo Br -1 1+3+5+7+ Selenio Se -2 2+4+6+ Yodo I -1 1+3+5+7+ Teluro Te -2 2+4+6+ Nitrogenoides Carbonoides

Nitrógeno N -3 Carbono C -4 4+ Fósforo P -3 3+5+ Silicio Si -4 4+ Arsenio As -3 3+5+ Antimonio Sb -3 3+5+ Boro B -3 3+



Se denominan nombrando primero el componente electronegativo y al final el

componente electropositivo.

Los compuestos se clasifican en función al número de elementos que compone la

molécula en: Compuestos Binarios, aquellos que están formados por 2 elementos;

Compuestos Ternarios, aquellos que están formados por 3 elementos;

Compuestos Cuaternarios, aquellos que están formados por 4 elementos;

Compuestos Complejos, aquellos que están formados por más de 4 elementos.

Son aquellos metales que al perder electrones adquieren carga positiva y los No

metales al ganar electrones adquieren carga negativa. Estos al combinarse forman

compuestos iónicos, cuya aplicación es amplia, entre los que se encuentran:

Ti O2 Oxido de Titanio, para la fabricación de biomateriales (placas).

H2 O2 Peróxido de Hidrógeno o agua oxigenada, como antiséptico.

Al (OH)3 Hidróxido de Aluminio, como antiácido.

Cl Na Cloruro de sodio, sal común en soluciones fisiológicas.

Ba2 SO4 Sulfato de Bario, como contraste radiológico.

Na Cl O Hipoclorito de sodio, como antiséptico y blanqueador.

Ca CO3 Carbonato de calcio, en la fabricación de yeso.

ATOMO ATOMO CATION ANION

5.5 COMPUESTOS MOLECULARES

Están formados por unidades moleculares discretas, formados por elementos no

metálicos, generalmente son compuestos binarios, la escritura es irregular para los

compuestos que presentan hidrógeno.

Ejemplos: HCl Cloruro de hidrógeno/ ácido clorhídrico

CO Monóxido de Carbono



NH3 Amoniaco

5.6. FORMULA QUÍMICA

La fórmula química es una representación simbólica de la molécula o unidad

estructural de una sustancia, en la que se indica la cantidad o proporción de

átomos que intervienen en el compuesto. Así por ejemplo:

Coeficiente 2 Bi2 O3

Subíndice

El compuesto está formado de 4 átomos de Bismuto por cada 6 átomos de

oxígeno. La condición para que la fórmula de un compuesto esté bien escrita es que,

la suma de los productos del número de átomos de un elemento por su valencia (con

su signo) debe ser nula. Esta regla está basada en que las sustancias deben ser

eléctricamente neutras. El elemento más electronegativo actúa con valencia

negativa, y el otro u otros, con positiva.

a) Fórmula Empírica: Indica cuáles son los elementos presentes y la proporción

mínima de los diferentes átomos que forman dicho compuesto, en números

enteros, son las fórmulas más sencillas. Así el sulfuro de calcio se representa:

Ca S ó en general Cax S x

Otro ejemplo: Peróxido de Hidrógeno, su fórmula empírica es HO

b) Fórmula Molecular o Global: Indica el número exacto de átomos de cada

elemento y clase de átomos de una molécula. Ejemplo:

H2O2 Peróxido de hidrógeno

HCl Ácido clorhídrico (1 átomo de hidrógeno y 1 de cloro)

C6 H6 Benceno (6 átomos de carbono y 6 átomos de hidrógeno)

Esta fórmula permite escribir directamente la fórmula de un compuesto.

c) Fórmula funcional: Muestra el grupo funcional del compuesto:

OH

Al OH

OH



d) Fórmula Estructural: Las fórmulas estructurales de los compuestos, son

aquellas que expresan el número total de los elementos que forman parte de un

compuesto, su composición centesimal y la función química. Representa la

ordenación de los átomos y cómo se enlazan para formar moléculas. Ejemplo:

Bromo hexano:

H H H H H H

H – C – C- C- C- C- C- Br

H H H H H H

5.7 SISTEMATIZACIÓN DE LA NOMENCLATURA Los sistemas de nomenclatura para nombrar los compuestos, son los siguientes: la

Nomenclatura sistemática o de I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada), la nomenclatura funcional o de STOCK, la nomenclatura clásica o

tradicional.

La nomenclatura sistemática o de I.U.P.A.C., nombra a los compuestos binarios y

ternarios básicos utilizando prefijos de cantidad numéricos como: di, tri, tetra, etc;

para indicar la proporción de cada uno de los elementos que se encuentren repetidos

en el compuesto.

La nomenclatura Funcional o STOCK, se caracteriza por la introducción de

números romanos entre paréntesis, para indicar los números o estados de oxidación

(valencia) de los elementos. El Nº de oxidación del elemento se indica en números

romanos y entre paréntesis inmediatamente después del nombre. Si en el

compuesto interviene un elemento cuyo Nº de oxidación es constante es

innecesario indicarlo.

La Nomenclatura Clásica, designa nombres a los compuestos tomando en cuenta la

función a la cual pertenece, dando un Nombre genérico y un Nombre Específico a

cada compuesto.

5.8 CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

5.8.1 ÓXIDOS METÁLICOS Ó BÁSICOS. Son compuestos que resultan de combinar un metal con el oxígeno.

Metal + Oxigeno Óxido Metálico



Ba + O2 Ba O

El oxígeno actúa con valencia −2. En la escritura colocar primero el símbolo del

elemento distinto del oxígeno y a continuación del oxígeno.

El oxígeno se combina con todos los elementos químicos, excepto con los gases

nobles.

En cuanto a su nomenclatura:

a) Nomenclatura Clásica: Se nombran con la palabra “óxido” seguida del nombre

del metal, precedida de la preposición – de - . Si éste tiene varias valencias, la

terminación del nombre del metal es en -oso o en -ico, según actúe con la menor o

con la mayor valencia, respectivamente.

b) Nomenclatura Stock: Se nombra con la palabra “óxido”, seguida del nombre del

metal y entre paréntesis en números romanos el número de oxidación.

c) Nomenclatura IUPAC: Se emplearán los prefijos correspondientes a los

subíndices.

COMPUESTO IUPAC STOCK CLASICA

Fe2 O3 Trióxido de dihierro. Oxido de hierro (III) Oxido férrico

Ra O Monóxido de radio Oxido de radio (II) Oxido de radio

Pb O2 Dióxido de plomo Oxido de plomo (IV) Oxido plúmbico

Pt O Monóxido de platino Oxido de platino (II) Oxido platínico

Ni 2O3 Trióxido de diníquel Oxido de niquel (III) Oxido niquélico

Escribir la fórmula molecular de los siguientes compuestos:

Trióxido de dialuminio …………………………..

Trióxido de (di) manganeso …………………………..

Hemióxido de plata …………………………..

Sesquióxido de oro …………………………..

Monóxido de (di) potasio …………………………..

Oxido índico …………………………..

Oxido titánico ……………………………



Oxido de paladio (IV) ……………………………

Oxido de talio (III) ……………………………

Escribir los nombres de los siguientes óxidos básicos en los tres sistemas de

nomenclatura:

Ca O:………………………………………………………………………………............................

V2 O3:.............................................................................................................................................

Sn O: .............................................................................................................................................

Cr O: .............................................................................................................................................

Na2 O: ...........................................................................................................................................

Hg O: ..........................................................................................................................................

5.8.2 ÓXIDOS NO METÁLICOS, OXIDOS ACIDOS Ó ANHÍDRIDOS

Resultan de la combinación de un No metal con el Oxigeno, formando un anhídrido u

óxido No Metálico:

Si + O2 Si O2

a) Nomenclatura de IUPAC o Sistemática: Estos compuestos se nombran con la

palabra 'óxido' (o 'anhídrido') seguida del nombre del No Metal. Además, se utilizan

prefijos para indicar la proporción en que se encuentran presentes el oxígeno y No

Metal.

b) Nomenclatura de STOCK: La denominación es con La palabra “óxido”, seguida

del nombre del No metal y la valencia del No metal con números romanos entre

paréntesis.

c) Nomenclatura Clásica: Se nombra con la palabra Anhídrido, seguida del

nombre del No Metal y si éste tiene varias valencias, la terminación del nombre del

No metal es en: -oso o en –ico-, según

actúe con la menor o con la mayor

valencia, respectivamente. Si tiene más

de dos valencias, se emplean los prefijos

hipo- para la menor y per- para la mayor.

No metal+ Oxígeno Oxido No Metálico ó Anhídrido




Cl2 O Monóxido de dicloro óxido de cloro (I) Anhídrido

hipocloroso

Br2O5 Pentóxido de dibromo Óxido de bromo (V) Anhídrido Brómico

l2 O7 Heptóxido de diyodo Óxido de yodo (VII) Anhídrido peryódico

CO Monóxido de carbono Óxido de carbono

(IV)

Anhídrido carbónico

N2O3 Trióxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno

(III)

Anhídrido nitroso

Completar los nombres, según la nomenclatura IUPAC, STOCK y Clásica:

l2 O3 :…………………………………………………………………

P2 O5 :…………………………………………………………………

Br2 O7 :…………………………………………………………………

C O2 :…………………………………………………………………..

Te O2………………………………………………………………….

Escriba la fórmula molecular de los siguientes anhídridos:

Sesquióxido de fósforo ………………………………….

Oxido de selenio (IV) …………………………………..

Anhídrido hiposulfuroso …………………………………..

Hemióxido de yodo …………………………………..

Anhídrido fosfóroso ……………………………………

Anhídrido silícico …………………………………...

Oxido de antimonio (III) …………………………………..

Monóxido de nitrógeno …………………………………..



5.8.3 HIDRUROS METÁLICOS Compuestos formados por la unión de un metal y el hidrógeno. El hidrógeno actúa

con valencia (–1), porque es más electronegativo que los metales que actúan con

positiva.

2Bi + 3H2 2Bi H3

a) Nomenclatura sistemática: Se nombran con la palabra genérica “hidruro”

seguida del nombre del elemento Metálico. Las proporciones de los constituyentes

se pueden especificar, mediante prefijos numerales

b) Nomenclatura de STOCK: La denominación es con La palabra “hidruro”,

seguida del nombre del Metal y la valencia del metal con números romanos entre

paréntesis.

c) Nomenclatura Clásica: Se nombra mediante la palabra “hidruro”, seguida de la

raíz del nombre del elemento con la terminación -ico u –oso para indicar la valencia


Na H Monohidruro de sodio Hidruro de sodio (I) Hidruro sódico

Cu H2 Dihidruro de cobre Hidruro de cobre (II) Hidruro cúprico

Al H3 Trihidruro de alumninio Hidruro de aluminio

(III)

Hidruro alumínico

5.8.4 HIDRUROS NO METÁLICOS O ÁCIDOS HIDRÁCIDOS Estos compuestos están formados por la unión de un no metal y el hidrógeno. Hay

que distinguir entre los no metales de los grupos IIIa, IVa y Va, el no metal actúa con

valencia positiva; los de los grupos VIa y VIIa, el no metal actúa con valencia

negativa.

H2 + S H2S ácido sulfhídrico

Metal + Hidrógeno Hidruro Metálico

Hidrógeno + No Metal Hidruro No Metálico



a) Nomenclatura sistemática IUPAC: El hidrógeno actúa con (1+) y el no metal

con valencia negativa. Se nombran como los metálicos empleando preferentemente

la notación con prefijos numerales con el nombre genérico HIDRURO, preposición

DE y nombre del no metal.

b) Nomenclatura STOCK: se nombra el no metal com la terminación URO, luego

la preposición DE, y posteriormente la palabra HIDRÓGENO.

c) Nomenclatura clásica: el nombre genérico es ACIDO, y el nombre del no

metal presenta el sufijo HIDRICO.

COMPUESTO IUPAC STOCK CLÁSICA

H F Bromuro de hidrógeno Bromuro de

hidrógeno

Ácido flurhídrico

H2 Se Seleniuro de hidrógeno Seleniuro de

hidrógeno

Ácido selenhídrico

H I Ioduro de hidrógeno Ioduro de hidrógeno Ácido yodhídrico

P H3 Trihidruro de fósforo Trihidruro de fósforo Fosfamina o fosfina

Complete los siguientes ejercicios en base a la teoria de los hidruros metálicos y no

metálicos.

1. Escriba la nomenclatura de los siguientes compuestos:

B H3 ...............................................................................................................................

B2 H6 ...............................................................................................................................

Cs H ...............................................................................................................................

Si H4 ...............................................................................................................................

Ba H2 ...............................................................................................................................

C H4 ...............................................................................................................................

N H3 ...............................................................................................................................

Si H4 ...............................................................................................................................

As H3 ................................................................................................................................

Sb H3 ...............................................................................................................................

Bi H3 ..............................................................................................................................



Completar:

Trihidruro de antimonio……………………………

Trihidruro de fósforo……………………………….

Trihidruro de nitrógeno…………………………….

Cloruro de hidrógeno………………………………

Ioduro de hidrógeno………………………………..

Hidruro auroso ……………………………………..

Hidruro estannico ………………………………….

Hidruro de hierro (III)……………………………….

5.8.5 HIDRÓXIDOS O BASES Son compuestos que resultan de la combinación de un óxido metálico o básico con

el agua. El hidrógeno y el oxígeno forman el grupo hidróxido OH- que actúa con

valencia -1.

Hg O + H2 O Hg (OH) 2

a) Nomenclatura sistemática: El hidróxido se nombra con los prefijos numerales

mono, di, tri, tetra, etc, para indicar las proporciones del ión hidróxido y del ión

metálico.

b) Nomenclatura de STOCK: Un hidróxido se nombra con la palabra “hidróxido”, la

preposición – de -, el nombre del Metal y la valencia del metal con números romanos

entre paréntesis.

c) Nomenclatura Clásica: Se nombra mediante la palabra “hidróxido”, el nombre

del metal con la terminación -ico u –oso para indicar la valencia, mayor y menor

respectivamente (1)(2)(4). Ejemplos:

Fórmula Nomenclatura Nomenclatura Nomenclatura

de Stock Sistemática Clásica

LiOH Hidróxido de lítio Hidróxido de litio Hidróxido de litio

Ba (OH)2 Hidróxido de bario Dihidróxido de bario Hidróxido bárico

Oxido Metálico + Água Hidróxido



Ni(OH)2 Hidróxido de níquel (II) Dihidróxido de niquel Hidróxido niqueloso

Cr(OH)3 Hidróxido de cromo(III) Trihidróxido de cromo Hidróxido crómico

KOH Hidróxido de potasio Hidróxido de potasio Hidróxido potásico

Ejercicios:

Li OH .....................................................

Ba (OH)2 .....................................................

Bi (OH)3 .....................................................

Sn (OH)4 .....................................................

Au (OH)3 …………………………………….

5.8.6 ÁCIDOS OXOÁCIDOS Son compuestos que resultan de la combinación de un óxido ácido o anhídrido con el agua,

a los que se denomina Acido Oxácido.

SO3 + H2 O H2 SO4

a) Nomenclatura de IUPAC o Sistemática: Los compuestos se nombran con la

palabra “óxo”, seguida del prefijos mono, di, tri, tetra, etc. y del nombre del No Metal

acabado en “- ato”, se indica la valencia del no metal entre paréntesis y en números

romanos, y se termina con “de hidrógeno”. Se puede suprimir el prefijo “mono”.

Fórmula Nomenclatura sistemática

HClO ácido oxoclórico(I) u oxoclorato(I) de hidrógeno

HClO2 ácido dioxoclórico(III) o dioxoclorato(III) de hidrógeno

HBrO3 ácido trioxobrómico(V) o trioxobromato(V) de hidrógeno

HIO4 ácido tetraoxoiódico(VII) o tetraoxoiodato(VII) de hidrógeno

Oxido ácido + Agua Ácido oxoácido

A completar



HNO2 ácido dioxonítrico(III) o dioxonitrato (III)de hidrógeno

b) Nomenclatura de STOCK: La denominación es con La palabra “Ácido”, seguida

del nombre del No Metal y el prefijo numerales (monoxo, dioxo, trioxo, etc) y la

terminación –ico- con el número de valencia en romanos, entre paréntesis.

c) Nomenclatura Clásica: La denominación es con La palabra “Ácido”, seguida del

nombre del No Metal y el prefijo –hipo – per – y los sufijos - oso e - ico. Ejemplos:

Fórmula Nomenclatura Nomenclatura Nomenclatura

Clásica Funcional Sistemática o IUPAC

HClO acido hipocloroso ácido oxoclórico(I) oxoclorato(I) de hidrógeno

HClO2 acido cloroso ácido dioxoclórico(III) dioxoclorato(III) de hidrógeno

HBrO3 acido brómico ácido trioxobrómico(V) trioxobromato(V) de

hidrógeno

HNO2 acido nitroso ácido dioxonítrico(III) dioxonitrato (III) de

hidrógeno

5.8.7 ÁCIDOS POLIHIDRATADOS O POLIACIDOS

Son aquellos elementos que pueden combinarse con más de una molécula de agua,

para estos en su nomenclatura clásica se usan los prefijos meta- (1 H2O), piro- (2

H2O) y orto- (3 H2O) para los ácidos de los no metales trivalentes y pentavalentes.

Los prefijos meta- (1 H2O) y orto- (2 H2O) para los ácidos de los no metales

tetravalentes. Los ácidos que resultan de la máxima hidratación de los anhídridos,

pueden nombrarse también sin el prefijo orto-.

Ejemplos:

El arsénico, antimonio, boro y vanadio forman los mismos ácidos que el fósforo.

P2O5 + H2O HPO3 ácido metafosfórico

P2O5 + 2H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico

P2O5 + 3H2O H3PO4 ácido ortofosfórico



En cambio el Si y el Ti, presentan las siguientes variantes:

Si O2 + H2O H2 Si O3 ácido metasilícico

2 Si O2 + 3 H2O H6 Si2O7 ácido pirosilícido o disilícico

Si O2 + 2 H2O H4 Si O4 ácido ortosilícico o silícico

5.8.8 SALES Son compuestos formados por la combinación de uno o más cationes y uno o más aniones.

Ejemplo:

2 K+ + SO= 3 K 2SO3

Muchas sales se obtienen por reacción directa entre ácidos y un metal, una base o

un óxido metálico.

En función a la presencia de diferentes clases de cationes y aniones, las sales se

clasifican en Sales Neutras, Ácidas, Básicas, Oxisales.

5.8.8.1 Sales haloideas neutras o hidrosales: Resultan de la combinación de un

metal con un radical halogénico neutro, además es el resultado de la sustitución total

de los átomos de hidrógeno de un ácido hidrácido, que entra en combinación con un

metal, óxido o un hidróxido.

a) Nomenclatura IUPAC: Se nombran con el nombre genérico de SAL y el nombre

del no metal con el sufijo URO y prefijos numerales di,tri,etc, y por último el nombre

del metal.

b) Nomenclatura STOCK: El nombre genérico es SAL, el nombre del no metal con

el sufijo URO y prefijo numeral, el nombre del metal y entre paréntesis el número de

oxidación.

c) Nomenclatura clásica: El nombre del no metal con el sufijo URO y el nombre del

metal.

Fórmula Nomenclatura IUPAC Nomenclatura de Stock Nomenclatura Clásica

BaF2 difluoruro de Bario Fluoruro de bario Fluoruro bárico

CoCl3 tricloruro de cobalto Cloruro de cobalto (III) Cloruro cobáltico

Cátion + Anión Sal



CuBr monobromuro de cobre Bromuro de cobre(I) Bromuro cuproso

SnS2 disulfuro de estaño Sulfuro de estaño (IV) Sulfuro estánnico

5.8.8.2 Sales oxisales neutras Resultan de la combinación de un metal con un Radical Halogénico Neutro. Es el

resultado de la sustitución total de los átomos de hidrógeno de un ácido Oxácidos y

se forman cuando reaccionan con metales, óxidos e hidróxidos.

SO= 4 + 2Cs+ Na2 SO4 Sulfato césico ó Sulfato de cesio

a) Nomeclatura IUPAC: el nombre genérico es SAL, el nombre específico lleva la

palabra OXO con prefijos numerales y el nombre del no metal con sufijo ATO entre

paréntesis la valencia en números romanos, luego la preposición DE, y por último el

nombre del metal con su valencia en números romanos entre paréntesis.

b) Nomenclatura STOCK: el nombre genérico es SAL, el nombre específico lleva el

nombre del Radical halogénico terminado en ATO o ITO, luego el nombre del metal

con su valencia en números romanos entre paréntesis.

c) Nomenclatura clásica: El nombre genérico es SAL, el específico lleva el nombre

del radical halogénico terminado en ITO o ATO y luego el nombre del metal.

Sal Nomenclatura funcional Nomenclatura IUPAC

Na ClO hipoclorito de sódio monoxoclorato(I) de sodio

K2 SO3 sulfito potásico trioxosulfato(VI) de potasio

Fe SO4 sulfato ferroso o de hierro(II) tetraoxosulfato(VI) de hierro(II)

Cu(NO3)2 nitrato cúprico o de cobre(II) ditrioxonitrato(V) de cobre(II)

Mg(MnO4)2 permanganato de magnésio ditetraoxomanganato(VII) de

magnesio

5.8.8.3 SALES OXISALES ACIDAS Las sales ácidas resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido por

metales. Están formadas por un anión que todavía contiene hidrógeno (ácido) y un

catión el metal, por lo que la sustitución de átomos de hidrógeno es de forma parcial.

Cátion + H radical halogénico Sal ácida

Cátion + Anión Sal ácida



Ag+ + HSO- 4 Ag HSO4 Sulfato ácido argéntico

a) Nomenclatura IUPAC: el nombre genérico es SAL, en el nombre específico se

escribe primero el prefijo HIDROGENO, seguido de un sufijo numeral y la palabra

OXO y luego el nombre del no metal terminado en ATO co su valencia en números

romanos entre paréntesis, y finalmente el nombre del metal con su valencia en

números romanos entre paréntesis. Puede incluir prefijos multiplicativos bis, tris,

tetraquis, etc.

b) Nomenclatura STOCK: lleva el nombre genérico SAL, el nombre específico lleva

la palabra HIDROGENO con el prefijo numeral, luego el nombre del radical

halogénico y el nombre del metal con su valencia en números romanos entre

paréntesis.

c) Nomenclatura clásica: el nombre genérico es SAL, el nombre específico lleva la

palabra ÁCIDO con prefijo numeral y luego el nombre del metal.

Fórmula

LiHCO3 Sal hidrógenotrioxocarbonato (IV) de lítio (I) IUPAC

Sal hidrogeno carbonato de litio (I) STOCK

Sal carbonato ácido de lítio o bicarbonato de lítio. CLÁSICA

NaHSO4 Sal hidrógenoteraoxosultafo (VI) de sódio (I)

Sal hidrogeno sulfato de sódio (I)

sulfato ácido de sodio o bisulfato de sodio

NaH2PO4 Sal dihidrógenoteraoxofosfato (V) de Sodio (I)

Sal dihidrógeno fosfato de sódio (I)

Fosfato diácido de sódio

Al2(HPO4)3 Sal tris hidrógenotetraoxofosfato (V) de dialuminio (III)

Sal hidrogeno fosfato de alumínio (III)

Fosfato monoácido de aluminio

5.8.8.4 SALES OXISALES BÁSICAS Estas sales están formadas por la sustitución simultánea de todos los átomos de

hidrógeno de un ácido oxácido, por radicales oxhidrilo. Para su formulación se

suman las valencias del radical oxhidrilo con las del radical y se divide entre la

valencia del metal el resultado se coloca como subíndice del metal.



Mo++ + (OH) ClO- 3 Mo (OH) ClO3 Clorato básico de molibdeno

a) Nomenclatura IUPAC: el nombre genérico es SAL, en el nmbre específico se

coloca la palabra HIDROXI, con prefijo numeral, luego la palabra OXO, con prefijo

numeral, el nombre del radical terminado en ATO, la valencia en números romanos

entre parétesis y el nombre del metal con su valencia en número romanos entre

paréntesis

b) Nomenclatura STOCK: en el nombre específico se coloca lapalabra HIDROXI,

con prefijo numeral, el nombre del radical halogénico y el nombre del metal con su

valencia en números romanos entre paréntesis.

c) Nomenclatura clásica: en el nombre específico está la palabra BASICO, con

prefijo numeral y el nombre del metal.

K3 OHSO4 Hidroxitetraoxosulfato (VI) de potasio

Hidroxi sulfato de potasio (I)

Sulfato básico de potasio

Al(OH)2IO3 Dihidroxitrioxoyodato (V) de aluminio (III)

Dihidroxi yodato de aluminio (III)

Yodato dibásico de aluminio

Ba OH ClO Hidroxidioxoclorato (I) de bário (II)

Hidroxi hipoclorito de bário (II)

Hipoclorito básico de bario

Cátion + Anión Básico Sal Básica



5.9 PREGUNTAS PLANTEADAS 1. Explique ¿cuál es la combinación necesaria para obtener un ácido oxoácido?

2. ¿Cómo se obtiene una sal haloidea neutra?

3. Para nombrar una sal oxisal básica, ¿cuales son los pasos a considerarse en la nomenclatura

IUPAC?

4. ¿Quién fue el que propuso la clasificación de los elementos según sus propiedades periódicas?

5. ¿Cuál es la característica principal de los ácidos poliácidos?

METAL

+ Oxígeno

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXIGENO

OXIDOS

BASICOS

OXIDOS

ÁCIDOS

NO METAL

+ AGUA

HIDRÓXIDOS OXÁCIDOS

SALES

OXISALES

SALES

HALOIDEAS

NEUTRAS,

ACIDAS,

BASICAS

OXOSALES

HIDRÁCIDOS HIDRUROS

+ HIDRÓGENO

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO

NO METAL METAL

ANFÓTEROS

CUADRO DE FUNCIONES QUÍMICAS



5.10. EJERCICIOS PROPUESTOS (miscelánea) 1. Escriba la fórmula molecular de los siguientes compuestos complete con la nomenclatura

IUPAC:

Hidróxido de plata…………………….. Permanganato de potasio………………….

Bicarbonato de sodio…………………. Telururo de cinc………………………………

Carbonato básico de bario…………… Boramina………………………………………

Fosfato ácido de sodio…………………. Bisulfato de aluminio………………………..

Amoniaco……………………………….. Ácido sulfhídrico…………………………….

Fosfato diácido plumboso…………… Hidruro de rubidio……………………………

2. En los tres tipos de nomenclatura, escriba los nombres de los siguientes compuestos:

NaCl…………………………………………………………………………………………………

Mg OH BrO……………………………………………………………………………………..…..

Sr (OH)2………………………………………………………………………………………………

Cu H Se O4…………………………………………………………………………………………………………………………………………

Ni (H SO3)3………………………………………………………………………………………

Cu (PO3)2………………………………………………………………………………………….

H I………………………………………………………………………………………………….

BaSe……………………………………………………………………………………………….

H3PO3……………………………………………………………………………………………..

Cd (HSe)2 …………………………………………………………………………………………..

Fe (OH)2 Cl............................................................................................................................

Ni OH Cl..................................................................................................................................



6. SOLUCIONES

6.1. INTRODUCCIÓN El organismo humano, las plantas, los microorganismos tienen en su composición

AGUA, molécula noble por muchas características, compuesto mayor en nuestro

planeta y como tal el principal SOLVENTE en distintas partes de la célula.

6.2. AGUA La molécula de agua H2O, es el disolvente más polar que existe, además es uno

de los pocos compuestos que puede estar en estado gaseoso, sólido y líquido.

Sus moléculas se encuentran enlazadas por medio de puentes de hidrógeno, está

ampliamente distribuido en la naturaleza.

En el cuerpo humano a la cantidad de agua existente se la conoce como AGUA

CORPORAL TOTAL (ACT), representando en un adulto promedio de 70 Kg

representa el 60% de su peso total, es decir, 42 litros; en las mujeres es del 50%;

en un recién nacido 80%; en varones adultos 52%, obesos 45%. También puede

ser calculado mediante la siguiente fórmula:

El ACT se encuentra distribuido en dos grandes compartimentos, en las siguientes

proporciones:

- Líquido Extracelular (LEC): 20%

Líquido Intersticial: 15%

Líquido Intravascular (plasma sanguíneo): 5%

- Líquido Intracelular (LIC): 40%

6.3. CONCEPTO DE DISOLUCIÓN

Las disoluciones, conocidas también como soluciones, son mezclas

homogéneas de dos o más sustancias, en que las partículas que la forman son de

dimensiones moleculares o iónicas.

ACT = PESO X 0,6 (VARONES) o 0,5 (MUJERES)



I

a) Soluciones Binarias (disoluciones):

Son aquellas que presentan 2 componentes, los cuales reciben el nombre de

soluto y solvente.

6.4. COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN Presenta una sustancia, que se encuentra en menor cantidad, denominada

soluto; y una sustancia dispersante que se encuentra en mayor cantidad llamada

disolvente (solvente), que en la mayoría de los casos se encuentra en forma

líquida, pero también puede ser gaseosa o sólida. A partir de esto, tenemos la

primera fórmula a emplearse en este capítulo:

6.5. CARACTERÍSTICAS DE LAS DISOLUCIONES Pueden ser clasificadas en las siguientes:

6.5.1. Coligativas: Son las que dependen exclusivamente del número de moléculas o iones de soluto

presentes en la disolución, son resultado de un efecto “colectivo” y sirven para

determina r el peso molecular de los solutos, son las siguientes:

6.5.1.1 Presión osmótica:

Es la presión requerida para evitar el aumento de volumen de una solución por la

transferencia de disolvente puro a través de una membrana semipermeable,

evitando el fenómeno de osmosis.

La osmosis, es un proceso de vital importancia en los seres vivos, que permite la

distribución equitativa del agua, permitiendo de este modo el intercambio de

productos de nutrición y desecho a trabes de las membranas y paredes celulares,

SOLUTO = SOLUTO + SOLVENTE



es el flujo neto del solvente que va de la disolución diluida hacia la más

concentrada atravesando una membrana semipermeable.

6.5.1.2 Descenso de la presión de vapor:

Es propio en las soluciones líquidas y es la medida del número de moléculas que

escapan de la superficie del líquido por unidad de área. Generalmente la presión

de vapor de las disoluciones de solutos no volátiles en un disolvente son menores

que las del disolvente puro.

La Ley de Raoult establece: el descenso de la presión de vapor en disoluciones

disluidas de solutos no volátiles, es proporcional a la fracción molar del soluto, o la

presión de vapor de la solución es proporcional a la fracción molar del disolvente.

Además esta presión de vapor estará condicionada por el disolvente y la

temperatura.

6.5.1.3 Descenso del punto de congelación:

Conocido también como punto crioscópico, representa la temperatura a la cual

los cristales están en equilibrio con la solución, es decir, la temperatura a la cual la

fase líquida y sólida tienen igual presión de vapor. Generalmente el disolvente

puro se congela más rápido que la solución, por lo tanto el punto de congelación

del disolvente puro es mayor que el de la solución, es así que a mayor cantidad de

soluto, disminuye el punto crioscópico.

6.5.1.4 Aumento del punto ebulliscópico:

Las disoluciones presentan un punto de ebullición mayor que el del disolvente

puro. El punto de ebullición, es la temperatura a la cual la presión de vapor del

líquido es igual a la presión atmosférica. Es así que el agua a nivel del mar hierve

a 100°C, y su presión de vapor es de 760 mmHg, en cambio en la ciudad de La

Paz, que se encuentra 3600 m.s.n.m., el agua hierve a 87°C, por que la presión

atmosférica es de aprox. 495 mmHg.

6.5.2. Aditivas:

Depende de la suma de las propiedades de los constituyentes. Ejem.: Peso Molecular.

6.5.3. Constitutivas: Dependen de la disposición, número y clases de átomos que forman la molécula.



I

6.6. CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES: Existen varios parámetros a ser considerados para la clasificación de las disoluciones.

6.6.1. POR EL ESTADO DE AGREGACIÓN DEL SOLVENTE. Tenemos las siguientes combinaciones:

SOLVENTE SOLUTO EJEMPLO

Líquido Sólido C6H12O6 en H2O; NaCl en H2O

Líquido Líquido C2H5OH en H2O; H2SO4 en H2O

Líquido Gas CO2 en H2O; O2 en H2O

Sólido Sólido Cu+Sn; Zn + Sn (aleaciones)

Sólido Líquido Hg en Au; Hg en Ag(amalgamas)

Sólido Gas H ocluido en Pt; H ocluido en Pl

Gas Sólido Humo en aire; Polvo en el aire

Gas Líquido Vapor de agua en el aire

Gas Gas O2, Ar, Xe en N

6.6.2. POR SU CONCENTRACIÓN:

DISOLUCIÓN RELACIÓN SOLUTO SOLVENTE

EJEMPLO

Diluida Soluto mucho menor que el disolvente

1 g de ClNa en 1L de disolvente

Concentrada Soluto menor que el disolvente 10 g de ClNa en 1L de disolvente

Saturada Soluto más abundante que el disolvente


Sobresaturada Soluto mucho mayor que el disolvente


Las soluciones saturadas y especialmente las sobresaturadas, tienen íntima

relación con la solubilidad, que es la cantidad máxima de soluto capaz de

disolverse en una cantidad de disolvente determinado a una presión y temperatura



adecuados. Su unidad es el tanto por ciento (%). Los factores que modifican la

solubilidad son: la temperatura, la presión, el tamaño de las partículas y la

agitación. Por lo que a mayor temperatura mayor solubilidad.

La presión está vinculada a las disoluciones gaseosas, que son más solubles a

mayor presión, si se duplica la presión la solubilidad se duplica por lo que es

directamente proporcional (Ley de Henry). A menor tamaño de las partículas

mayor solubilidad. Ante la agitación aumenta la solubilidad.

6.6.3. POR LA DISGREGACIÓN DEL SOLUTO

6.6.3.1. Solución molecular:

Ante la disociación se disgregan hasta moléculas, lo que les impide ser buenas conductoras de electricidad, como el caso del alcohol en agua.

6.6.3.2. Solución iónica: Su punto máximo de disociación son los iones, son conductoras de electricidad, como ser el NaCl en H2O.

6.6.4. Por el diámetro de sus partículas

DISOLUCIÓN CARACTERÍSTICAS

Dispersiones, suspensiones o falsas disoluciones

El diámetro de sus partículas excede los 0,1 um

Dispersoides, coloides, disoluciones coloidales

El diámetro de sus partículas está entre 0,001 a 0,1 um. Producen el fenómeno Tyndall.

Dispérsidos o disoluciones verdadera El diámetro de sus partículas es menor a 0,001 um.

6.6.5. Por su composición

a) Electrolíticas:

Presenta electrolitos: Na, Cl, K, Mg, etc.

b) No electrolíticas: Contiene moléculas sin carga eléctrica: urea, glucosa, sacarosa, manosa, etc.



Iones rodeados por moléculas de H2O

Hemolisis Normal Crenocitosis

6.6.6. Por su tonicidad. Se comparan con la Osmolaridad plasmática, ésta es el conjunto de partículas osmóticamente activas en una solución, su valor normal oscila entre 290-310 mOsm/L.

DISOLUCIÓN CARACTERÍSTICAS

Hipotónicas Menor a la osmolaridad plasmática. NaCl al 0,3%

Isotónicas Igual a la osmolaridad plasmática. NaCl 0,9%

Hipertónicas Mayor a la osmolarida plasmática NaCl 20%

La importancia de este tipo de soluciones radica, en la práctica médica, en la toma de decisión pertinente al momento de administrar alguna solución vía intravenosa al paciente, debido a que las células sanguíneas circulantes (eritrocitos), sufren cambios trascendentales en su morfología, al someterse a la osmolaridad de estas sustancias. Es así que se observan las siguientes consecuencias:

En soluciones hipotónicas, los eritrocitos se hinchan por el ingreso de líquido, hasta reventar (HEMÓLISIS) En soluciones isotónicas, no sufre ningún cambio. En soluciones hipertónicas, libera líquidos, se arruga, hasta destruirse (CRENOCITOSIS).

6.6.7. Solvatación El proceso de solvatación producido por moléculas de agua se denomina hidratación. 6.7. CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES



La concentración está determinada por la cantidad de sustancia disuelta en un

peso determinado de la solución o del disolvente, ésta se expresa en diversas

formas, UNIDADES FÍSICAS (GRAMOS) o UNIDADES QUÍMICAS (MOLES).

6.8. UNIDADES FÍSICAS PARA MEDIR LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

UNIDAD FÓRMULA

PORCENTAJE EN PESO (%P/P) gramos de soluto %P/P=---------------------------------- x 100 gramos de disolución

PORCENTAJE EN VOLUMEN (%V/V) mililitros de soluto %P/P=---------------------------------- x 100 mililitros de disolución

PORCENTAJE EN PESO – VOLUMEN (%P/V) gramos de soluto %P/P=---------------------------------- x 100 mililitros de disolución

A modo de ejemplos, analice los siguientes ejercicios: EJEMPLO 1: Si se disuelven 40 g de NaCl, en 1000 g de agua, ¿cuál sería su concentración?. RESPUESTA: %P/P =40g de NaCl x 100 = 3,84%P/P 1040g solución EJEMPLO 2: Calcule la concentración %V/V, de 50mL de etanol, disueltos en 230 mL de agua. RESPUESTA: %V/V= 50mL de etanol x 100 = 17,86% V/V 280 mL solución EJEMPLO 3: Se encuentran disueltos 12g de glucosa en 560mL de solución. Cuál es su concentración? RESPUESTA: %P/V= 12g de glucosa x 100 = 2,14%P/V 560 mL solución A partir de esta unidad también se pueden resolver los siguientes ejercicios: EJEMPLO 4: Qué cantida de soluto se encuentra contenido en 50g de solución, cuya concentración es de 15%. Nota: para la resolución de este problema emplearemos la “regla de tres simple” RESPUESTA: Si en 100 g de solución ------------------ 50g de soluto En 15 g de solución ------------------ Xg de soluto



Xg de soluto = 15 x 50g de soluto = 7,5 g de soluto 100 EJEMPLO 5: Que cantidad de solución puede prepararse con 20g de sal, para que la solución resultante tenga una concentración al 7% RESPUESTA: Con 7 g de sal ---------------- 100g de solución Con 20g de sal ---------------- Xg de solución Xg de solución = 20 x 100g de solución = 285,71 g de solución 7

6.9. UNIDADES QUÍMICAS PARA MEDIR LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

Son otra forma de expresar la concentración de las disoluciones.

UNIDADES FÓRMULA

MOLARIDAD (M) M= N° de moles de soluto (mol) Volumen de solución (L)

MOLALIDAD (m) m= N° de moles de soluto (mol) Kg de solvente (Kg)

NORMALIDAD (N) N= Nº Eq-g de soluto (Eq-g) Volumen de solución (L)

FRACCION MOLAR Xi = N° de moles parciales a un componente (np) N° de moles totales del componente (nt)

FRACCIÓN MOLAR DEL SOLUTO Xs = Número de moles de soluto . N° de moles del soluto + N° moles del disolvente

FRACCION MOLAR DEL DISOLVENTE Xd= N° de moles del disolvente . N° de moles del soluto + N° de moles del disolvente

EJEMPLO 6: Calcular la molaridad de una solución que contiene 96g de NaCl disueltos en 2050mL de agua. RESPUESTA: 1° Determinar el Peso molecular del NaCl Na = 35,5 Cl = 23 . 58,5 g/mol 2° Determinar la cantidad de moles Si 1 mol de NaCl 58,5 g de NaCl X mol de NaCl 96 g de NaCl X mol de NaCl = 1,64 mol 3° Convertir mL a L de solución Si 1000mL 1 L 2050mL X L de solución



X = 2,05 L de solución 4° Aplicar la fórmula M= 1,64 moles de NaCl = 0,8 M 2,05 L de solución EJEMPLO 7: Calcular la molalidad de una solución que contiene 30g de cloruro de sodio disueltos en 2000 g de agua. 1° Calcular el número de moles en 30g de NaCl 58,5 g NaCl ------------- 1 mol de NaCl 30 g NaCl -------------- X moles de NaCl X= 0,51 moles de NaCl 2° Convertir g a Kg 1000 g 1 Kg 2000g X Kg X = 2 Kg de solución 3° Aplicar la fórmula M= 0,51 moles de NaCl = 0,26 m 2Kg de solución

6.9.1. Equivalente gramo (g/Eq-g)

Para determinar la Normalidad (N) de una solución se requiere calcular en primera instancia el respectivo Eq-g/g del compuesto químico, este es variable dependiendo del compuesto:

COMPUESTO FORMULA

Elemento químico Eq-g = PM . Valencia

Hidróxidos Eq-g = PM . N° de oxhidrilos

Ácidos hidrácidos Eq-g = PM . N° de Hidrógenos

Sales haloideas Eq-g = PM . Cargas (+) o (-)

EJEMPLO 8: Cuál es la Normalidad, de 3L de solución de H2SO3, con 120g de este ácido?

1° Determinar los g/Eq-g PM del H2SO3 = 82 g/mol Eq-g = 82 g/mol = 41 g/Eq-g 2 Es decir:



41 g H2SO3 ---------- 1 Eq-g H2SO3 120g H2SO3 ---------- X Eq-g H2SO3 X= 2,93 Eq-g H2SO3 2° Aplicar la formula N= 2,93 Eq-g H2SO3 = 0,98 N 3L

EJEMPLO 9: Calcular la fracción molar de una solución que contiene 67 g de cloruro de sodio en 230 g de agua.

1° Determinar el número de moles existentes en el soluto Si 58,5 g NaCl ------------ 1mol NaCl 67 g NaCl ------------ X mol NaCl X= 1,14 moles de NaCl

2° Determinar el número de moles del disolvente Si 18 g H2O ------- 1 mol H2O 230g H2O ------- X mol H2O X= 12,78 moles H2O

3° Determinar la Fracción molar del soluto X NaCl= 1,14 moles NaCl = 0,08 1,14 moles NaCl + 12,78 moles H2O 4° Determinar la Fracción molar del disolvente X H2O = 12,78 moles H2O = 0,92 1,14 moles NaCl + 12,78 moles H2O 5° Verificar resultados. La sumatoria de ambas fracciones molares debe ser igual a 1. X NaCl + X H2O = 0,08 + 0,92 = 1

6.9.2. Número de equivalentes gramo (# de eq-g) Está dato por el cociente entre una masa dada de compuesto y el valor de los eq-g del compuesto.

# eq-g = m . Eq-g EJEMPLO 10: Cuántos equivalentes gramo hay en 129g de H2SO4



RESPUESTA: # eq-g = 140g = 2,45 eq-g 49 g/eq-g

6.9.3. Densidad Es el peso en gramos de un mililitro (mL) de solución D= masa (g) . Volumen (mL) EJEMPLO: Calcule la Molaridad de una solución que contiene 20g de H2SO4 en 100 mL de agua, y cuya densidad es de 1,25 g/mL.

RESPUESTA: El PM del H2SO4 es 98 g/mol Calcular moles de soluto

Moles= masa = 20g H2SO4= 0,2 moles PM 98g/mol Calcular el volumen d= m ; v= m = 120g de solución = 96 mL = 0,096 mL de solución v d 1,25 g/mL Por lo tanto: M= 0,20 moles de H2SO4 = 2,08 M 0,096 L de solución 6.10. DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES Hace referencia a la obtención de una solución de concentración menor a partir de una solución madre (inicial) de mayor concentración. Esto se obtiene por medio de la dilución, es decir, la agregación de disolvente a la segunda. La fórmula a utilizarse es: Donde: C1 = Concentración antes de la dilución V1 = Volumen antes de la dilución. C2 = Concentración después de la dilución V2 = Volumen después de la dilución EJEMPLO 10: ¿Qué volumen de cloruro de sodio al 12%, debe emplearse para preparar 800 mL de cloruro de sodio al 3%?

C 1 x V1 = C2 x V2



RESPUESTA: Datos: Aplicando la fórmula C1 = 12% 16% x V1 = 3% x 800 mL V1 = ? V1 = 3% x 800 mL C2 = 3% 12% V2 = 800 mL V1 = 200 mL Es decir, de la solución de inicial de cloruro de socio al 12%, se deben extraer 200 mL y mezclar con agua hasta completar los 800 mL es decir, 600 mL. 6.11. MEZCLA DE SOLUCIONES Para disponer de una solución, con una concentración determinada de sustancia, a partir de soluciones (de la misma sustancia) de diferente concentración se procede a utilizar el recurso denominado cruz de mezcla que consiste en el siguiente procedimiento: CA = Concentración A: en %, N y M

CB = Concentración B en: %, N y M CR = Concentración requerida PT = Parte total de la mezcla

CA

CB

CR

Partes mL CA (CB-CR)

Partes mL CB (CA-CR)

PT = mL de CA + mL de CB Mediante esto se indica la cantidad que se debe tomar de las concentraciones respectivas para mezclarlas. Para que nuestra mezcla esté de forma correcta se debe tomar en cuenta la siguiente regla: Si las CA y CB son menores que CR, no se obtiene la nueva concentración Si las CA y CB son mayores que CR, no se obtiene la nueva concentración EJEMPLO 11: Se dispone de dos soluciones de H2SO4 cuyas concentraciones son de 5% y 8%, se desea preparar 200 mL de solución al 6%. Calcular los volúmenes



que se desean extraer de las soluciones anteriores para obtener la concentración requerida. CA= 5% 5% 2mL de la concentración 5% CB=8% CR=6% 6% PT= CA + CB 8% 1mL de la concentración 8% PT= 2 +1 = 3mL

Esto indica que se debe tomar, 2mL de la solución al 5% y 1mL de la concentración al 8%, y así se obtendrá 3 mL de una solución al 6%; pero como necesitamos 200 mL y no 3 mL debemos realizar una regla de 3 simple: Si en 3mL ------------------- hay 2mL de H2SO4 al 5% 200mL-------------------- X X= 133,33mL de H2SO4 al 5% Si en 3mL-----------------------hay 1mL de H2SO4 al 8% 200mL---------------------- X X= 66,66 de H2SO4 al 8% RESPUESTA: Para preparar 200 mL al 6% se debe extraer 133,33 mL y 66,66mL de la solución al 5% y 8% respectivamente.

6.12. MISCELÁNEA DE PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Calcular la cantidad de solución de 15% de NaCl requerida para extraer 38 g de NaCl Datos : Solución inicial =15% de NaCl;

m de NaCl = 38 g Incognita : m sol ¿? g

Una solucion de 15% de significa que en 100 g de solucion hay 15g de NaCl. Es decir: En 100 g de sol………………………… hay 15g de NaCl En “n” habrá……………………………..38 g RESPUESTA: Se necesitan 253 g de solución. 2.¿Cuántos g de NaNO3 son necesarios para reparar 50mL de una solución que contenga 70 mg de Na por mL de sol.? Datos:

V. de sol = 50mL Concent.= 70 mg Na/mL



Incognita: m NaNO3 = ¿? g Si la solución tiene 70 mg en cada mL de solución, significa que en 50mL Habrá 50mL . 70 mg/mL = 3500 mg o 3.5g luego se necesita 3,5 g de Na. La masa de 1 mol. de NaNO3 es 85 g y tiene 23 g de Na entonces: En 85 g de NaNO3 hay………………….23g de Na En “m” habrá …………………………….3.5 g m= 85 g x 3,5g = 12,93 23 g RESPUESTA. Se necesita 12.93g de NaNO3 3. Una solución concentrada de ácido sulfúrico, tiene 95% den peso de H2SO4 puro, densidad de la solución d=1.84 g/mL ¿Qué volumen de esta solución contiene 360 g H2SO4 puro? ( Nota: % en peso = en masa ) Concentración =95% de H2SO4 δ =1.84 g/mL m = 360 g H2SO4 incógnita V = ¿? mL Sabiendo que δ= 1.84 g/mL Esto significa que en 1mL de la solución hay 1.84g. Como el 95% es H2SO4 puro: 1mL de solución contendrá 0.95 . 1.84g de H2SO4 puro = 1.748g es decir:

m : 1.748 g de H2SO4 puro/mL de sol Luego:

1mL de solución contiene : 1.748g puro “v” contendrá ………………………………….160g v= 360 mL = 206 mL 1.740

RESPUESTA. V=206 mL de solución de 95%. 4. Se añade 6g de KCl puro a 80 g de una disolución que contiene cloruro de potasio al 12%. Hallar el tanto por ciento, en peso, de KCl en la solución que resulta. ( nota: % peso = % masa) m KCl = 6g m sol = 80 g con 12% KCl Incógnita: Concent. Solución =? % Al añadir 6g a los 80g. ahora la masa total de la solución es 86g En 80g de solución hay 80 . 0.12 = 9.6 g de KCl puro. Luego: Masa total de KCl = 6g +9.6 g = 15.6g Porcentaje de KCl en la nueva solución: 15,6 x 100 = 18,14% 86g



5. ¿Cuánto de Na2CO3 . 5H2O se necesita para preparar 300 g de una solución en agua con Na2CO3 al 15%? Datos: m solución = 300g concent. = 15% de Na2CO3 Incognita = m de Na2CO3 (anhidro); necesaria para preparar la solución. En 100 g de solución hay 15g de Na2CO3 (ya que es 15%), en 300g de solución habra 3. 15g = 45 g Na2CO3 Calculo del Na2CO3. H2O que contenga 45g de Na2CO3 Masa molecular de Na2CO3 . 5H2O = 196 Masa molecular de Na2CO3 = 106 Luego:

En 196g de Na2CO3 . 5H2O hay 106g de Na2CO3 en “m” ……………………………………………45g m= 196g x 45g = 83,2 g

149 106g mm Rpta. 83.2 g de Na2CO3 . 5H2O 6.¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 16.0 g de CH3OH en 200mL de solución?

RESPUESTA = 2.5 M.

7.Se ha disuelto 4.6g de alcohol en 100g de H2O. ¿Cuál es la molaridad de la solución? Densidad de la solución:0.992 g/mL Datos: mC2H5OH = 4.6g mH2O= 100g δ = 0,992 g/mL Incógnita= Concent. = ¿? M.

RESPUESTA: 0.948 M 8. Se desea que una solución responda a las especificaciones siguientes: Volumen 475 mL, concentraciones: 0.1 M de ClK 2 M de ClNa 0.01 M de NaCl Calcular las masas necesarias de cada ingrediente, excepto el agua 0.1 M de ClK significa que en 1000mL de solución hay 0.1 mol de ClK, o sea: 0.1 mol, 16,6g, luego:

En 1000 mL de solución hay : 16.6 g, lK En 475 mL habrá …………………………m1

RESPUESTA: m1 = 7.89 g Lk



9. (2M) de CINa significa que, en 1000cm3 de solución hay 2 moles de Na o sea 2 mol 150 g/mol = 300 g de CINa, luego: En 1000 mL de solución hay : 300 g ClNa En 475 mL Habra……………………….m2

RESPUESTA m2 = 142.5 g lNa 0.01 M de NaCl significa que en 1000mL de solución hay 0.01 mol de NaCl o sea : 0.01 mol 58.5 g/ mol = 0.585 g ClNa; luego:

En 475 mL habrá…………………………m3 RESPUESTA. m3 = 0,276 g NaCl

10. Calcular la molaridad de una solución preparada con 11.22 g de NaCl disueltos en 50 mL de solución. Datos: mNaCl = 11.22 g V= 50 mL Incógnita: Molaridad =? M

RESPUESTA: Molaridad = 3.84 M

11. Calcular la normalidad de una solucion que contiene 5,45 g de Fe Cl3 en 60 mL de solucion.

RESPUESTA : Normalidad = 1,68 N

6.13. EJERCICIOS DE SOLUCIONES Para completar el presente capítulo realice los siguientes ejercicios, cada uno cuenta con su respuesta respectiva. 1. ¿Cuántos gramos de Na2CO3 son necesarios para preparar 70g de solución al 6%p/p? R: 4,2 g 2. ¿Cuántos gramos de bicarbonato de sodio serán necesarios para preparar 80 g de solución al 7% en p/p? R: 5,6 g 3. ¿Cuántos gramos de nitrato de potasio son necesarios para preparar 80 mL de solución que contenga 60mg de K por mL? R: 12,4 g



4. ¿Qué cantidad de cloruro de estroncio se utiliza para preparar 2L de solución al 14% p/v? R: 280g 5. A partir de una solución de azúcar al 3M, calcule la cantidad de moles de soluto. R: 3 moles 6. Cuál es la molaridad de una solución que contiene 11g de clorato de potasio en 300 mL de solución? R: 0,3 M 7. Calcular la normalidad de una solución que contiene 5,45 g de Fe Cl3 en 60 mL de solución.

R : 1,68 N

8. ¿Cuántos equivalentes gramos hay en 750 g de ácido fosfórico? R: 22,96 eq-g 9. ¿Cuántos gramos de KCl hay disueltos en 450mL de solución al 2,5 N ? R: 83,8 g de KCl. 10. Calcula la cantidad de NaCl necesarios para preparar 750mL d solución al 1,5N R: 65,7 g de NaCl 11. Se requiere preparar 300mL de una solución de NaCl al 3% y se dispone de las siguientes concentraciones, con una concentración del 6% y del 1%.

R: Solución al 3% en 300mL se debe tomar 120mL de la solución al 6% y 180mL de la solución al 1%.

12. Se necesita preparar 500mL de una Solución Glucosada Isotonica. Hay dos soluciones, una que es de glucosa al 10%, y otra solución que es de glucosa al 3%.

R: Solución al 5% en 500 mL se debe tomar 142,8 mL de la solución al 10% y 357,1mL de la solución al 3%.

13. ¿Qué volumen de Solución glucosada al 25% debe usarse para para preparar 1000 mL de solución glucosada al 5%?

R: 200mL, se debe añadir 200 mL de agua a 800 mL de solución glucosada al 25%.

14. ¿Qué volumen de agua tiene un hombre de 80 Kg ?



R:48 L.

15. ¿Qué volumen de agua tiene una mujer de 45 Kg?

R: 22,5 L.

16. Se disuelve 350 g de ZnCl2en 660 g de H2O, alcanzando la solución un volumen de 739,5 mL . Expresar la concentración: Porcentaje, Molaridad, Normalidad Datos: ZnCl2 = 350 g H2O = 650 g V = 739.5 mL

R: 35 %; 3.47 M; 6.94 N. 18 Calcular la normalidad de: a) 13.75 g de Na2CO3 por litros de solución

R: 0.25 N b) 66.67 g de AlCl3 en 500 mL de solución

R: 3 N c) 342.2g de Al2(SO4)3 por litro de solución

R: 6 N 19. Calcular la molaridad de una solución que contienen 8.82g de HCl en 100 mL de solución

R: 2.42 M 20. ¿Cuántos gramos de Ca Cl2 debe añadirse a 300 mL de agua para hacer una solución 2,46 molal?

R: m= 81,96 g de Ca Cl2

21 ¿Cuántos mili- equivalentes de H2SO4 hay en : 2 mL de solucion al 15 N

R: 30 m eq-g 22. Calcular la normalidad de una solución que contiene 5,45 g de Fe Cl3 en 60 mL de solución.

R: Normalidad = 1,68 N 23. Calcular la molaridad de una solución preparada con 11.22 g de NaCl disueltos en 50 mL de solución

R: Molaridad = 3.84 M



7. REACCIONES ÁCIDO-BASE

Consideradas también como reacciones de neutralización desde el punto de vista

químico, en el área de la salud se hace énfasis en el equilibrio ácido-base que es

muy importante para la homeostasis del organismo, este a su vez está dado por

los sistemas amortiguadores formados principalmente por los fosfatos, carbonatos,

proteinatos, y metabolitos libres que se encuentran en bajas concentraciones,

específicamente los que contienen grupos carboxílico y grupos amino

(aminoácidos, ácido cítrico, ácido ascórbico y otros). Cuando el equilibrio se altera

es síntoma de problemas serios en la salud.

7.1. TEORÍAS ACIDO-BASE

La primera definición de ácido y base fue desarrollada por Antoine Laurent de

Lavoisier, quien explicó todas estas reacciones en torno al Oxígeno, error aclarado

30 años más tarde.

En 1903, Svante Arrhenius, recibió el Premio Nobel, por su definición acuosa de

acido-base, que establecía que los ácidos como substancias que pueden donar

protones (H+) en un medio acuoso y bases como substancias que pueden donar

iones hidróxido (OH-) en un medio acuoso. Esta definición no abarca a todos los

compuestos por lo que es incompleta, puesto que 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 la

idea de la protonización, por lo que una substancia ácida es

aquella que puede donar protones, exactamente igual a la

definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a

una base como una sustancia que puede aceptar protones. De

acuerdo con esta definición, cualquier reacción ácido-base

puede ser escrita como:

HA + H2O ↔ H3O+ + A-

Donde un ácido (HA), reacciona con una base (H2O) para formar la base

conjugada del ácido (A-) y el ácido conjugado de la base (H3O+). La reacción

generalmente se escribe omitiendo al agua:



De acuerdo con lo anterior, el ion acetato (CH3COO-), es la base conjugada del

ácido acético (CH3COOH); de la misma forma el ion amonio (NH4+) es el ácido

conjugado del amoniaco (NH3), esto es :

Una definición más general sobre la definición de 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 un par de

electrones.

En el caso del trifluoruro de boro tiene un sexteto de electrones exteriores, no un

octeto por lo que se comporta como ácido y el amoniaco como la base.

7.2. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Los ácidos neutralizan las bases originando sales. Ej.

Los ácidos reaccionan con metales dando sales y desprendiendo hidrogeno,

corroen el metal.

Ej: +

Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.

En medio acuoso son buenos conductores de corriente, son electrólitos.



Son agrios, como ejemplo se puede citar los ácidos débiles que forman parte de

los cítricos, como el ácido cítrico, ácido ascórbico, y el ácido acético del vinagre.

Tienen un pH menor a 7.

.3. CARACTERÍSTICAS DE LAS BASES Las bases neutralizan los ácidos. Ej.

Hacen que el papel tornasol cambie a azul

Son amargos y al tacto poseen estructura jabonosa

En medio acuoso son buenos conductores de corriente, son electrólitos.

Tienen un pH mayor a 7.

7.4. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL AGUA

El agua se disocia y se comporta como un ácido y como una base.

2H2O ↔ H3O+ + OH-

H3O+ ácido

OH- base

Al comportarse como un ácido tiene su constante de disociación:

OH

OHHK

2

La constante de ionización del agua se calcula como:

La w se refiere a water (agua en inglés) y es el producto iónico del agua, que a 25 °C tiene un valor de 10-14 M medido experimentalmente. El agua pura deberá contener cantidades equimolares de H+ y OH- de tal manera que:

M10)K(OHH72

1

w

Dado que [H+] y [OH-] están relacionados recíprocamente, si [H+] es mayor que este valor (10-7 M), [OH-] es menor y viceversa; el resultado debe ser siempre igual al producto iónico del agua: 10-14. Tomemos el siguiente ejemplo:



Las soluciones que contienen [H+] = 10-7 M se denominan neutras, pues poseen la misma cantidad de [OH-]. Aquellas soluciones que poseen [H+] > 10-7 M, se denominan ácidas Las soluciones con [H+] < 10-7 M, se denominan básicas. Casi todas las soluciones fisiológicas poseen una concentración de iones Hidrógeno cercana a la neutralidad; la sangre por ejemplo es ligeramente básica [H+] = 4 x 10-8 M Algunas biomoléculas como las proteínas y los ácidos nucleicos poseen grupos

funcionales como el amino (NH2) y el carboxilo (COOH) que pueden llevar a cabo

reacciones tipo ácido-base (NH3+ y COO- respectivamente). Por lo tanto, muchas

de estas propiedades varían con la concentración de iones H+ en la solución, que

contiene a las moléculas.

7.5. pH, CONCENTRACION DE H+ y OH-. Los valores de [H+] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y

difíciles de comparar, de ahí que Sören Sörensen en 1909 ideó una forma más

adecuada de compararlas, el pH que no es más que la forma logarítmica de

expresar las concentraciones:

o

La letra p denota “logaritmo negativo de”.

Otras fórmulas empleadas:

Para la determinación de la concentración de hidrogeniones: [H+] = Antilog – pH

También se puede calcular el pOH: pOH = -Log[OH-]

Del mismo modo la concentración de oxhidrilos: [OH-] = Antilog – pOH

Considerando que la reacción debe estar en equilibrio:

Ejercicio:

Para una solución neutra a 25 °C, la concentración de iones Hidrógeno es de 1.0 x

10-7 M el pH se calcula como:

Para una solución neutra a 25 °C, la concentración de iones Hidroxilo es de 1.0 x

10-7 M el pOH se calcula como:



El pH del agua pura es de 7.0, las soluciones ácidas tienen un pH < 7.0 y las

básicas un pH > 7.0. Para una solución 1.0 M de un ácido fuerte, el pH = 0 y para

una solución 1.0 M de una base fuerte el pH es 14.

Fig. 1. Escala de pH, y pH de algunas sustancias

7.6. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO

La fuerza de un ácido está dada por su constante de disociación.

Se entiende por disociación al proceso por el cual un compuesto iónico se separa

de sus iones en dilución; en cambio, la ionización es el proceso por el cual un

compuesto molecular se separa formando iones en disolución.

La constante de equilibrio de una reacción química, en el caso particular de una

reacción ácido-base, se denomina por obvias razones como constante de

disociación, que para la reacción:

Se determina:

Las cantidades en corchetes indican concentraciones molares. La constante de

disociación es una medida de la afinidad por protones de los pares ácido/base

conjugados HA/A- y H3O+/H2O respectivamente.



Los ácidos pueden ser clasificados de acuerdo a su fuerza relativa, que no es

sino la capacidad de transferir sus protones al agua.

Por definición, la constante de disociación de H3O+ en agua es igual a la unidad,

los ácidos que tienen constantes de disociación menores a este valor (K< 1), solo

estarán parcialmente ionizados en soluciones acuosas y se denominan ácidos

débiles. Por el contrario, los ácidos que tienen una constante de disociación

mayor a la unidad (K > 1), se denominan ácidos fuertes y estarán totalmente

ionizados en soluciones acuosas.

Desde este punto de vista también se los puede calificar por su porcentaje de

disociación:

Ej H2SO4 100% ácido fuerte

H3PO4 27% ácido moderado

CH3-COOH 1,3% ácido débil

H2CO3 0,2% ácido débil

Los ácidos, sulfúrico (H2SO4), clorhídrico (HCl) y nítrico (HNO3), se denominan ácidos fuertes pues se ionizan completamente (100%) en soluciones acuosas diluidas. El HCN es otro ácido débil. De la misma forma los hidróxidos de sodio y de potasio se disocian completamente en estas condiciones por lo que se denominan bases fuertes.

Ionización de ácidos fuertes (100% de disociación) H2SO4 2H+ + SO4

-2 HCl H+ + Cl-

Ionización de bases Fuertes,(100% de disociación)

En los sistemas biológicos estas moléculas aunque importantes, son menos relevantes que los ácidos y bases débiles, que son aquellos que no se disocian completamente en soluciones acuosas diluidas.

Estas moléculas representan papeles muy importantes en diversas partes del metabolismo. Para entender esa importancia, primero hay que conocer algunos términos.

Bases Fuertes Formulas

Hidróxido de Litio LiOH

Hidróxido de sodio NaOH

Hidróxido de potasio KOH

Hidróxido de calcio Ca (OH)2

Hidróxido de estroncio Sr(OH)2

Hidróxido de bario Ba (OH)2

Hidróxido de magnesio Mg (OH)2



Al conjunto de un dador de protones (ácido) y su aceptor de protones (base), se le

denomina par ácido-base conjugado:

HA ↔ H+ + A-

En donde la constante de equilibrio se calcula como:

A la constante de equilibrio, también se la conoce como constante de disociación

de un ácido, Ka. Los valores están dados en cifras muy pequeñas y difíciles de

expresar, por lo que el término más usado es el pKa, que corresponde al logaritmo

negativo de Ka. Similar a la relación concentración de hidrogeniones y pH. A

diferencia del pH el valor del pKa se expresa en mol/L.

7.7 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Las soluciones buffer o amortiguadoras, son aquellas que soportan el aumento de

hidrogeniones o hidroxilos no permitiendo que el pH cambie. Se basan en dos

componentes, un ácido débil y su base conjugada.

En el organismo están representados por la relación de: H2CO3/HCO3-,

H3PO4/H2PO4(sistema de los fosfatos) y proteínas/proteinato, donde la

hemoglobina regula de forma eficaz la cantidad de H+ en los eritrocitos.

Además en este proceso de regulación también actúan los pulmones y los riñones.

7.8 pH Y SU IMPLICANCIA EN LA SALUD

El determinar el pH es muy importante

en salud, puesto que el equilibrio

ácido base es vital para todos los

procesos biológicos. Este equilibrio en

el organismo se da entre las

ganancias y las pérdidas de ácidos y

bases, de tal manera que la

dentro y fuera de las células se

mantiene relativamente constante.



Variaciones del pH:

- acidemia: < de 7,36 - alcalemia: > de 7,46

Variaciones de la pCO2:

- acidosis respiratoria : > 40mmHg - alcalosis respiratoria: < 40mmHg

Variaciones del HCO3:

- acidosis metabólica : < de 24mEq/L - alcalosis metabólica: > de 24mEq/L

7.9 EJERCICIOS RESUELTOS 1. Se toma el pH de un refresco fanta en un control de calidad de refrescos y el

resultado da 4.5, calcular y pOH

Respuesta: Se deben utilizar las siguientes formulas

Entonces: pOH = 14 – pH pOH = 14 -4.5 pOH = 9.5

log = – 4.5 = Antilog -4.5

= 3.16 x 10-5

log = – 9.5 = Antilog -9.5

= 3.16 x 10-10

2. Si calentamos 140 gramos de yoduro de hidrógeno y al alcanzar el equilibrio,

sólo quedan 75 g. Calcular a) el grado de disociación (%).

Respuesta: El grado de disociación es 46,4%

Datos:

Sol. = 140g

Fin=75 g

%Disociación = ?

Procedimiento

Se deduce que se han disociado 140g - 75 g = 65 g:

x% =

Reemplazando:

a) x% = 65 / 140 x 100

x% = 46,4%



3. El ácido Acético se encuentra al 0.8 M, y se encuentra disociado en un 1,74%.

Calcular K (constante de disociación).

Respuesta: La K es 2,45 x 10-4

mol/L

4. Una solución acuosa 0,045 mol/L de ácido acético, está disociada en 2%,

calcule el valor de pKa

Datos:

Concentración

total = 0.8 M

Disociación

=1,74%

pK = ?

Procedimiento

Regla de tres para conocer la concentración de los iones disociados:

100%------------------------ 0.8M

1,74%------------------------ x

x = 0.014 M

Formula: K =

Reemplazando:

a) K = 0,014 x 0,014 / 0,8

K = 1,96 x 10-4

/ 0,8

K = 2,45 x 10-4

Datos:

Concentración=X

Sol.: 0,045 mol/L

Disociación = 2%

pKa = X

Procedimiento

Regla de tres para conocer la concentración de los iones disociados:

100%------------------------ 0.045mol/L

2%------------------------ x

x = 9,0 x10-4

mol/L

Formula: pKa =

Reemplazando:

a) pKa = (9,0 x 10 -4

mol/L) (9,0 x 10 -4

mol/L) / 0,045 mol/L

pKa = 8,1 x 10-7

/ 0,045

pKa = 1,8 x 10-5

mol/L



4. Calcule el porcentaje de ionización de una solución de ácido clorhídrico al

0,45M, y cuyo pKa es 4,0 x10-10

Datos:

Concentración=X

Sol.: 0,45 mol/L

%Disociación = X

pKa = 4,0x10-10

Procedimiento

Formula: pKa =

Reemplazando:

pKa x [AB] = [A][B] Considerando que A y B son desconocidos se

tomará

como un solo valor A

Por lo tanto:

[A]2= pKa x [AB]

[A]2= 0,45 mol/L x 4,0x10-

10

[A]2= 1,8 x 10

-8 mol/L se sacará operación inversa de X

2 , raíz

cuadrada

A = 1,34 x 10 -4

mol/L , es la concentración de [A] y [B]

Ahora para determinan %disociación:

Aplicando la fórmula:

% de disociación = (1,34 x 10 -4

mol/L) / 0,45 mol/L x 100

=2,98 x 10 -4

/ 0,045

= 0,03%



7.10 Ejercicios a resolver

1. Calcular la concentración de y pOH si al tomar el pH del jugo de

limón se obtuvo pH= 1,5

2. Si el pH de la saliva es de 6.55, calcular y pOH

3. El ácido clorhídrico se encuentra al 0.05 M, calcular pOH y pH

4. Se tiene = 0.2 moles de NaOH en 800 mL de solución, calcular pH, pOH,

5. En un control de calidad de la leche que se expende en las tiendas, se registra = 0.000087 mol/L, calcular pOH, pH.

6. Al tomar el registro de la leche de magnesia se obtuvo = 0.00076 mol/L,

calcular pOH, pH, .

7. Se tomo el pOH de la coca cola que corresponde a 10.8, calcular pH, ,

8. Se tiene = 0.00005 moles de ácido acético 1500 mL de vinagre, calcular pH,

pOH, .

9. Se tiene HCl al 0.002 M, calcular pH, pOH,

10. Se tiene 500 mL de NaCl al 0.9% calcular el pH, pOH,

11. El acido Acético se encuentra al 0.4 M, y se encuentra disociado en un 1,56%. Calcule K(constante de disociación).

12. Calcule el pKA, del ácido acético , cuyo pH=2,36, y su Concentración molar es de 0,065M.

13. Calcule las concentraciones molares de los iones del ácido clórico que se encuentra al 0,25M

14. Una solución de ácido fosfórico se encuentra ionizado en un 4,65%, y está al 0,15M, calcule el pKa de esta solución

7.11 PREGUNTAS 1. Explique en que consiste el equilibrio ácido base

2. Describa el fundamento de las Teorías de Lewis y Bronsted – Lowry.

3. Mencione 3 ácidos fuertes

4. Escriba el nombre de 3 ácidos débiles

5. Escriba el nombre de 4 bases fuertes

6. Escriba el nombre de 3 bases débiles

7. ¿Cuál es la fórmula para calcular pH?

8. ¿Cuál es la fórmula para determinar la concentración de iones oxhidrilo?

9. ¿Cuál es la diferencia entre ionización y disociación?

10. ¿Qué es el porcentaje de disociación?



8. QUÍMICA ORGÁNICA I: HIDROCARBUROS Los hidrocarburos son compuestos que contienen sólo carbono e hidrógeno.

Los hidrocarburos alifáticos incluyen tres clases de compuestos: alcanos,

alquenos y alquinos. Los alcanos son hidrocarburos que sólo contienen

enlaces simples carbono-carbono, los alquenos contienen enlaces dobles

carbono-carbono, y los alquinos son hidrocarburos que contienen un triple enlace.

8.1 ALCANOS Los alcanos son hidrocarburos que sólo contienen enlaces simples C-C

Los alcanos son compuestos formados por carbono e hidrógeno que sólo

contienen enlaces simples carbono – carbono. Cumplen la fórmula general

CnH2n+2, donde n es el número de carbonos de la molécula

Alcanos, en los cuales, los carbonos se enlazan de manera continua ( sin

ramificaciones) se denominan alcanos de cadena lineal.

La familia de alcanos lineales es un ejemplo de serie homóloga. Serie homóloga

de compuestos es una en la cual sucesivos miembros difieren en un grupo

metileno (CH2) . La fórmula general para alcanos homólogos es CH3(CH2)nCH3.

Propano (CH3CH2CH3, con n=1) y butano (CH3CH2CH2CH3, con n=2) son

homólogos.

En una serie homóloga las propiedades físicas varían de forma continua, tanto los

puntos de fusión como los de ebullición van aumentando a medida que aumenta el

número de carbonos de la molécula.

Tipos de formulación en química orgánica



Modelos Alcanos

En una serie homóloga las propiedades físicas varían de forma continua , tanto los

puntos de fusión como los de ebullición van aumentando a medida que

aumenta el número de carbonos de la molécula.

Alcanos con ramificaciones se denominan alcanos de cadena ramificada.

8.1.1. PROPIEDADES FÍSICAS DE ALCANOS

Los alcanos son

compuestos con

hibridación sp3

en todos sus

carbonos. Los

cuatro

sustituyentes que parten de cada carbono se disponen hacia los vértices un

tetraedro.

Las distancias y ángulos de enlace se muestran en los siguientes modelos.

Alcanos de cadena ramificada

Alcanos de cadena lineal



Los alcanos de menor tamaño, metano, etano, propano y butano son gases a

temperatura ambiente. Los alcanos lineales desde C5H12 hasta C17H36 son

líquidos. Alcanos de mayor número de carbonos son sólidos a temperatura

ambiente.

Los puntos de fusión y ebullición de los alcanos aumentan con el número de

carbonos de la molécula. También se observa que los alcanos ramificados

presentan un punto de ebullición menor que sus isómeros lineales.

8.1.2. NOMENCLATURA DE ALCANOS

En los orígenes de la química, los compuestos orgánicos eran nombrados por sus

descubridores. La urea recibe este nombre por haber sido aislada de la orina.

El ácido barbitúrico fue descubierto por el químico alemán Adolf von Baeyer, en

1864. Se especula que le dio este nombre en honor de una amiga llamada

bárbara.

La ciencia química fue avanzando y el gran número de compuestos orgánicos

descubiertos hicieron imprescindible el uso de una nomenclatura sistemática.

En el sistema IUPAC de nomenclatura un nombre está formado por tres partes:

prefijos, principal y sufijos; Los prefijos indican los sustituyentes de la molécula; el

sufijo indica el grupo funcional de la molécula; y la parte principal el número de

carbonos que posee. Los alcanos se pueden nombrar siguiendo siete etapas:

Regla 1.- Determinar el número de carbonos de la cadena más larga, llamada

cadena principal del alcano. Obsérvese en las figuras que no siempre es

la cadena horizontal.

El nombre del alcano se termina en el nombre de la cadena principal (octano) y va precedido por los sustituyentes. Regla 2.- Los sustituyentes se nombran cambiando la terminación –ano del alcano del cual derivan por –ilo (metilo, etilo, propilo, butilo). En el nombre del alcano, los sustituyentes preceden al nombre de la cadena principal y se acompañan de un localizador que indica su posición dentro de la cadena principal. La numeración de



Varios sustituyentes

Varios sustituyentes iguales

la cadena principal se realiza de modo que al sustituyente se le asigne el localizador más bajo posible

Regla 3.- Si tenemos varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente precedidos

por lo localizadores. La numeración de la cadena principal se realiza para que los

sustituyentes en conjunto tomen los menores localizadores.

Si varios sustituyentes son iguales, se emplean los prefijos di, tri, tetra, penta,

hexa, para indicar el número de veces que aparece cada sustituyente en la

molécula. Los localizadores se separan por comas y debe haber tantos como

sustituyentes.

Los prefijos de cantidad no se tienen en cuenta al ordenar alfabéticamente. Regla 4.- Si al numerar la cadena principal por ambos extremos, nos encontramos

a la misma distancia con los primeros sustituyentes, nos fijamos en los demás

sustituyentes y numeramos para que tomen los menores localizadores

S



S

S

S

Regla 5.- Si al numerar en ambas direcciones se obtienen los mismos

localizadores, se asigna el localizador más bajo al sustituyente que va primero en

el orden alfabético.

Regla 6.- Si dos a más cadenas tienen igual longitud, se toma como principal la

que tiene mayor número de sustituyentes.

Regla 7.- Existen algunos sustituyentes con nombres comunes aceptados por la

IUPAC, aunque se recomienda el uso de la nomenclatura sistemática.

Los nombres sistemáticos de estos sustituyentes se obtienen numerando la

cadena comenzando por el carbono que se une a la principal. El nombre del

sustituyente se forma con el nombre de la cadena más larga terminada en –ilo,

anteponiendo los nombres de los sustituyentes que tenga dicha cadena

secundaria, ordenados alfabéticamente. Veamos un ejemplo



S

El metano, etano y propano son los únicos alcanos con las fórmulas CH4, CH3CH3

y CH3CH2CH3. Sin Isómeros. El butano sin embargo, existen dos alcanos de

fórmula C4H10; el butano y el 2-metilpropano. Estos alcanos de igual fórmula pero

con diferente estructura se llaman isómeros.

Existen tres isómeros de fórmula C5H12. El isómero lineal se llama n-pentano. Los

ramificados son el isopentano (2-metilbutano) y el neopentano (2,2-

dimetilpropano).

Existen cinco isómeros constitucionales de fórmula C6H14

S

S



8.1.3. EJERCICIOS RESUELTOS - ALCANOS 1. Escribe la fórmula condensada de un alcano lineal, cuya fórmula molecular es

C20H42.

Solución: Los alcanos lineales se pueden escribir en forma condensada utilizando

la siguiente fórmula: CH3(CH2)nCH3, donde n es el número de CH2 que tiene la

molécula. La fórmula molecular del problema tiene 20 carbonos, dos de ellos son

para los metilos, por tanto, la fórmula condensada tendrá 18 CH2.

Fórmula condensada: CH3(CH2)18CH3

2. Da la fórmula molecular, la forma condensada e indica el número de

hidrógenos que tiene cada carbono en la molécula del octano.

Solución:

Un alcano de 8 carbonos tiene 18 hidrógenos y su fórmula molecular es: C8H18. La

fórmula condensada viene dada por: CH2(CH2)nCH3. La fórmula desarrollada en la

que se indican los carbonos e hidrógenos que tiene la molécula es:

S

S



1. Escribe la fórmula condensada de un alcano lineal, cuya fórmula molecular es

C20H42.

Solución: Los alcanos lineales se pueden escribir en forma condensada

utilizando la siguiente fórmula: CH3(CH2)nCH3, donde n es el número de

CH2 que tiene la molécula. La fórmula molecular del problema tiene 20

carbonos, dos de ellos son para los metilos, por tanto, la fórmula

condensada tendrá 18 CH2.

Fórmula condensada: CH3(CH2)18CH3

2. Da la fórmula molecular, la forma condensada e indica el número de

hidrógenos que tiene cada carbono en la molécula del octano.

Solución:

Un alcano de 8 carbonos tiene 18 hidrógenos y su fórmula molecular es:

C8H18. La fórmula condensada viene dada por: CH2(CH2)nCH3. La fórmula

desarrollada en la que se indican los carbonos e hidrógenos que tiene la

molécula es:

3. Escribe la fórmula estructural del 2,4,6-trimetiloctadecano

Solución: El octadecano es un alcano con 18 carbonos.

S

S



4. Da el nombre IUPAC de los siguientes compuestos.

Solución:

a) Cadena principal: se elige la de mayor longitud, 8 carbonos (octano) Numeración: comienza por el extremo más próximo a un sustituyente Sustituyentes: metilos en 3,4,6 y etilo en 5. Nombre:5-Etil-2,4,6-trimetiloctano b) Cadena principal: 6 carbonos (hexano) Numeración: comienza por la izquierda (metilo en 2). Por la derecha el etilo está en 3. Sustituyentes: etilo en 4 y metilo en 2. Nombre: 4-Etil-2-metilhexano c) Cadena principal: la cadena más larga es de 10 carbonos (decano) Numeración: empieza por la izquierda ya que se encuentra antes el primer sustituyente. Sustituyentes: metilos en 2,6; etilo en 8; isopropilo en 4. Nombre: 8-Etil-4-isopropil-2,6-dimetildecano

S

S

S



Eteno

Limoneno

8.2. ALQUENOS Los alquenos son hidrocarburos que contienen enlaces dobles carbono-carbono.

Se emplea frecuentemente la palabra olefina como sinónimo.

Los alquenos abundan en la naturaleza. El eteno, es un compuesto que controla el

crecimiento de las plantas, la germinación de las semillas y la maduración de los

frutos.

El α−Pineno es una fragancia obtenida a partir de los pinos. β-Caroteno es un

compuesto que contiene 11 dobles enlaces y es precursor de la vitamina A.

Eteno: una hormona de las plantas

Limoneno: componente del zumo de naranjas y limones

Felandreno: aceite de los eucaliptos

Caroteno: precursor de la vitamina A

8.2.1 Nomenclatura de Alquenos Los alquenos se nombran reemplazando la terminación -ano del correspondiente

alcano por -eno. Los alquenos más simples son el eteno y el propeno, también

llamados etileno y propileno a nivel industrial.

S



Regla 1.- Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contenga el

doble enlace. La numeración comienza en el extremo que otorga al doble enlace

el menor localizador.

Regla 2.- El nombre de los sustituyentes precede al de la cadena principal y se

acompaña de un localizador que indica su posición en la molécula. La molécula

se numera de modo que el doble enlace tome el localizador más bajo.

Regla 3.- Cuando hay varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente y se

acompañan de sus respectivos localizadores

Regla 4.- Cuando el doble enlace está a la misma distancia de ambos extremos,

se numera para que los sustituyentes tomen los menores localizadores.

Regla 5.- En compuestos cíclicos resulta innecesario indicar la posición del doble

enlace, puesto que siempre se encuentra entre las posiciones 1 y 2.

S

S

S

S



8.2.2 Alquenos - Estructura y Enlace Los siguientes modelos muestran la estructura, distancias y ángulos de enlace del

eteno. Cada uno de los carbonos de la molécula tiene hibridación sp2. Su

geometría es plana, con ángulos de enlace próximos a los 120º.

e obtiene por solapamiento de

los orbitales híbridos sp2, y un enlace formado por solapamiento de orbitales p que

no hibridaron (orbitales p puros).

El doble enlace es más fuerte y corto que el simple. La energía del doble enlace

en el eteno es de 605 KJ/mol frente a los 368 KJ/mol del enlace simple carbono-

carbono en el etano.

8.2.3 Ejercicios resueltos - alquenos

Nombrar los siguientes alquenos:

S

S



Solución:

a) 1 Cadena principal: 4 carbonos con doble enlace (buteno) 2. Numeración: localizador más bajo al doble enlace. 3. Sustituyentes: no 4. Nombre: But-1-eno b) 1. Cadena principal: 5 carbonos con doble enlace (penteno) 2. Numeración: localizador más bajo al doble enlace. 3. Sustituyentes: no 4. Nombre: Pent-2-eno c) 1. Cadena principal: 4 carbonos con dos dobles enlaces (butadieno) 2. Numeración: dobles enlaces a igual distancia de los extremos, numeramos para que el metilo tome el menor localizador. 3. Sustituyentes: metilo en posición 2. 4. Nombre: 2-Metilbuta-1,3-dieno

S

S



d) 1. Cadena principal: 9 carbonos con dos dobles enlaces (nonadieno) 2. Numeración: localizador más bajo a los dobles enlaces (2,6). 3. Sustituyentes: metilos en posición 4,7. 4. Nombre:4,7-Dimetilnona-2,6-dieno

8.3 ALQUINOS Los alquinos son hidrocarburos que contienen enlaces triples carbono-carbono. La

fórmula molecular general para alquinos acíclicos es CnH2n-2 y su grado de

insaturación es dos. El acetileno o etino es el alquino más simple, fue descubierto

por Berthelot en 1862.

El acetileno puede obtenerse a partir de óxido de calcio y coke. En una primera

etapa son calentados en horno eléctrico para formar carburo de calcio.

En la segunda etapa el carburo de calcio reacciona con agua para formar

acetileno.

El acetileno fue usado en la industria para preparar acetaldehído, acido acético,

cloruro de vinilo y polímeros acrílicos.

Existen numerosos ejemplos de productos naturales que contienen triples enlaces.

Capillin, el cual tiene actividad fungicida. Enodiinos , los cuales tienen propiedades

anticancerígenas.

8.3.1 Nomenclatura de Alquinos

Un enodiino: Familia de compuestos con actividad antibiótica y anticancerígena

Capillin: Alquino con actividad fungicida



Regla 1. Los alquinos responden a la fórmula CnH2n-2 y se nombran sustituyendo

el sufijo -ano del alca-no con igual número de carbonos por -ino.

Regla 2. Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contiene el

triple enlace. La numera-ción debe otorgar los menores localizadores al triple

enlace.

Regla 3. Cuando la molécula tiene más de un triple enlace, se toma como

principal la cadena que contiene el mayor número de enlaces triples y se numera

desde el extremo más cercano a uno de los enlaces múltiples, terminando el

nombre en -diino, triino, etc.

Regla 4. Si el hidrocarburo contiene dobles y triples enlaces, se procede del modo

siguiente:

1. Se toma como cadena principal la que contiene al mayor número posible de

enlaces múltiples, prescindiendo de si son dobles o triples.

2. Se numera para que los enlaces en conjunto tomen los localizadores más bajos.

Si hay un doble enlace y un triple a la misma distancia de los extremos tiene

preferencia el doble.

3. Si el compuesto tiene un doble enlace y un triple se termina el nombre en -eno-

ino; si tiene dos dobles y un triple, -dieno-ino; con dos triples y un doble la

terminación es, -eno-diino

S

S

S



8.3.2 Propiedades físicas de Alquinos Los alquinos tienen unas propiedades físicas similares a los alcanos y alquenos.

Son poco solubles en agua, tienen una baja densidad y presentan bajos puntos

de ebullición. Sin embargo, los alquinos son más polares debido a la mayor

atracción que ejerce un carbono sp sobre los electrones, comparado con un

carbono sp3 o sp2.

8.4. Problemas propuestos - alcanos 1. Dar nombre IUPAC a los siguientes alcanos:

S

S

S

S

http://www.quimicaorganica.org/alquinos-teoria/alquinos-propiedades-fisicas.html



8.5 Problemas propuestos - alquenos 1. Dar nombre IUPAC a los compuestos

S

S

S

S

S



8.6 Problemas propuestos - alquinos Dar nombre a :

S

S

S

S

S

S



S

S

S



9. QUÍMICA ORGÁNICA II

9.1 COMPUESTOS OXIGENADOS.- Poseen átomos de C, H y O; son derivados de los hidrocarburos, en los cuales un

grupo funcional oxigenado se une a la cadena o anillo del carbono.

Estructuralmente son derivados de los hidrocarburos, en los cuales un grupo

funcional oxigenado se une a la cadena o anillo del carbono. Dentro de este grupo

tenemos a los siguientes compuestos: alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas,

ácidos carboxílicos y ésteres.

9.2. ALCOHOLES.- La palabra alcohol significa “sutil”, antiguamente se llamaba "espíritu" a los alcoholes, por eso se hablaba del "espíritu de vino" al etanol, y "espíritu de madera" al metanol. Los pueblos árabes conocieron el vino por destilación, pero su descubrimiento se

le atribuye al médico Arnau de Villanova, un alquimista y medico en Montpellier.

Más tarde Lavoisier fue quién indico el origen y la forma de producir alcohol por

medio de la fermentación vínica y mediante la acción de la levadura de cerveza,

el azúcar de uva; para dar origen al ácido carbónico y al alcohol.

9.2.1. Propiedades físicas.- Los alcoholes suelen ser líquidos incoloros de olor característico, solubles en el

agua en proporción variable y menos densos que ella, con el aumento de la masa

molecular, aumentan sus puntos de fusión y ebullición (el 1,2-etanodiol tiene un

punto de fusión de -16 °C y un punto de ebullición de 197 °C), pudiendo ser

sólidos a temperatura ambiente, su grupo hidroxilo le permite que sea soluble en

agua, los alcoholes polihidroxílicos y con anillos aromáticos tienen una densidad al

agua y son menos solubles.

9.2.2. Propiedades químicas.- Los alcoholes pueden comportarse como ácidos o bases por el grupo funcional

que es similar al agua, frente a una base fuerte o un hidruro de metal alcalino se

forma el grupo alcoxi, en donde el hidroxilo se desprotona y deja al oxígeno con

carga negativa. La acidez del OH depende de su posición, un hidroxilo enlazado a



un carbono terciario será menos ácido que uno situado en un carbono secundario,

y a éste será menos ácido que otro enlazado a un carbono primario.

9.2.3. Utilidad de los alcoholes Se los utiliza principalmente como disolventes y combustibles; el etanol y el

metanol pueden combustionar de una manera limpia a comparación de la

gasolina. Por su baja toxicidad y disponibilidad para disolver sustancias no

polares, el etanol es utilizado frecuentemente como disolvente en medicamentos,

perfumes y en elementos comestibles como la esencia de vainilla. Los alcoholes

sirven frecuentemente como versátiles intermediarios en la síntesis orgánica.

9.2.4. Formulación de los alcoholes Son compuestos ternarios (C, H, O) derivados de los hidrocarburos, en los que

uno o más hidrógenos están sustituidos por grupos – OH (Oxhidrilo).

Grupo Funcional Fórmula General

9.2.5. Clasificación. En una cadena carbonada, el grupo -OH de los alcoholes puede estar unido a

un carbono primario, secundario o terciario.

De esta manera se tienen alcoholes primarios, secundarios o terciarios.

Alcohol Primario: Cuando el radical Oxhidrilo se encuentra en el carbono

primario.

Alcohol Secundario: Cuando el radical Oxhidrilo se encuentra en un

carbono secundario.

Alcohol Terciario: Si el radical Oxhidrilo se encuentra en un carbono

terciario.



9.2.6. Nomenclatura.

a. La cadena principal es la cadena más larga que contiene el grupo

oxhidrilo

b. La cadena se numera por el extremo más próximo al grupo oxhidrilo.

c. Se nombran con los prefijos y con las terminaciones: OL, DIOL, TRIOL,

o anteponiendo la palabra HIDROXI.

d. La posición del grupo funcional se indica por un número localizador.

A continuación se incluyen algunos ejemplos y ejercicios en los que debes

completar el nombre de los compuestos

COMPUESTO IUPAC COMÚN

CH3-OH Metanol Alcohol metílico

CH3-CH2-OH Etanol Alcohol etílico

CH3-CH2-CH2-OH 1-propanol Alcohol propílico

CH3-CHOH-CH3 2-propanol Alcohol isopropílico

9.3. ÉTERES.

La palabra éter significa “cielo, firmamento”, y se designa de esta manera a

una familia de compuestos donde el oxígeno de une a 2 radicales alquílicos, se

atribuye al alquimista Ramon Llull su descubrimiento el año 1275, aunque no

se cuenta con evidencia fehaciente, fue sintetizado por primera vez en 1540

Alcoholes: Primario (metanol) Secundario (2-Propanol) Terciario (2-metil,2-propanol)



por Valerius Cordus quien lo llamo “aceite dulce de vitreolo” por la destilación

de etanol y ácido sulfúrico (conocido entonces como aceite de vitreolo),

descubriendo algunas de sus propiedades medicinales; Paracelsus descubrió

sus propiedades analgésicas. El nombre oficial de éter fue dado a la

substancia en 1730 por A. S. Frobenius

9.3.1. Propiedades físicas.- Estructuralmente los éteres pueden considerarse derivados del agua o

alcoholes, en cuales se han reemplazado uno o dos hidrógenos por restos

carbonados. La estructura angular de los éteres se logra explicar por una

hibridación sp3 en el oxígeno (posee dos pares de electrones no compartidos),

no puede establecer enlaces de hidrógeno consigo mismo y sus puntos de

ebullición y fusión son muchos más bajos que los alcoholes referibles.

Dentro las particularidades de estos elementos se tienen a los epóxidos, que

son éteres cíclicos de tres miembros y cuyo anillo contiene mucha tensión.

9.3.2. Propiedades químicas.- Los éteres no son muy reactivos, por la estabilidad y dificultad a la rotura del

enlace C—O, esto hace que se los utilice como disolventes inertes en

reacciones orgánicas.

Sufren una lenta oxidación al contacto con el aire formando de esta manera

peróxidos muy inestables y poco volátiles, que pueden concentrase y explotar.

Los éteres más reactivos son los epóxidos, que presentan una apertura del

ciclo catalizada por ácidos.

9.3.3. Utilidad de los éteres.- El etoxietano se su uso como anestésico, fue Crawford Williamson Long el

primer cirujano que lo empleó como anestésico general en 1842, su uso se

limitó posteriormente por su inflamabilidad y por la irritabilidad que presentaba

en algunos pacientes.

9.3.4. Formulación de los alcoholes Los éteres son compuestos donde el Oxígeno se une a dos radicales

Alquílicos iguales o diferentes. Se obtienen por deshidratación de dos

moléculas de alcohol.



DESHIDRATANTE


9.3.5. Clasificación.- Cuando los dos grupos alquilos de un éter son iguales, éste se llama éter

simétrico o simple, por ejemplo:

C2H5-O-C2H5 o éter dietílico.

Cuando los dos grupos alquilo son diferentes, se habla de éter asimétrico y

mixto, por ejemplo:

CH3-O-C2H5 o etil - metil éter 9.3.6. Nomenclatura.-

a. Con los nombres de los radicales ligados al oxígeno, unidos con la

palabra OXI, nombrando primero al radical más simple.

b. Se nombran los grupos alquilo unidos al oxígeno, seguido por la palabra

éter o como éter de los radicales alquílicos unidos al oxígeno.

c. Se nombra primero al grupo ALCOXI menos complejo, seguido del

hidrocarburo con la terminación ANO.

d. La nomenclatura funcional (IUPAC) nombra los éteres como derivados

de dos grupos alquilo, ordenados alfabéticamente, terminando el

nombre en la palabra ÉTER.



e. Los éteres cíclicos se forman sustituyendo un -CH2- por -O- en un ciclo,

la numeración comienza en el oxígeno y se nombran con el prefio oxa-

seguido del nombre del ciclo.

A continuación se incluyen algunos ejemplos y ejercicios.


CH3-O-CH3 Metoxi-metano Dimetil - éter o Éter dimetílico

Metil - oximetil

Oxido de metilo

CH3-CH2-O-CH2-CH3 Etoxi-etano Etil - oxietil

Dietil-éter o éter dietílico

9.4. ALDEHÍDOS Y CETONAS.- Los aldehídos y las cetonas son compuestos orgánicos que contienen el grupo

funcional carbonilo C=O.

La palabra aldehído fue inventada por el científico alemán Justus von Liebig

(1803-1873). Viene de latín y significa alcohol dehydrogenatum = alcohol

deshidrogenado. El primer aldehído fue preparado por quitar dos átomos de

hidrógeno (= deshidrogenación) de etanol.

9.4.1. Propiedades generales.- La presencia del grupo carbonilo convierte a los aldehídos y cetonas en

compuestos polares. Los compuestos de hasta cuatro átomos de carbono,

forman puente de hidrógeno con el agua, lo cual los hace que sean solubles en

agua, en solventes orgánicos.

El punto de ebullición de los aldehídos y cetonas son mayores que el de los

alcanos del mismo peso molecular, pero menores que el de los alcoholes y

ácidos carboxílicos comparables (formación de dipolos y a la ausencia de

formación de puentes de hidrógeno intramoleculares), en éstos compuestos.

9.4.2. Propiedades químicas.- Los aldehídos y cetonas se comportan como ácidos debido a la presencia del

grupo carbonilo, esto hace que presenten reacciones típicas de adición

nucleofílica, también pueden dar origen a otros compuestos mediante

reacciones de sustitución halogenada (este método permite obtener la



monobromoactona que es un poderoso gas lacrimógeno), participa en

reacciones de condensación aldólica (unión de dos aldehídos o dos cetonas en

presencia de una solución de NaOH), en las reacciones de oxidación los

aldehídos se oxidan con facilidad frente a oxidantes débiles produciendo

ácidos, mientras que las cetonas sólo se oxidan ante oxidantes muy enérgicos

que puedan romper sus cadenas carbonadas (Esto permite diferenciar los

aldehídos de las cetonas en el Laboratorio)

9.4.3. Utilidad de los aldehídos y las cetonas.- a) Aldehídos El metanal o aldehído fórmico se utiliza en la elaboración de explosivos

(pentaeritrol y el tetranitrato de pentaeritrol, TNPE), resinas alquídicas,

poliuretano expandido, el POM (polioximetileno). El formaldehido se utiliza en

una disolución (35%) en agua como desinfectante y en la conservación de

muestras biológicas y cadáveres frescos (El metanol, se oxida a formaldehído).

Cuando se bebe alcohol etílico, este se oxida en el hígado a acetaldehído, que,

a su vez, se oxida a ácido acético y, por ultimo a dióxido de carbono y agua:

El consumo de grandes cantidades de etanol causa la acumulación de grandes

concentraciones de acetaldehído en la sangre, lo cual puede conducir a un

brusco descenso de la presión sanguínea, aceleración de los latidos del

corazón y sensación general de incomodidad, es decir, una resaca.

b) Cetonas La acetona (propanona) se utiliza como disolvente para lacas y resinas, se lo

usa en la fabricación del plexiglás.

Muchos aldehídos y cetonas forman parte de los aromas naturales de flores y

frutas, por lo cual se emplean en la perfumería para la elaboración de aromas

como es el caso del benzaldehído (olor de almendras amargas), el aldehído

anísico (esencia de anís), la vainillina, el piperonal (esencia de sasafrás), el

aldehído cinámico (esencia de canela).

9.4.4. Formulación de los aldehídos y cetonas.- Se los obtiene de los alcoholes primarios donde se han substituido dos átomos

de hidrógeno por un átomo de oxígeno.

Se ha visto anteriormente que los alcoholes primarios se oxidan en aldehídos y

los secundarios en cetonas.



ALDEHÍDOS CETONAS

Grupo Funcional Fórmula General Grupo Funcional Fórmula General

9.4.5. Nomenclatura

a. En el sistema IUPAC la terminación característica para los aldehídos es

AL y para las cetonas ONA, las cuales se añaden al nombre original del

hidrocarburo (suprimiendo la terminación "O" de éste) que tenga el

mismo número de átomos de carbono.

b. En el caso de los aldehídos, el grupo –CH=O tiene que aparecer

siempre al final de la cadena e indicar siempre el número 1, aunque este

número no aparece en el nombre. Sin embargo, en el caso de las

cetonas el grupo carbonilo puede estar en posiciones diversas en una

cadena carbonada y su posición debe indicarse con el número más bajo

posible. Los demás sustituyentes quedan indicados por el número

adecuado y el prefijo destinado a indicar sus posiciones en la cadena

carbonada.

c. También se emplean nombres comunes para aldehídos y cetonas. Los

aldehídos se denominan por lo general como derivados del ácido

correspondiente que puedan formar por oxidación, la terminación ICO

del ácido se suprime y se sustituye por el término aldehído.

d. Las cetonas, con excepción de la acetona, se nombran según los

grupos alquilo unidos a la función carbonilo seguidos de la palabra

cetona.

e. El grupo -CHO se denomina –carbaldehído, es muy útil cuando el grupo

aldehído va unido a un ciclo. La numeración del ciclo se realiza dando

localizador 1 al carbono del ciclo que contiene el grupo aldehído.

Ejemplos y ejercicios.



ALDEHÍDOS CETONAS

COMPUESTO

NOMBRE COMPUESTO NOMBRE

H-CH=O Metanal ó

formaldehído

CH3-

O

C

_ _

-CH3

Propanona

Dimetil-cetona ó

acetona

CH3-CH=O Etanal ó acetaldehído CH3-

O

C

_ _

-CH2-CH3 2 Butanona

Metil-etil cetona

CH3-CH2-CH=O Propanal ó

propionaldehído

CH3-C

_

H

3CH

-

O

C

_ _

-CH2-CH3

2-metil-3-pentanona

9.5. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS.

Los ácidos carboxílicos ocupan un lugar de privilegio en la química orgánica,

por utilidad que tienen en la formación ésteres, amidas y otras moléculas.

Algunos ácidos importantes son el ácido cólico (componentes de la bilis

humana), los ácidos alifáticos (ácido oleico y el ácido linoleico), precursores

biológicos de grasas y otros lípidos, otros son encontrados en la naturaleza

como el ácido acético (CH3CO2H componente del vinagre), ácido metanóico o

ácido fórmico (segregado por las hormigas al morder).

9.5.1. Propiedades generales.- Los ácidos carboxílicos son solubles en agua, la solubilidad disminuye a

medida que aumenta el número de átomos de carbono, por lo tanto a partir del

ácido dodecanóico o ácido láurico los ácidos carboxílicos son sólidos blandos

insolubles en agua.

El punto de ebullición se encuentra elevado debido a la presencia de doble

puente de hidrógeno, y el punto de fusión varía según el número de carbonos,

siendo más elevado el de los ácidos fórmico y acético, al compararlos con los

ácidos propiónico, butírico y valérico de 3, 4 y 5 carbonos, pero después de 6

carbonos el punto de fusión se eleva de manera irregular.

Los ácidos fórmico y acético (1, 2 carbonos) son líquidos de olores irritantes.

Los ácidos butíricos, valeriano y capróico (4, 5 y 6 carbonos) presentan olores



desagradables. Los ácidos con mayor cantidad de carbonos presentan poco

olor.

9.5.2. Propiedades químicas.- La presencia del grupo carboxilo –COOH, que consta un grupo carbonilo (C=O)

y de un hidroxilo (-OH); donde el -OH es el que sufre casi todas las reacciones:

pérdida de protón (H+) o reemplazo del grupo –OH por otro grupo.

9.5.3. Utilidad de los A. carboxilicos.- Los ácidos carboxílicos son compuestos base de una gran variedad de

derivados, entre los cuales se encuentran a los ésteres, amidas, cloruros de

acilo y anhídridos de ácido. Están presentes también en algunos alimentos

saturados e insaturados, como por ejemplo la mantequilla o la leche.

Los ácidos carboxílicos son compuestos de gran importancia para el hombre,

ya que, además de estar presentes en los alimentos que contienen las

proteínas desdobladas por el cuerpo humano para aprovechar su energía,

están presentes en procesos fundamentales del organismo, como lo es, por

ejemplo, el ciclo de Krebs, esto se debe a que los ácidos carboxílicos forman

parte de todos los ácidos participantes en este proceso, como por ejemplo el

ácido fumárico; además de ser parte de algunas moléculas importantes para el

organismo, tales como los aminoácidos, los cuales son participantes en la

síntesis de proteínas del cuerpo.

Estos ácidos son también componentes de muchas de las células del cuerpo,

esto es porque los ácidos carboxílicos constituyen a los fosfolípidos y los

triacilglicéridos, los cuales son ácidos grasos que se encuentran en las

membranas celulares, en las neuronas, en las células del músculo cardíaco, y

además, en las células del tejido nervioso.

9.5.4. Formulación de los ácidos carboxílicos.- Los ácidos carboxílicos llamados también ácidos orgánicos se obtiene de la

oxidación de los aldehídos y estos últimos se obtuvieron de la oxidación de un

alcohol primario.




9.5.5. Nomenclatura.-

a. Se usa el nombre del hidrocarburo con cadena más larga, sin

arborescencias que incluya al grupo carboxilo, y sustituyendo la

terminación o del alcano por OICO, anteponiendo la palabra ácido.

b. Ocasionalmente se puede poner al final del nombre del hidrocarburo la

palabra carboxílico.

c. Se denominan monoácidos cuando sólo hay un grupo carboxilo,

diácidos y triácidos, si tienen respectivamente dos o tres, etc.

Ejemplos


H-COOH

Ácido metanoico

Ácido fórmico

CH3-COOH

Ácido etanoico

Ácido acético

CH3-CH2-COOH

Ácido propanoico etano carboxílico

Ácido propionico

CH3(CH2)2COOH Ácido butanoico

Ácido butírico

CH3(CH2)3COOH Ácido pentanoico

Ácido valérico

CH3(CH2)4COOH Ácido hexanoico

Ácido caproico

CH3(CH2)5)COOH Ácido heptanoico

Ácido enántico

CH3(CH2)6COOH Ácido octanoico

Ácido caprílico

CH3(CH2)7COOH Ácido nonanoico

Ácido pelargónico

CH3(CH2)8COOH Ácido decanoico

Ácido cáprico

CH3(CH2)26COOH Ácido octacosanoico

Ácido montánico

CH3(CH2)27COOH Ácido nonacosanoico

Ácido nonacosílico

CH3(CH2)28COOH Ácido triacontanoico

Ácido melísico

CH3(CH2)29COOH Ácido henatriacontanoico

Ácido henatriacontílico

CH3(CH2)30COOH Ácido dotriacontanoico

Ácido laceroico

9.6. ÉSTERES.

Los ésteres son compuestos orgánicos derivados de ácidos orgánicos o

inorgánicos, la palabra "éster" proviene del vocablo griego que quiere decir

“éter de vinagre”, (acetato de etilo).



9.6.1. Propiedades generales.- Son más hidrosolubles que los hidrocarburos de los que derivan, las

ilimitaciones de sus enlaces de hidrógeno los hace más hidrofóbicos que los

alcoholes o ácidos de los que derivan, son más volátiles que un ácido o alcohol

de similar peso molecular.Los ésteres también participan en la hidrólisis

esterárica (ruptura de un éster por agua). Los ésteres también pueden ser

descompuestos por ácidos o bases fuertes. Como resultado, se descomponen

en un alcohol y un ácido carboxílico, o una sal de un ácido carboxílico.

9.6.2. Propiedades químicas.- Los ésteres se hidrogenan más fácilmente que los ácidos, empleándose

generalmente el éster etílico tratado con una mezcla de sodio y alcohol

(Reducción de Bouveault-Blanc). Los ésteres se pueden hidrolizar a su ácido y

su alcohol precursores. Si los ésteres se hidrolizan en una solución alcalina, la

reacción de hidrólisis se denomina saponificación (por su analogía en la

fabricación de jabones).

9.6.3. Utilidad de los ésteres.- Muchos ésteres tienen un aroma característico, lo que hace que se utilicen

ampliamente como sabores y fragancias artificiales. Por ejemplo:

a) Acetato de 2 Etil Hexilo: olor a dulzón suave

b) Butanoato de metilo: olor a Piña

c) Salicilato de metilo (aceite de siempreverde o menta): olor de las

pomadas.

d) Octanoato de heptilo: olor a frambuesa

e) Etanoato de isopentilo: olor a plátano

f) Pentanoato de pentilo: olor a manzana

g) Etanoato de octilo: olor a naranja.

9.6.4. Formulación de los Ésteres.- Los ésteres se obtienen de la reacción de un ácido carboxílico y un alcohol,

con el desprendimiento de agua, este proceso se ll ama esterificación.

9.6.5. Nomenclatura

a. Para nombrarlos se cambia la terminación OICO del nombre del ácido

por el sufijo ATO y el nombre del radical derivado del alcohol con



terminación IL o ILO, o bien el nombre del metal en el caso de las sales

orgánicas. Ej. etanoato de metilo.

+

ESTERIFICACIÓN

+


b. Los esteres son grupos prioritarios frente a aminas, alcoholes, cetonas,

aldehídos, nitrilos, amidas y haluros de alcanoilo. Estos grupos se

nombran como sustituyentes siendo el éster el grupo funcional.

c. Los Ácidos carboxílicos y anhídridos tienen prioridad sobre los ésteres,

que pasan a nombrarse como sustituyentes alcoxicarbonil.

d. Cuando el grupo éster va unido a un ciclo, se nombra el ciclo como

cadena principal y se emplea la terminación -carboxilato de alquilo para

nombrar el éster.

Ejemplos.


H-COO-CH3 Metanoato de metilo formiato de metilo

CH3-COO-CH2-CH3 Etanoato de etilo acetato de etilo

Los ácidos carboxílicos cuanto menor peso molecular, presentan olores

desagradables, como por ej. Ácido propiónico, butanoico y pentanoico.

Mientras que los Esteres corresponden, presentan olores agradables,

semejantes a los olores de frutas maduras, así por ejemplo el butanoato de

metilo tiene fragancia de piña y el acetato de isoamilo se asemeja al de los

plátanos maduros.



9.7. COMPUESTOS NITROGENADOS El nitrógeno es un elemento presente en muchos elementos, como los

aminoácidos, que forman proteínas; otros compuestos nitrogenados son: la urea,

las enzimas, levaduras, las aminas, de gran importancia para los seres vivos

(NH2), las amidas (-CO-NH2) además de los nitrilos, (CH3-CN).

9.8. AMINAS.-

Las aminas son compuestos químicos orgánicos que se consideran como

derivados del amoníaco y son resultado de la sustitución de los hidrógenos de la

molécula por los radicales alquilo.

9.8.1. Propiedades generales.- Las aminas son compuestos incoloros que pueden oxidarse con facilidad lo

que permite que se encuentren como compuestos coloreados, los primeros

miembros de esta serie son gases con olor similar al amoníaco, a mayor

número carbonos el olor se hace similar al del pescado, las aminas aromáticas

son muy tóxicas se absorben a través de la piel. Las aminas primarias y

secundarias son compuestos polares, son solubles en agua, esta solubilidad

disminuye a partir de los 6 átomos de carbono y en las que tienen anillo

aromático.

El punto de ebullición de las aminas es más alto que el de los compuestos

apolares que presentan el mismo peso molecular de las aminas, pero sea más

bajo que el de los alcoholes con el mismo peso molecular.

9.8.2. Propiedades químicas.- Las aminas se comportan como bases, en el agua acepta un protón formando un ión alquil-amonio. 9.8.3. Utilidad de las aminas.- La principal utilidad de las aminas es la conformación de aminoácidos, que

conforman las proteínas, al degradarse las proteínas se descomponen en

distintas aminas, como cadaverina y putrescina (olor desagradable).

Las aminas son parte de los alcaloides (compuestos complejos que se

encuentran en las plantas como la morfina y la nicotina), otras son importantes

biológicamente como la adrenalina y la noradrenalina.



Las aminas secundarias que se encuentran en las carnes y los pescados o en

el humo del tabaco, al reaccionar con los nitritos presentes en conservantes de

los alimentos o como fertilizantes en plantas originan N-nitrosoaminas

secundarias, que son carcinógenas.

9.8.4. Formulación de las aminas.- Las aminas pueden ser consideradas como derivados orgánicos del amoniaco

(NH3 ). Donde se substituyen uno o más átomos de hidrógeno del amoniaco

por radicales alquílicos o arilicos.


Según se sustituyan uno, dos, tres o más hidrógenos, las aminas serán

primarias, secundarias o terciarias, respectivamente.

9.8.5. Nomenclatura

a. Se cambia la terminación “O” de las terminaciones “ANO, ENO e INO”

por la palabra AMINA.

b. Si existen 2 o tres radicales alquílicos iguales éstos deben indicarse con

los prefijos di, tri, respectivamente

c. Si hay sustituyentes unidos directamente al nitrógeno se los nombra en

orden alfabético precedidos por la letra “N-” para un sustituyente, “N,N-”

para dos sustituyentes, continuando con el nombre base.

d. Si hay grupos funcionales más importantes (alcoholes, cetonas,

aldehídos, amidas, ácidos), al grupo NH2 se denomina AMINO y se lo

nombra indicando su posición en la cadena carbonada.

e. Las aminas aromáticas o heterocíclicas se las conocen y se acepta sus

nombres comunes o triviales.


CH3-NH2 Metilamina Aminometano

CH3-NH-CH3 Dimetilamina Metilaminometano

CH3-CH2-NH-CH2-CH2-CH3 Etil-propil-amina Etil-amino-propano

CH3-N

_

3CH

-CH3 Trimetilamina Dimetilaminometano



9.9. AMIDAS.- 9.9.1. Propiedades generales.- Las amidas son bastante polares, excepto la formamida, todas sólidas y

solubles en agua. Sus puntos de ebullición son bastante más altos que los

ácidos correspondientes, debido a una gran asociación intermolecular a través

de enlaces de hidrógeno, entre el oxígeno negativo y los enlaces N—H, mucho

más polarizados. Los puntos de fusión y de ebullición de las amidas

secundarias son bastante menores.

9.9.2. Propiedades químicas.- Las amidas presentan reacción de hidrólisis muy lenta, por lo que hay que

llevarla a cabo calentando y en medios ácidos o básicos; su mecanismo es

análogo al de la hidrólisis de los ésteres.

Por otra parte, las amidas tienen también algunas reacciones químicas

parecidas a las de las aminas, siendo la más análoga la reacción con ácido

nitroso, con el que los tres tipos de amidas se comportan igual que las aminas.

9.9.3. Utilidad de las amidas.- La Urea es uno de los compuestos más importantes

relacionados con las amidas, un polvo blanco cristalino

utilizado en plásticos y fertilizantes. Es un producto del

metabolismo de las proteínas; se encuentra en altas

concentraciones en la orina de los animales.

El Nylon también pertenece a la familia de las amidas y

es considerada como una poliamida.

9.9.4. Formulación de las amidas.- Son derivados de los ácidos carboxílicos, donde se ha substituido el grupo

oxidrilo por el grupo amino.


Urea



9.9.5. Nomenclatura

a. Se cambia la terminación “O” de las terminaciones “ANO, ENO e INO”

por la terminación AMIDA.

b. Si existen 2 o tres radicales ácidos iguales éstos deben indicarse con los

prefijos di, tri, respectivamente.

c. Si existen diamidas se los nombra sustituyendo el sufijo DIOICO del

ácido por el sufijo DIAMIDA.

d. En los compuestos cíclicos se emplea el sufijo CARBOXAMIDA.

e. Las amidas son grupos prioritarios frente a aminas, alcoholes, cetonas,

aldehídos y nitrilos.

f. Las amidas actúan como sustituyentes cuando en la molécula hay

grupos prioritarios, preceden el nombre de la cadena principal y se

nombran como carbamoíl-.

g. Cuando el grupo amida va unido a un ciclo, se nombra el ciclo como

cadena principal y se emplea la terminación -carboxamida para nombrar

la amida.

A continuación se incluyen algunos ejemplos:


CH3-CONH2 Etanamida acetamida

H-CONH2 Metanamida formamida

9.10. RESUMEN

GRUPO FUNCIONAL

DE DONDE PROVIENEN

FORMULA GENERAL

NOMENCLATURA



Alcoholes Sustitución de átomos de

grupos Hidróxidos(OH-) H por

R-OH 1- 2- Se pone el sufijo OL

3- Se antepone la palabra "alcohol" seguido del

HC terminado en ilico.

Éteres Provienen de la unión de 2 R-O-R 1- Se pone el sufijo OXI.

moléculas de Alcohol con CH3-O-CH2-CH3 *metoxi etano

eliminación de H2O 2- 3- Se antepone la palabra éter seguido x el

radical + chico terminado en ilico CH3-O-CH2-

CH3*eter etil metilico

4- Se nombran los radicales seguido por la

palabra éter

CH3-O-CH2-CH3 *etil metil eter

Aldehídos Provienen de la deshidrogenación

R-CHO 1- Se pone el sufijo AL

de alcoholes primarios CH3-CHO *Etanal

2- Aldehído....ilico

CH3-CHO Aldehído etílico

Cetonas Provienen de la deshidrogenación

R-CO-R' 1- Se pone el sufijo ONA

de alcoholes secundarios CH3-CO -CH3 *isopropanona

(generalmente en presencia de O2)

2- CH3-CO -CH3 *dimetil cetona

Ácidos Provienen de la enérgica oxidación

R-COOH 1- Se antepone la palabra "ácido" y se pone

Carboxílicos

de alcoholes primarios, el sufijo OICO

generalmente en presencia de un

CH3CH2COOH *ácido propanoico

agente oxidante

Esteres Provienen de la combinación de

R-COO-R' 1- Se nombra al radical q va unido al

una molécula de ácido con un

(R: Alcohol

carboxilo y se le pone el sufijo ATO. El otro

Alcohol o perdida de una molécula

+R': A. Car)

se nombra como radical (il/ilo)

de agua CH3-COO- CH2-CH3*etanoato de etilo

Aminas Son compuestos orgánicos R-NH2 1- Se pone él o los radicales seguido de la

nitrogenados que provienen de la

(más de 1 palabra amina

sustitución de los H de un formula) CH3-NH2 *metil amina

amoniaco (NH3) por radicales

Alquilo

Amidas Provienen del reemplazo del grupo

R-CO-NH2 1- Se cambia el sufijo "OICO" del ácido del

OH o el radical carboxilo por un

(más de 1 cual deriva la palabra amida. Se elimina la

grupo amino formula) palabra ácido

CH3-CO-NH2 *etanamida



9.11. PROBLEMAS PROPUESTOS Escriba el nombre en nomenclatura IUPAC de los siguientes compuestos a) Ejercicios propuestos Alcoholes

1. CH3-(CH2)3-OH 1-butanol

2. CH2OH- CH2- CH2-CHOH- CH3 1,4 pentanodiol

3.

3-hexen-1-ol

4.

3-metil-1-pentanol

5.

3-butin-1-ol

6.

2-butanol

b) Ejercicios propuestos Éteres

1.

Metoxietano

2.

Etoxietano

3.

1-Metoxibutano

4.

2-metoxipentano

5.

1-Etoxi-3-metilciclohexano

6.

Oxaciclopropano

c) Ejercicios propuestos Aldehídos y Cetonas



1.

4,4-Dimetilpentanal

2.

Hex-4-enal

3.

Hexanodial

4.

ciclohexanocarbaldehído

5.

Butanona

6.

4-Metil-2-pentanona

7.

3-Metilciclohexanona

d) Ejercicios propuestos Ácidos Carboxílicos

N. IUPAC N. COMÚN

1. CH3(CH2)9COOH Ácido undecanoico Ácido undecílico

2. CH3(CH2)10COOH Ácido dodecanoico Ácido láurico

3. CH3(CH2)11COOH Ácido tridecanoico Ácido tridecílico

4. CH3(CH2)12COOH Ácido tetradecanoico Ácido mirístico

5. CH3(CH2)13COOH Ácido pentadecanoico Ácido pentadecílico

6. CH3(CH2)14COOH Ácido hexadecanoico Ácido palmítico

7. CH3(CH2)15COOH Ácido heptadecanoico Ácido margárico

8. CH3(CH2)16COOH Ácido octadecanoico Ácido esteárico

9. CH3(CH2)17COOH Ácido nonadecanoico Ácido nonadecílico

10. CH3(CH2)18COOH Ácido eicosanoico Ácido araquídico

11. CH3(CH2)19COOH Ácido heneicosanoico Ácido heneicosílico

12. CH3(CH2)20COOH Ácido docosanoico Ácido behénico

13. CH3(CH2)21COOH Ácido tricosanoico Ácido tricosílico

14. CH3(CH2)22COOH Ácido tetracosanoico Ácido lignocérico

15. CH3(CH2)23COOH Ácido pentacosanoico Ácido pentacosílico

16. CH3(CH2)24COOH Ácido hexacosanoico Ácido cerótico

17. CH3(CH2)25COOH Ácido heptacosanoico Ácido heptacosílico



e) Ejercicios propuestos Ésteres

1.

Propanoato de etilo

2.

Butanoato de metilo

3.

3-hidroxi-4-metil-6-oxohexanoato de etilo

4.

Ácido 5-metoxicarbonilpentanoico

5.

Bencenocarboxilato de metilo

f) Ejercicios propuestos Aminas

1.

Etilamina

2.

Ciclopentilamina

3.

Pent-2-ilamina

4.

N,N`-Dimetilpentano-1,5-diamina

5.

3-aminociclohexanol



g) Ejercicios propuestos Aminas

1.

Metanamida

2.

Etanamida

3.

3-hidroxibutanamida

4.

3-Hidroxi-4-metil-6-oxohexanamida

5.

Bencenocarboxamida



10. MACROMOLÉCULAS

En este capítulo, se describirán las macromoléculas, conocidas también dentro del

campo biológico estricto con también se considera como sinónimo el término

biopolímero.

10.1 DEFINICIÓN.- Las macromoléculas son moléculas que tienen una masa molecular elevada, formadas por un gran número de átomos. Generalmente se pueden describir como la repetición de una o unas pocas unidades mínimas o monómeros unidas por enlaces covalentes, o fuerzas de Van der Waals, puentes de hidrógeno, interacciones hidrofóbicas, o interacciones electrostáticas, formando los polímeros. A menudo el término macromolécula se refiere a las moléculas que pesan más de 10.000 dalton. Pueden ser orgánicas o inorgánicas. Dentro de las moléculas orgánicas se encuentran los plásticos.

10.2 CLASIFICACIÓN DE LAS MACROMOLÉCULAS.

Se pueden clasificar según diversos criterios:

Según su origen.

· Naturales: Caucho, polisacáridos (celulosa, almidón), proteínas, ácidos

nucléicos…

· Artificiales: Plásticos, fibras textiles sintéticas, poliuretano, baquelita…

Según su composición:

· Homopolímeros: Un sólo monómero

· Copolímeros: Dos o más monómeros

Según su estructura:

· Lineales: Los monómeros se unen por dos sitios (cabeza y cola)

· Ramificados: Si algún monómero se puede unir por tres o más sitios.

Por su comportamiento ante el calor:

· Termoplásticos: Se reblandecen al calentar y recuperan sus

propiedades al enfriar. Se moldean en caliente de forma repetida.



· Termoestables: Una vez moldeados en caliente, quedan rígidos al ser

enfriados por formar nuevos enlaces y no pueden volver a ser moldeados.

Fig.1: Clasificación de los polímeros, según su comportamiento frente al calor.

10.3 PROTEÍNAS La palabra proteína deriva del griego “proteios”, que significa ser el primero.

Debido a la importancia de ser indispensables en la materia viviente, presentan

algunas características que las diferencian de otras sustancias.

1. Su peso molecular es muy elevado.

2. Su estructura es muy compleja.

3. Sus soluciones acuosas tienen aspecto coloidal.

Las proteínas son las macromoléculas que más diversidad de funciones realizan

en los seres vivos; prácticamente todos los procesos biológicos dependen de su

presencia y/o actividad, siendo

indispensables para la vida.

Fig. 2: Extremo carboxilo terminal de un

aminoácido



Los aminoácidos son las unidades estructurales de las proteínas, que se unen

entre sí por su extremo carboxilo terminal (Fig.2), mediante enlaces de tipo amida,

conocido como enlace peptídico; ejercen un papel importante en la estructura de

péptidos y proteínas. Los aminoácidos son compuestos orgánicos sencillos de

bajo peso molecular, son sólidos, solubles en agua, cristalizables, incoloros,

con un punto de fusión elevado (más de 200 ºC), presentan esteroisomería,

actividad óptica y comportamiento anfótero. Las proteínas son grandes

polipéptidos constituidos por más de 100 aminoácidos, cuando presentan menos

de 100 aminoácidos son considerados péptidos. En nuestro cuerpo presentamos

20 aminoácidos standard, que desde el punto de vista nutricional se clasifican en

esenciales (si se necesitan ingerir con los alimentos pues no se sintetizan en el

organismo) y no esenciales (si es que no se ingieren con los alimentos).

10.3.1. CLASIFICACIÓN DE LAS PROTEÍNAS

Existen diversas formas de clasificar a las proteínas:

a) De acuerdo a su composición:

1. Proteínas simples: sólo contienen aminoácidos o que por hidrólisis

(descomposición por el agua) producen solamente aminoácidos.: albúminas,

globulinas, glutelina, prolaminas, protaminas, histonas, albuminoides.

2. Proteínas conjugadas: Son las que contienen además componentes

diferentes como el hem, derivados vitamínicos, lípidos o carbohidratos. La porción

no aminoácido de una conjugada, se denomina grupo prostético. Ej.

Cromoproteínas, glucoproteinas, fosfoproteinas, nucleoproteínas, lecitoproteinas,

lipoproteínas,

b) De acuerdo a su función:

1. Proteínas enzimas. Son catalizadores de las diversas reacciones

químicas que se dan en el organismo.

2. Proteínas hormona: Una vez unidos a sus receptores de membrana,

pueden amplificar la señal de transmisión y amplificar su respuesta final: Ej.:

Insulina, glucagón, ACTH, etc.

3. Proteínas transportadoras. En los seres vivos son esenciales los

fenómenos de transporte, bien para llevar una molécula hidrofóbica a través de un

medio acuoso (transporte de oxígeno o lípidos a través de la sangre) o bien para

transportar moléculas polares a través de barreras hidrofóbicas (transporte a



través de la membrana plasmática). Los transportadores biológicos son siempre

proteínas.

4. Proteínas estructurales: Las células poseen un citoesqueleto de

naturaleza proteica que constituye un armazón alrededor del cual se organizan

todos sus componentes, y que dirige fenómenos tan importantes como el

transporte intracelular o la división celular. Ej. Colágeno, cartílago.

5. Proteínas anticuerpo. La propiedad fundamental de los mecanismos de

defensa es la de discriminar lo propio de lo extraño. En bacterias, una serie de

proteínas llamadas endonucleasas de restricción se encargan de identificar y

destruir aquellas moléculas de DNA que no identifica como propias. En los

vertebrados superiores, las inmunoglobulinas se encargan de reconocer moléculas

u organismos extraños y se unen a ellos para facilitar su destrucción por las

células del sistema inmunitario

6. Proteínas contráctiles: Todas las funciones de motilidad de los seres

vivos están relacionadas con las proteínas. Ej: la actina, la miosina, los

microtúbulos

7. Proteínas de reserva. La ovoalbúmina de la clara de huevo, la

lactoalbúmina de la leche, la gliadina del grano de trigo y la hordeína de la cebada,

constituyen una reserva de aminoácidos para el futuro desarrollo del embrión.

8. Proteínas reguladoras. Muchas proteínas se unen al DNA y de esta

forma controlan la transcripción génica. Las distintas fases del ciclo celular son el

resultado de un complejo mecanismo de regulación desempeñado por proteínas

como la ciclina.

9. Proteínas sanguíneas: Son componenete estructural y funcional de la

sangre. Ej. Albúmina, mioglobina, hemoglobina, globulinas, fibrinógeno

PROTEINA

AMINOÁCIDO

GLI ALA VAL LEU ILE MET FEN TRI LIS

Queratina (lana) 7 4 5 11 - 1 4 2 3

Albúmina 3 7 7 19 7 5 8 1 6



Cuadro 1. SECUENCIA DE AMINOÁCIDOS EN ALGUNAS PROTEÍNAS

10.3.2. ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS Se, encuentran formando cuatro tipo de estructuras, de acuerdo al número de

aminoácidos involucrados y los enlaces peptídicos existentes. Estas formas son:

Fig.3

a) Estructura primaria: sólo tiene enlaces peptídicos

b) Estructura secundaria: implica el plegamiento de estas cadenas, forman

hélices.

c) Estructura terciaria: es una estructura tridimensional, implica el

plegamiento de estructuras secundarias.

d) Estructura cuaternaria: se van uniendo varios grupos de polipeptidos.

Fig. 3: Estructuras de las proteínas

Secundaria terciaria cuaternaria

ENZIMAS.: Son una clase de proteínas que presentan un interés especial para

los bioquímicos, debido a la capacidad que tiene de aumentar la velocidad de las

reacciones químicas que se realizan en el organismo vivo. Estas enzimas, cuando

son aisladas de las células, mantiene su capacidad de catálisis, siempre que no se

le desnaturalice y se mantengan las condiciones de pH, temperatura y

concentración. Las enzimas tienen mucha importancia tanto a nivel de

experimentación en laboratorios, como en la industria.

(gallina)

Hemoglobina

(caballo) 6 7 9 15 - 1 8 2 9

Insulina

(bovina) 4 5 8 13 3 - 8 - 3



10.4. HIDRATOS DE CARBONO

Presentan varios sinónimos como ser: glúcidos, carbohidratos, azúcares. Son la

fuente de energía primaria que utilizan los seres vivos para realizar sus funciones

vitales; están constituidos por carbono, hidrogeno y oxigeno. Los carbohidratos

son los alimentos más baratos y es esta la razón que predominan en la dieta

ordinaria de los humano. Primordialmente son utilizados como fuente de energía

(1g de carbohidratos proporciona 4,1 kilocalorías por mol), también proporcionan

la estructura de carbonos que son necesarios para la formación básica del

protoplasma celular. En los vegetales el carbohidrato celulosa deriva de la

fotosíntesis y constituyente de su pared celular, en los insectos el carbohidrato

quitina forma su cutícula. En los animales se encuentran los carbohidratos glucosa

y glucógeno (forma de almacenamiento) , son la principal fuente de energía.

10.4.1 CLASIFICACIÓN DE LOS HIDRATOS DE CARBONO.

Se clasifican según el número de unidades simples de azúcar que llevan en la

molécula, tenemos:

a) MONOSACÁRIDOS

Monosacaridos ALDOSA CETOSA

3 C Triosa Gliceraldehido Dihidroxiacetona

4 C Tetrosa Eritrosa Eritrulosa

5 C Pentosa Ribosa Ribulosa

6 C Hexosa Glucosa Fructuosa

7 C Heptosa ― Sedoheptulosa

Están formados por cadenas de tres, cuatro, cinco seis y siete átomos de

carbono, si contienen en su función aldehído se llaman aldosas, si contienen

grupo cetónico se conoce como cetosas. Los monosacáridos de importancia

fisiológica esta la glucosa, que es el azúcar sanguíneo y ribosa constituyente

importante de nucleótidos y ácidos nucleicos.



GLUCOSA Formula molecular: C6 H12 O6

Formula estructural

b) DISACÁRIDOS.

Llamados también diholósidos, formados por dos unidades simples de azúcar o

monosacáridos, unidos por un enlace glucosidico. De importancia fisiológica la

maltosa es un intermediario importante en la digestión de almidón y glucógeno,

sacarosa importante como constituyente.

DISACARIDO MONOSACARIDO FUENTE

Maltosa Glucosa + Glucosa Germen de Trigo,malta.

Lactosa Glucosa + Galactosa Azúcar de leche

Sacarosa. Glucosa + Fructuosa Azúcar de caña y piña.

c) POLISACARIDOS

Pueden clasificarse en polisacáridos de almacenamiento (almidón, glucógeno,

dextranos) y polisacáridos estructurales (celulosa y xilanos).

ALMIDON: Constituye la forma más generalizada, aunque no la única, de reserva

energética en vegetales. Se almacena en forma de gránulos, y puede llegar a

constituir hasta el 70 por ciento de granos (maíz y trigo) o de tubérculos (papa).

Estos gránulos son relativamente densos e

insolubles en agua fría, aunque pueden dar

lugar a suspensiones cuando se dispersan

en el agua. Suspensiones que pueden

variar en sus propiedades en función de su

origen. El análisis minucioso de la

estructura del almidón demuestra que es

una mezcla de otros dos polisacáridos: la

amilosa y la amilopectina.

El almidón esta formada por Amilosa y

Amilopectina. La amilosa presenta una

estructura lineal de glucosas unidas por enlaces glucosídicos de tipo alfa 1-



4.(hidrolizable). La amilopectina es una estructura ramificada y posee varias

moléculas glucosas. La cadena esta unida por enlaces glucosídicos del tipo alfa 1-

4 y poseen un enlace glucosídico del tipo alfa 1-6 para las ramificaciones, (es

insoluble). El almidón puede ser degradado por muchas enzimas. En los

mamíferos, estas enzimas se llaman amilasas, y se producen sobre todo en las

glándulas salivares y en el páncreas.

GLUCOGENO: Es el polisacárido de reserva propio de los tejidos animales. Se

encuentra en casi todas las células, pero en los hepatocitos y en las células

musculares su concentración es muy elevada. Su estructura es similar a la de la

amilopeptina, pero con ramificaciones más frecuentes (cada 8-12 monómeros de

glucosa), y su peso molecular es mucho más elevado (de hasta varios millones de

dalton).

El glucógeno es soluble en agua, porque posee gran cantidad de grupos hidroxilo

que forman puentes de hidrógeno con las moléculas de H2O. De esto se deriva

que este polisacárido sea un compuesto bastante hidratado

CELULOSA: Es el principal componente de la pared celular de los vegetales. Se

puede considerar como la molécula orgánica más abundante en la Naturaleza. Es

un polímero lineal de varios miles de glucosas unidas por enlaces. Tiene una

estructura lineal o fibrosa, en la cual se establecen múltiples puentes de hidrógeno

entre los grupos hidroxilo de distintas cadenas yuxtapuestas, haciéndolas

impenetrables al agua, y originando fibras compactas que constituyen la pared

celular de las células vegetales.

QUITINA: La quitina, tal como la celulosa, es un polímero polisacárido estructural.

La celulosa forma la parte leñosa y resistente de muchos vegetales, la quitina

compone la caparazón de muchos artrópodos. Los animales pueden degradar la

amilosa, amilopectina y glicógeno, pero no pueden degradar celulosa o quitina.

Solo los rumiantes (vacas, ovejas, jirafas, etc), que tienen un estómago extra

llamado Rumen, en el que viven bacterias y protozoos, pueden degradar la

celulosa por la celulasa secretada por estos.

DEXTRANO: Son polisacáridos de reserva producidos por ciertas bacterias.

Consisten en cadenas de glucosa muy ramificadas.

XILANO: Están formados por unidades de D-xilosa y son componentes de la

madera.

10.5 LÍPIDOS

Los lípidos son macromoléculas orgánicas formadas

básicamente por carbono e hidrógeno y generalmente

http://www.monografias.com/trabajos16/lipidos/lipidos.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/ciclos-quimicos/ciclos-quimicos.shtml#car

http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml



también oxígeno; pero en porcentajes mucho más bajos. Además pueden

contener también fósforo, nitrógeno y azufre.

Es un grupo de sustancias muy heterogéneas que sólo tienen en común estas dos

características:

1. Son insolubles en agua

2. Son solubles en disolventes orgánicos, como éter, cloroformo, benceno, etc.

Una característica básica de los lípidos, y de la que derivan sus principales

propiedades biológicas es la hidrofobicidad. La baja solubilidad de los lípidos se

debe a que su estructura química es fundamentalmente hidrocarbonada (alifática,

alicíclica o aromática), con gran cantidad de enlaces C-H y C-C.

La naturaleza de estos enlaces es 100% covalente y

su momento dipolar es mínimo. El agua, al ser una

molécula muy polar, con gran facilidad para formar

puentes de hidrógeno, no es capaz de interaccionar

con estas moléculas. En presencia de moléculas

lipídicas, el agua adopta en torno a ellas una

estructura muy ordenada que maximiza las

interacciones entre las propias moléculas de agua,

forzando a la molécula hidrofóbica al interior de una

estructura en forma de jaula, que también reduce la

movilidad del lípido. Todo ello supone una configuración de baja entropía, que

resulta energéticamente desfavorable. Esta disminución de entropía es mínima si

las moléculas lipídicas se agregan entre sí, e interaccionan mediante fuerzas de

corto alcance, como las fuerzas de Van der Waals. Este fenómeno recibe el

nombre de efecto hidrofóbico. Formando estructuras encapsuladas que de

acuerdo a la fila de fosfolípidos que la componente se denominaran: miscelas (la

más pequeña), liposomas, y emulsiones.

10.4.3.1 FUNCIONES DE LOS LÍPIDOS.

Los lípidos desempeñan las siguientes funciones:

1. Función de reserva. Son la principal reserva energética del organismo. La correlación existente es por cada gramo de grasa se producen 9,4 kilocalorías.

2. Función estructural. Forman las bicapas lipídicas de las membranas. Recubren órganos y le dan consistencia, o protegen mecánicamente como el tejido adiposo de pies y manos.

http://www.monografias.com/trabajos14/falta-oxigeno/falta-oxigeno.shtml

http://www.monografias.com/trabajos15/todorov/todorov.shtml#INTRO

http://www.monografias.com/Quimica/index.shtml

http://www.monografias.com/trabajos36/naturaleza/naturaleza.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/frenos/frenos.shtml

http://www.monografias.com/trabajos/termoyentropia/termoyentropia.shtml

http://www.monografias.com/trabajos7/mafu/mafu.shtml



3. Función biocatalizadora. En este papel los lípidos favorecen o facilitan las reacciones químicas que se producen en los seres vivos. Cumplen esta función las vitaminas lipídicas, las hormonas esteroideas y las prostaglandinas.

4. Función transportadora. El trasporte de lípidos desde el intestino hasta su lugar de destino se realiza mediante su emulsión gracias a los ácidos biliares y a los proteolípidos.

10.4.3.2 CLASIFICACIÓN DE LOS LÍPIDOS

Los lípidos se clasifican en dos grupos, atendiendo a que posean en su

composición ácidos grasos Lípidos saponificables, los cuales se clasifican a su

vez en:

1. Lípidos simples. Son ésteres de los ácidos grasos con diversos alcoholes.

Grasas: combinados con glicerol. Los aceites son grasas en estado líquido Ceras: son ácidos grasos combinados con alcoholes, presentan alto peso

molecular. 2. Lípidos complejos. Presentan grupos adicionales al alcohol y el ácido graso.

Fosfolípidos: son lípidos que contienen grupos adicionales de ácido fosfórico

Glucolípidos: Presentan además esfingosina y carbohidrato.}

Estructura del aciltriglicédo

Los lípidos que no presentan ácidos

grasos en su composición son los Lípidos

insaponificables, a este grupo

corresponden los Lípidos precursores y

derivados que incluyen a los terpenos,

esteroides, eicosanoides y vitaminas.

Los ácidos grasos son las unidades

básicas de los lípidos saponificables, y

éstos de acuerdo a la presencia o dobles enlaces, se los denominará saturados:

ácido butítico (4C), ácido valérico (5C), ácido palmítico (16C), ácido araquídico

(20C); o insaturados: ácido palmitoléico (16C), ácido linoléico (18C), ácido linoléico

(18C), ácido araquidónico (20C) estos tres últimos son considerados tambien

ácidos grasos esenciales, esto significa que deben ingerirse con los alimentos y

que son buenos para la salud.

http://www.monografias.com/trabajos7/mafu/mafu.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/grupo/grupo.shtml



Los acilgliceroles, por otra parte son ésteres de ácidos grasos que se unen al

glicerol, que dependiendo a los grupos oxhidrilo reemplazados, se considerarán

tres tipos, monoacilgliceroles, diacilgliceroles y los triacilgliceroles (triglicéridos),

estos últimos son la principal forma de almacenamiento de los lípidos.

10.6 ÁCIDOS NUCLEICOS

Los ácidos nucléicos son macromoléculas que existen en el núcleo de las células. Toda célula viva contiene ácidos nucléicos, como también las células bacterianas que no contienen núcleos y en los virus que no tienen células. Estos ácidos tienen primordial importancia porque determinan la síntesis de la proteína y el factor genético además de las características hereditarias de todos los organismos vivos.

Cuando las bases nitrogenadas púricas (adenina, guanina) o las bases nitrogenadas pirimídicas (timina, citosina, uracilo), se unen a la ribosa o desoxirribosa por un enlace N-glucosídico, el compuesto se denomina nucleósido. Si a esta unidad se adhiere el ácido fosfórico, se le denominará nucleótido.

Un ácido nucléico que contiene ribosa se llama ácido ribonucleico (RNA) mientras que uno que posee desoxirribosa se denomina ácido desoxirribonucleico (DNA). El DNA fue descubierto por Freidrich Miescher en 1869, su estructura en doble hélice fue propuesta por Watson y Crick en 1953, y fue sintetizado por Arthur Kornberg en 1967.

El DNA consiste de cuatro bases, A,G,C y T, que se conservan en un ordenamiento lineal por enlaces fosfodiester en sus posiciones 3´ y 5´ a sus residuos de desoxirribosa, se organiza en dos tiras unidas por apareamiento de las bases A a T y G a C en las tiras complementarias, estas tiras forman una hélice doble alrededor de un eje central. Las 3 x 109 pares de base del DNA humano se organizan en un conjunto haploide de 23 cromosomas. La función del DNA es proporcionar un molde



o plantilla para replicación por tanto conservación del genotipo. Otra es proporcionar una plantilla para la información para la trascripción los 100.000 genes que codifican las diversas moléculas de RNA.

El RNA existe en varias estructuras de tira sencilla diferentes, la mayor parte ocupada en la síntesis de proteínas. El ordenamiento lineal de nucleótidos en el RNA está constituido por A,G,C y U y la porción azúcar es ribosa. Las formas principales de RNA son: RNA mensajero (RNAm), RNA ribosómico (RNAr), y RNA de transferencia (RNAt), que consiste en 75 nucleótidos al RNAm, formado por varios miles de nucleótidos.

10.7 OTROS POLÍMEROS

Existen otros polímeros que tambien se encuentran en la naturaleza o que pueden

ser sintetizados artificalmente, y son resultantes del proceso de polimerización,

que es un proceso químico por el cual, mediante luz, calor o un catalizador, se

unen varias moléculas de un compuesto generalmente de carácter no saturado

llamado monómero para formar una cadena de múltiples eslabones, moléculas de

elevado peso molecular y de propiedades distintas, llamadas macromoléculas o

polímeros. Entre estos podemos citar y describir los siguientes:

a) CAUCHO NATURAL. A diferencia de los polímeros anteriores, el caucho es un polímero de adición, formado por la condensación múltiple de un monómero

saturado, que es el isopreno (C5H8) que se repite varias veces.

b) CAUCHO SINTETICO (ELASTÓMERO).- Tomando modelos de la naturaleza, los investigadores hallaron nuevas formas de estructuras químicas que mejorarían el caucho natural y es así que crearon de forma sintética, el caucho por síntesis química, es un polimero de 2-3 dimetilbutadieno. Otro caucho sintético descubiertos en 1932 es el caucho neopreno.

c) NYLON.- Es también un polímero, desarrollada por Carothers e introducida por du Pont en 1940, es una poliamida que se

obtiene por policondensación de una mezcla de ácido adípico y hexamentilenodiamina. Estos dos productos se obtienen a partir de fenol.

d) POLIETILENO.- Los artículos hechos de plástico de polietileno, han tenido una gran difusión por su aplicación doméstica e industrial. Originalmente fue obtenido por la polimerización de etileno a elevada temperatura y presión con un peroxido



como catalizador. El primer plástico en ser fabricado fue la baquelita, que se obtiene de la condensación del fenol y formaldehido en presencia de catalizadores (amoniaco,hidróxido de sodio), con la eliminación de agua.

e) POLIPROPILENO: Es un polímero de adición obtenido por la polimerización del

polipropileno, CH2 = CH - CH 3 en presencia de (-CH2 - CHCH3 - CH2 - CHCH3 -

CH2 -) n. Se utiliza como protección anticorrosiva externa y aislamiento térmico de

tuberías de acero. Por su elevada resistencia mecánica d impermeabilidad resulta

adecuado para una amplia gama de productos.

No es soluble en H2O, es resistente a ésta, resiste a los agentes químicos, tiene

una alta reactividad eléctrica, por ello se lo utiliza como aislante de conductores

eléctricos.

Luego sugirieron nuevas investigaciones, para desarrollar estos plásticos de

manera más sencilla, utilizando nuevos catalizadores que hacen posible la

polimerización del etileno, a la presión atmosférica.

a) POLÍMEROS VINÍLICOS.- Es otro invento importante a partir del acetato de vinilo, que se obtiene por adición de ácido acético, al acetileno.El cloruro de

vinilo tienen propiedades aislante y es ignifugo (impide la combustión de materiales inflamables), esta libera vapores de ácidos clorhídrico. Se lo utiliza para la fabricación de persianas y tuberías de agua. También es utilizado como látex en las pinturas. Sus ventajas: son baratos, impermeables, aislantes eléctricos, resistentes a la corrosión, son de fácil reciclaje. En sus desventajas: no son biodegradable, su combustión es altamente tóxica.

b) POLIESTIRENO.- Es estireno da, por co-polimerización con butadieno, un elastómero que puede polimerizarse solo en una emulación de 5% de oleato de Sodio. Existen cuatro tipos principales: el PS cristal que es transparente, rígido y quebradizo; el poliestireno de alto impacto, resistente y opaco; el poliestireno expandido muy ligero, y el poliestireno extrusionado, similar al expandido pero más denso e impermeable. Las ventajas principales del poliestireno son su facilidad de uso y su costo relativamente bajo. Sus principales desventajas son su baja resistencia a la alta temperatura (se deforma a menos de 100 °C, excepto en el caso del poliestireno sindiotáctico) y su resistencia mecánica modesta. Estas ventajas y desventajas determinan las aplicaciones de los distintos tipos de poliestireno. El poliestireno choque se utiliza principalmente en la fabricación de objetos mediante moldeo por inyección. Ejemplos: carcasas de televisores, impresoras, máquinas de afeitar desechables, juguetes; el de cristal se utiliza para fabricación de CD, envases para llevar comida, entre otros.



10.8 PREGUNTAS 1. ¿Qué son las biomoléculas y como se clasifican?

2. ¿Cuáles son los sinónimos de los carbohidratos?

3. Explique la clasificación de los lípidos

4. ¿Cuál es la estructura de un triglicérido?

5. ¿Cómo están compuestas las proteínas?

6. Cuáles son las diferencias entre el DNA y el RNA

7. Cite tres ventajas de los derivados vinílicos.

8. Cual la diferencia entre caucho sintético y caucho natural.

9. ¿Qué es el polipropileno?

10. ¿Qué es el nylon?



GLOSARIO

Ácido de Arrhenius: Sustancia que libera iones de hidrógeno cuando se disuelve

en agua.

Acido de Bronsted. Es una substancia que libera un protón.

Ácido de Bronsted-Lowry: Sustancia que dona protones a otra sustancia.

Ácido débil: Ácido que se ioniza parcialmente en solución acuosa.

Ácido fuerte: Ácido que se disocia completamente en iones.

Ácido: Sustancia que libera iones de hidrógeno en solución, neutraliza las bases y

dona protones.

Actividad. Es la medida de la "masa activa" de una substancia, la cual propor-

ciona una constante "verdadera" cuando se utiliza en la expresión de equilibrio.

Afinidad electrónica: Energía liberada cuando un electrón adicional es agregado

a un átomo neutro.

Agente reductor: Sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, gane

electrones, mientras es oxidada.

Agente oxidante: Sustancia que causa que otra se oxide o que pierda electrones.

Álcali: Cualquier sustancia que se disuelva para dar una solución básica.

Alcano: Hidrocarburo orgánico de fórmula general CnH2n+2 cuyos enlaces carbono

– carbono son todos enlaces simples.

Alícuota. Es una parte de la totalidad, por lo general una fracción pequeña. Se le

llama alícuota a la porción de una muestra que se toma de un matraz volumétrico

utilizando una pipeta.

Alqueno: Serie de hidrocarburos orgánicos de fórmula general CnH2n que

contienen un enlace doble carbono – carbono.

Alquino: Serie de hidrocarburos orgánicos de fórmula general CnH2n-2 que

contienen un enlace triple de carbono – carbono.

Anion: Ión cargado negativamente.

Ánodo: Electrodo positivo en una celda electrolítica.



Atmósfera: (atm) Una unidad de presión igual a 760 torr o 14.7 libras por pulgada

cuadrada.

Avogadro, principio de: Volúmenes iguales de todos los gases, bajo las mismas

condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.

Balance de masa. Es la ecuación que expresa la suma de las concentraciones de

todas las especies que surgen de una substancia por medio de reacciones de

disociación o de asociación.

Base de Arrhenius: Sustancia que libera iones de hidroxilo cuando se disuelve en

agua.

Base de Bronsted – Lowry: Sustancia que acepta protones de otra sustancia.

Base de Bronsted. Es una substancia que acepta un protón.

Base débil: Una base que se ioniza parcialmente en una solución acuosa.

Base fuerte: Una base que se disocia completamente en iones.

Base: Sustancia que libera iones de hidróxido en solución, neutraliza ácidos y

acepta protones.

Cambio químico: Un cambio en la composición química de una sustancia.

Catalizador: Sustancia que acelera una reacción química sin ser usada por

completo (o sin sufrir ningún permanente) en el proceso.

Catión: Ión cargado positivamente.

Cátodo: Electrodo negativo en una celda electrolítica.

Celda electrolítica: Instrumento que usa energía eléctrica para producir

una reacción química.

Cero absoluto: La temperatura más fría posible que la materia puede alcanzar.

Es igual a 0 K ( -2730 C).

Compuesto orgánico: Cualquiera de los compuestos que contienen el elemento

carbono, junto con los elementos hidrógeno oxigeno, nitrógeno azufre, y los

elementos del grupo VII A.

Concentración analítica. Es el número total de moles de soluto por litro, sin im-

portar cualquier reacción que pueda ocurrir cuando el soluto se disuelve. Se utiliza

como sinónimo de formalidad.



Concentración: La cantidad de soluto en una solución, que se puede expresar en

términos de porcentaje, molaridad, normalidad o molalidad.

Constante de equilibrio: El producto de las concentraciones de los productos de

una reacción química (en moles por litro), cada una elevada a la potencia de su

coeficiente en la ecuación balanceada, dividida por el producto de las

concentraciones de los reactivos (en moles por litro), cada uno elevado a la

potencia de su coeficiente en la ecuación balanceada.

Constante de estabilidad. Es la constante de equilibrio de una reacción en la

cual se forma un complejo. También se le llama constante de formación.

Constante de formación. Es la constante de equilibrio para una reacción en la

cual se forma un complejo. También se le llama constante de estabilidad.

Constante del producto de solubilidad, Kp,. Es la constante de equilibrio que se

establece entre una sal ligeramente soluble y sus iones en solución.

Disolvente: Sustancia que se encuentra en mayor cantidad en una solución.

Ecuación balanceada: Una ecuación química que tiene el mismo número de

átomos de cada elemento en el lado del reactivo y en el lado del producto.

Ecuación de balance de cargas. Es la ecuación que expresa el principio de

electroneutralidad, o sea, la concentración total de la carga positiva debe ser igual

a la concentración total de la carga negativa.

Efecto del ion común. Es el efecto que produce la determinada concentración de

un ion que es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran

en la misma solución. El ion "común" desplaza el equilibrio de la disociación de

acuerdo con el principio de LeChátelier.

Efecto nivelante. Es el efecto en el cual una serie de ácidos, que son mucho más

fuertes que el protón solvatado, se disocian por completo y parecen ser iguales en

su fuerza.

Electrólito. Es un compuesto que en solución produce iones con carga positiva y

con carga negativa. Los electrólitos fuertes se disocian por completo, mientras que

los electrólitos débiles solo se disocian parcialmente.

Energía de activación: La energía requerida para iniciar una reacción química.



Equilibrio químico: Un estado dinámico en el cual dos o más procesos opuestos

ocurren simultáneamente y a la misma velocidad.

Equilibrio simultáneo. Es el equilibrio que se establece en una solución en la

cual una molécula o un ion participa en más de un equilibrio.

Escala pH: Una escala que representa la acidez de una solución.

Estado estándar. Es el estado de una substancia en el cual se le asigna una

actividad igual a la unidad a una temperatura y presión dadas.

Estándar primario. Es una substancia que se utiliza para estandarizar una solu-

ción y que se encuentra disponible en forma pura o en un estado de pureza cono-

cido.

Estandarización. Es el proceso mediante el cual se determina con exactitud la

concentración de una solución.

Estequiometria: El calculo de las cantidades implicadas en reacciones químicas.

Estructura cíclica: Una estructura de cadena cerrada o tipo anillo característica

de muchos hidrocarburos.

Expresión de equilibrio: La expresión matemática que relaciona las

concentraciones de los reactivos y productos con la constante de equilibrio.

Forma condensada: Una anotación abreviada de las formulas de compuestos

orgánicos.

Formalidad. Es igual al peso fórmula del soluto por litro de solución; es sinónimo

de concentración analítica.

Formula empírica: Una formula química que muestra la razón más simple de un

número entero de los átomos que forman una molécula de un compuesto.

Formula estructural: Una representación del enlace de los átomos de carbono en

un compuesto orgánico.

Formula mínima [no unidad de formula]: Para un compuesto iónico, la parte

más pequeña del compuesto que retiene las propiedades de ese compuesto.

Formula molecular: Una formula química que muestra el número de átomos de

cada elemento en una molécula de un compuesto.

Formula química: La combinación de los símbolos particulares que forman un

compuesto químico, mostrando el número de átomos de cada elemento.



Fuerza iónica. Es una medida del medio ambiente electrostático de un soluto; se

define como la mitad de la suma de la concentración de cada uno de los iones

multiplicada por el cuadrado de su carga eléctrica.

Grupo alquilo: Un alcano menos un átomo de hidrógeno. Por ejemplo, remover

un átomo de hidrógeno del metano ( CH4) produce el grupo alquilo llamado metilo

(CH3).

Grupo funcional: Un átomo o grupo de átomos que determina las propiedades

químicas especificas de una clase de compuestos orgánicos.

Hidrocarburo insaturado: Cualquiera de los compuestos orgánicos que

contienen solamente carbono e hidrógeno y tienen algunos enlaces

dobles carbono – carbono o enlaces triples carbono – carbono en sus moléculas.

Hidrocarburo aromático: Cualquiera de una serie de hidrocarburos de cadenas –

cerradas, cíclicos basados en la molécula de benceno, y que contienen enlaces

simples y dobles alternados.

Hidrocarburo saturado: Cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen

solamente carbono e hidrógeno y cuyos enlaces carbono – carbono son todos

enlaces sencillos.

Hidrocarburo: Cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen solamente

carbono e hidrógeno.

Hidrólisis. Es una reacción ácido-base de un anión o un catión con el agua.

Indicador. Es una substancia química que presenta diferente coloración en pre-

sencia de un exceso de analita o de titulante.

Indicador: Una sustancia química que tiene la habilidad de cambiar de

color dependiendo del pH de la solución en la cual se coloque.

Ion positivo (catión): Un átomo que ha perdido uno o más electrones y ha

tomado y ha tomado por tanto carga positiva.

Ion hidronio: El ion formado por la adición de un ion de hidrógeno a una molécula

de agua; se escribe como H3O+.

Ion monoatómico: Un ion que consta de un solo átomo que ha adoptado una

carga positiva o negativa.



Ion negativo (anión): Un átomo que ha ganado uno o más electrones y ha

tomado por tanto carga negativa.

Ion poliatómico: Un grupo cargado de átomos enlazados covalentemente.

Ion: Un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido uno o más electrones

y por lo tanto tiene una carga positiva o negativa.

Ionización: El proceso mediante el cual se forman iones a partir de átomos o

moléculas mediante la transferencia de electrones.

Isomerismo estructural: La existencia de dos o más compuestos que tienen la

misma formula molecular pero diferentes formulas estructurales.

Isomero de cadena lineal [no recta]: Un compuesto orgánico en el cual los

átomos de carbono están unidos en una cadena lineal; en otras palabras, no hay

cadenas ramificadas.

Isómero (estructural): Un compuesto con la misma formula molecular que otro

compuesto pero con una formula estructural diferente.

Ligando. Es un anión o una molécula neutra que forma un ion complejo con un

catión al donar uno o más pares de electrones.

Masa atómica: La masa de un elemento en relación con la masa de átomo de

carbono-12.

Masa atómica-gramos: La masa atómica de un mol de átomos de un elemento

expresada en gramos.

Masa molar: Un término general usado para describir la masa gramo-formula o

masa gramo- atómica de una sustancia.

Masa molecular: La suma de las masas gramo-atómicas de todos los elementos

que forman a una molécula.

Masa: Una medición de la cantidad de materia en un objeto.

Mecanismo de reacción: La secuencia de una reacción química que siguen los

átomos o moléculas para llegar a un producto.

Mol: Cantidad de sustancia expresada en gramos.

Molalidad (m): Una unidad de concentración para soluciones: moles de soluto por

kilogramo de disolvente.



Molaridad: Una unidad de concentración para soluciones: moles de soluto por litro

de solución.

Molécula polar (dipolo): Una molécula que es parcialmente

positivamente positiva en un extremo y parcialmente negativa en otro extremo.

Molécula: La partícula mas pequeña de un compuesto que puede entrar en

reacciones químicas y retener las propiedades del compuesto.

No electrólito. Es una substancia que en solución no se disocia en iones.

Normalidad (N): Una unidad de concentraciones para soluciones: equivalentes de

soluto por litro de solución.

Numero de avogadro: El numero de átomos cuya masa es la masa atómica en

gramos de cualquier elemento. Es igual a 6.023 x 10-23.

Numero de oxidación: Un número que expresa la capacidad de combinación de

un elemento o un ión poliatómico en un compuesto.

Oxidación: La perdida de electrones de una sustancia que pasa por una reacción

química.

Peso equivalente. Es el peso en gramos de un equivalente de una substancia.

Peso fórmula. Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes

en la fórmula química de una substancia.

Peso molecular (no masa formula): La suma de las masa atómicas de todos los

átomos que componen una unidad de formula de un compuesto.

Peso molecular. Es el peso en gramos de un mol de substancia.

Peso molecular-gramos (no masa formula-gramos): El peso molecular de una

sustancia expresada en gramos.

pH. Es el logaritmo negativo de la concentración de ion hidrógeno.

pK. Es el logaritmo negativo de una constante de equilibrio.

Por ciento en peso. Es el número de gramos de soluto por 100 g de solución.

Principio de electroneutralidad. Es el principio que dice que una solución debe

ser eléctricamente neutra; es decir, la concentración total de la carga positiva debe

ser igual a la concentración total de la carga negativa.



Principio de LeChatelier. Es un principio que establece que, si se aplica una

fuerza a un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplaza en la dirección que

tienda a reducir la fuerza.

Producto: Una sustancia producida en una reacción química.

Punto de equivalencia. Es el punto de una titulación en el cual el número de

equivalentes de titulante es igual al número de equivalentes de analita.

Punto de saturación: El nivel de concentración en el cual no puede disolverse

más soluto en una cantidad dada de disolvente a una temperatura particular.

Punto final: El punto en una titilación en el cual el indicador cambia de color.

Química orgánica: La rama de la química que trata con compuestos orgánicos

(que contengan carbono) y sus propiedades.

Reacción de combinación: Una reacción en la cual dos o más sustancias se

combinan para formar una sustancia mas compleja.

Reacción de descomposición: Una reaccionen la cual una sustancia compleja

es descompuesta en sustancias más simples.

Reacción de esterificacion: Una reacción entre un alcohol y un ácido carboxílico

que produce un éster.

Reacción de neutralización: Una reacción en la cual un ácido y una base

reaccionan para formar una sal y agua.

Reacción de oxidación-reducción: Una reacción en la cual una sustancia

química es oxidada y otra sustancia química es reducida.

Reacción de sustitución doble: Una reacción en la cual dos compuestos

intercambian iones entre ellos.

Reacción de sustitución simple: Es una reacción en la cual un elemento no

combinado sustituye a otro elemento que esta en un compuesto.

Reacción reversible: Una reacción química en la cual los productos, una vez que

son formados, pueden reaccionar para producir los reactivos originales.

Reactivo: Cualquiera de los materiales iniciales en una reacción química.

Redox: Abreviatura del termino oxidación-reducción.

Reducción: La ganancia de electrones de una sustancia que pasa por

una reacción química.



Sal. Es el producto diferente al agua que se forma cuando un ácido reacciona con

una base; por regla general es un sólido iónico.

Solución amortiguadora: Una solución preparada al mezclar un ácido débil con

su sal o una base débil y su sal. Tiende a mantener su pH cuan se le agrega un

ácido o base.

Solución electrolítica: Una solución que conduce corriente eléctrica.

Solución estándar. Es una solución cuya concentración ha sido determinada con

exactitud.

Solución insaturada: Una solución que contiene menos soluto que del que puede

disolverse en ella a una temperatura particular.

Solución saturada: Una solución en la cual ya no puede disolverse más soluto.

Solución: Una mezcla homogénea.

Soluto: En una solución, la sustancia que esta siendo disuelta.

Substancia anfotérica. Es una molécula que puede actuar en dos formas: como

ácido y como base.

Temperatura y presión estándar (TPE): Las condiciones 273 (ºC) y 1 atm de

presión.

Temperatura: Una medición de la intensidad del calor.

Titalante. Es el reactivo (una solución estándar) que se adiciona con una bureta

para que reaccione con la analita.

Unidad de masa atómica (uma): La unidad usada para compara las

masas relativas de los átomos. Una unidad de masa atómica es un doceavo de la

masa de un átomo de carbono-12.

Valencia: capacidad de combinación electrónica de los elementos.



BIBLIOGRAFÍA

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QUIMICA 2012

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