Química IItelebachilleratozonachoapas.edu.mx/induccion/Cuadernillo... · 2020. 1. 24. · SESIÓN...

Dirección General de Telebachillerato

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Química II

Química II

“Contenidos de asignaturas de segundo y

cuarto semestres: Informática II, Inglés II,

Matemáticas II, Química II, Física II e

Historia de México II”

Enero 2020

Curso-taller


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Química II

DIRECTORIO

Cuitláhuac García Jiménez Gobernador Constitucional del Estado

de Veracruz de Ignacio de la Llave

Zenyazen Roberto Escobar García Secretario de Educación de Veracruz

Jorge Miguel Uscanga Villalba Subsecretario de Educación Media

Superior y Superior

Iraís Dalila Reyes Cruz Directora General de Telebachillerato

Iliana Martínez Ruiz Subdirectora Técnica

José Peña Cerezo Subdirector de Evaluación y

Supervisión Escolar


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Química II

PRESENTACIÓN La educación en México se encuentra en un cambio de paradigma, en el que es

fundamental dotar a los docentes de las habilidades que les permitan llevar los

conocimientos a los estudiantes de acuerdo a su contexto y condición social. De

acuerdo a ello, en la educación media superior, enfrentamos diversos retos y

desafíos que nos llevan a realizar acciones de reforzamiento hacia nuestra labor

como institución formadora de jóvenes.

El trabajo áulico, hoy, debe perfilarse para que nuestros estudiantes reflexionen,

analicen y comprendan su realidad, y así generar en ellos un desarrollo personal

que les permita incorporarse a la sociedad como los ciudadanos responsables que

nuestro país requiere.

Para lograr lo anterior, la Dirección General de Telebachillerato, a través de su

programa de formación docente, ofrece el presente curso–taller denominado

“Contenidos de asignaturas de segundo y cuarto semestres: Informática II, Inglés II,

Matemáticas II, Química II, Física II e Historia de México II”; el cual gira en torno al

desarrollo de contenidos y actividades de aprendizaje, con la finalidad de ofrecer a

los maestros herramientas técnico-pedagógicas que respalden su trabajo.

Esperando impactar positivamente en su práctica docente, les agradezco su

empeño y disposición al trabajo; así mismo les reitero mi reconocimiento por su

compromiso y dedicación en beneficio de los estudiantes de nuestro subsistema.

ATENTAMENTE

Iraís Dalila Reyes Cruz

Directora General de Telebachillerato


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Química II

ÍNDICE Presentación 2 Justificación 5 Encuadre 5 Evaluación diagnóstica 6 SESIÓN I. Estequiometría 8 Estequiometría 9 Mol y el Número de Avogadro 10 Masa Molar 10 Relación masa molar, moles y masa 11 Volumen molar 12 Ley de la conservación de la materia 14 Relaciones estequiométricas mol/mol (n/n) 14 Relaciones estequiométricas volumen/volumen (V/V) 16 Relaciones estequiométricas masa/masa (m/m) 18 Reactivo limitante y en exceso. 20 SESIÓN II. Sistemas dispersos 24 Clasificación de la materia 25 Sustancias puras: elementos y compuestos 25 Mezclas: homogénea y heterogénea 26 Sistemas dispersos. 26 A. Soluciones 28 B. Coloides 28 C. Suspensiones. 29 Métodos de separación físicos 30 Concentración de las soluciones 36 I. Unidades físicas 37 1. Concentración porcentual. 38

a. Porcentual masa/masa (% m/m). 38 b. Porcentual volumen/ volumen (% v/v). 38 c. Porcentual masa/volumen (% m/v) 39

2. Concentración en partes por millón, ppm 40 II. Unidades químicas 40 1. Concentración molar 40 SESIÓN III. Ácidos-bases y química del carbono. 42 Características de ácidos y bases 42 Teorías ácido-base 43 Potencial de hidrógeno. 44 Química del carbono 46 Configuración electrónica del carbono. 46 Hibridación y geometría molecular del carbono. 47 Clasificación de las fórmulas químicas. 48


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Química II

Tipos de cadena. 49 Isómeros. 50 1. Isomería estructural. 50 2. Estereoisometría (isomería espacial) 51 Clasificación de los grupos funcionales en química orgánica. 52 Grupo I. Hidrocarburos. 54 1. Hidrocarburos alifáticos. 54

a. Alcanos 56 b. Alquenos y alquinos 58

2. Hidrocarburos alicíclicos. 60 a. Cicloalcanos 60 b. Cicloalquenos 61 c. Cicloalquinos 61

3. Hidrocarburos aromáticos. 62 SESIÓN IV. Química del carbono. 64 Grupo II. Halogenuros de alquilo. 64 Grupo III. Compuestos oxigenados 66

a. Ácidos carboxílicos 67 b. Aldehídos 69 c. Cetonas 70 d. Alcoholes 71 e. Éteres 72 f. Ésteres 73

Grupo IV. Compuestos nitrogenados 75 a. Amida. 75 b. Nitrilo 76 c. Amina. 77

SESIÓN V. Química del carbono. 79 Macromoléculas naturales 80

A. Carbohidratos 80 B. Proteínas 82 C. Lípidos. 84

Macromoléculas sintéticas 86 Anexos 89 Referencias bibliográficas 91 Evaluación del curso 93 Créditos 94


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Química II

JUSTIFICACIÓN Como parte del programa de formación docente de Telebachillerato, en esta ocasión, se ofrece una serie de seis cursos, a través de una metodología de curso-taller, denominada: “Contenidos de asignaturas de segundo y cuarto semestres: Informática II, Inglés II, Matemáticas II, Química II, Física II e Historia de México II”.

Este curso taller surge como una respuesta a las inquietudes expresadas en el

Primer Encuentro Tebano “Un Proyecto entre todas y todos”, en el que se solicitó mayor reforzamiento en los aspectos curriculares de las asignaturas.

La finalidad de estos cursos es responder a las necesidades de formación de los

docentes frente a grupo, por ello se abordan los contenidos y actividades de aprendizaje de algunas asignaturas de segundo y cuarto semestres. Así mismo, se revisan elementos técnico-metodológicos con la finalidad de favorecer el aprendizaje de los estudiantes.

Por ello, el trabajo se organiza en cinco sesiones teórico prácticas que orientan la

labor del docente en el aula, con miras a lograr una educación con calidad y equidad. PROPÓSITO GENERAL Orientar al docente de Telebachillerato en los aspectos básicos para abordar los contenidos de las asignaturas de segundo semestre, así como sus elementos técnicos metodológicos y con ello favorecer el aprendizaje de los estudiantes. EVALUACIÓN DEL CURSO-TALLER Se realizará considerando los siguientes aspectos:

▪ Actividades individuales ▪ Actividades colaborativas ▪ Retroalimentación grupal

Nota: en todas las sesiones de este curso-taller se generan evidencias de aprendizaje que se incluirán en el portafolio de evidencias. ACREDITACIÓN DEL CURSO-TALLER Se requiere:

▪ Asistencia y permanencia al 100 % ▪ Participación activa en todas las sesiones. ▪ Entregar el total de los productos que formaran parte del portafolio de evidencia (su

entrega es individual).


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Química II

Evaluación diagnóstica Responde correctamente a cada uno de los siguientes cuestionamientos. 1. ¿Qué diferencia hay entre átomos y moléculas? 2. Analiza las siguientes moléculas y completa la tabla que se te presenta a continuación. ¿Cuántos átomos hay de cada elemento en las siguientes moléculas? Considera los pesos atómicos de los siguientes elementos para calcular el peso molecular de cada una.

H = 1 uma O = 16 uma S = 32 uma K = 39 uma Cr = 52 uma Al = 27 uma Fe = 56 uma Cl = 35 uma

Molécula Número de átomos en la

molécula Peso molecular

Agua H2O

H O

Ácido sulfúrico H2SO4

H S O

Dicromato de potasio K2Cr2O7

K Cr O

Hidróxido de aluminio Al(OH)3

Al O H

Cloruro de hierro pentahidratado FeCl3·5H2O

Fe Cl H

O

3. La combustión del metano se lleva a cabo con la siguiente reacción. Balancéala por el método de tu preferencia.

CH4 + O2 → H2O + CO2

4. Con las siguientes palabras, completa el texto que aparece a continuación. Neutro Hidróxido de sodio Bases o álcalis

Ácido Clorhídrico Ácidos Ácido hipocloroso

En química inorgánica, los _______________ se identifican como aquellas sustancias cuya

fórmula química comienza con Hidrógeno (H), como por ejemplo el HCl, ____________ o

el HClO, _________________. Aprendiste además que las sustancias que contenían el

grupo funcional hidroxilo (OH), como el NaOH, _________________ son

___________________.

5. Menciona un ejemplo de elemento, compuesto, mezcla homogénea y mezcla

heterogénea.


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Química II

6. Apóyate del principio de construcción progresiva (Aufbau) e indica la configuración

electrónica, la configuración gráfica y la atómica de Bohr del carbono (𝐶6). Representa también su estructura de Lewis.

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 10 61s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p

7. A continuación se te presentan varias sustancias. Señala con una X de lado izquierdo a

los compuestos orgánicos que identifiques. Indica a que grupo funcional pertenecen a la

derecha de cada sustancia.

x Sustancia Grupo

funcional x Sustancia

Grupo funcional

x Sustancia Grupo

funcional

Vinagre Sal Cloroformo

Ácido nítrico

Petróleo Dióxido de carbono

Acetona Glucosa Cerveza

8. Señala según sea el caso, cuál es la fórmula condensada (o molecular), la

semidesarrollada y la desarrollada del propano.

𝐶3𝐻8 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3

__________________ __________________ __________________

9. A continuación se te indican algunas funciones y ejemplos de las macromoléculas de

mayor importancia biológica. Acomódalas según sea el caso en la siguiente tabla.

Colágeno Mayor

reservorio de energía

Testosterona y progesterona

Fuente de combustible inmediato

Mantequilla

ADN Celulosa Forman parte de la

estructura de huesos y músculos

Hemoglobina Almidón

Biomoléculas Función Ejemplo

Lípidos

Carbohidratos

Proteínas

10. Resuelve por regla de tres las siguientes proporciones:

5

8=

60

𝑥

25

78=

93

𝑥

25

14=

𝑥

42

𝑥

9=

25

𝑥


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Química II

Propósito de la sesión.

Aplica la noción de mol en distintos cálculos estequiométricos. Esquema de la sesión

El ácido fosfórico (H3PO4) es un líquido incoloro y dulzón que se utiliza en detergentes, fertilizantes, dentífricos y en bebidas gaseosas para resaltar el sabor. Hay dos vías químicas para producirlo:

a. Vía seca - Combustión del Fósforo.

P + O2 → P2O5

- Hidratación del P2O5 resultante. P2O5 + H2O → H3PO4

b. Vía húmeda. - Reacción Principal.

Ca3(PO4)2 + H2SO4 + H2O → CaSO4.2H2O + H3PO4

Para apoyarte con la nomenclatura puedes usar el Anexo 1. Aniones y cationes

para nomenclatura inorgánica.

ESTEQUIOMETRÍA

MOL

Número de Avogadro

Volumen molar

Masa molar

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA

MATERIA

Relaciones Estequiométricas

Mol / mol

Volumen / volumen

Masa / masa

Reactivo limitante y en exceso


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Química II

Resuelve cada uno de los siguientes incisos. a) Nombra cada uno de los reactivos y productos de las tres reacciones anteriores, con la nomenclatura de tu elección. Calcula además el peso molecular de cada especie.

Nomenclatura Peso molecular

O2

P2O5

H3PO4

Ca3(PO4)2

H2SO4

CaSO4

CaSO4·2H2O

b) Balancea, por el método que desees, cada una de las reacciones anteriores para producir el ácido fosfórico. c) Si tuvieras 306 g de Ca3(PO4)2, ¿Cuántos moles de H3PO4 se producirían?

ESTEQUIOMETRÍA. La estequiometría proviene de los vocablos griegos <<estequios>>, elemento o conjunto y de <<metria>> medida o medición, es decir, la medición de los elementos o compuestos que intervienen en una reacción. Es el cálculo de las proporciones respectivas o relaciones cuantitativas entre los reactivos y los productos en el transcurso de una reacción química, proporcionando información acerca del cambio de composición del sistema de inicio a fin, es decir, desde la trasformación de los reactantes en productos. En la industria, los cálculos estequiométricos permiten conocer el rendimiento que tendrá un proceso químico, lo que se interpretará en costos de producción y la reducción mínima de pérdidas. Además, permite tomar en cuenta el impacto ambiental, pues así como se crean productos deseados, también se monitorea la generación de sustancias indeseables, como por ejemplo la producción de dióxido de carbono en un proceso de combustión. Para los cálculos estequiométricos es necesario manejar los términos de mol, masa molar y volumen molar.

Ver video educativo. “Relación mol-amoniaco-parte 1”, página 28 de la guía didáctica. Comenta en equipo: ¿Cuáles fueron las palabras claves que manejó el video? y elabora un glosario para mostrarlo al final de la quinta sesión.


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Química II

MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO. Un mol es la cantidad de sustancia en un sistema que contiene tantas entidades elementales. Se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantos entes elementales como cuantos átomos hay en 12 gramos de carbono 12. Para el químico y físico, Amadeo Avogadro, un mol de cualquier sustancia siempre contiene 6.022 x 1023 partículas, las cuales pueden ser átomos, moléculas, iones o cualquier otra entidad química.

El Mercurio (Hg) es un elemento químico curioso que se debe manejar con cuidado. Es un metal líquido a temperatura ambiente. Seguramente lo has visto en los termómetros en casa. Supongamos que cada termómetro contiene 0.0125 moles de Mercurio (Hg), ¿Cuántos átomos de Mercurio habría?

Si 1 mol = 6.022 x 1023 átomos de Hg Entonces 0.0125 mol = x Al resolver por regla de tres:

𝑥 = 0.0125𝑚𝑜𝑙 (6.022 𝑥 1023 átomos

1 𝑚𝑜𝑙)

x = 7.52 x 1021 átomos de Mercurio

Responde al siguiente cuestionamiento. ¿Cuántas moléculas de agua participan en la reacción de la fotosíntesis? Considera que para formar un mol de glucosa, deben reaccionar 6 moles de agua.

MASA MOLAR (PESO MOLAR) Se denomina masa molar en gramos a un mol de cualquier sustancia. Por lo que su unidad sería g/mol.

Recuerda que una molécula está formada por átomos. Los subíndices te indican la cantidad de átomos en una molécula, mientras que los coeficientes te indican cuantas moléculas hay. Por lo que al balancear, solo puedes agregar coeficientes, nunca subíndices.

En la molécula de agua (H2O), hay dos átomos de Hidrógeno y uno de Oxígeno. Pero si tuvieras tres moléculas de agua (3H2O), se multiplica 3 por dos átomos de Hidrógeno, para encontrar en total hay 6 átomos de Hidrógeno. Igual con el Oxígeno, tendrás en total 3 átomos de Oxígeno.


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Química II

El Hidrógeno (H) es el átomo más pequeño de la tabla periódica y por cuestiones de configuración electrónica se encuentra ubicado en el grupo IA de la tabla periódica, sin embargo, es un no metal con peso atómico de 1 uma (unidades de masa atómica). Calcula la masa molar de una molécula de Hidrógeno, del agua y del agua oxigenada.

Al revisar tu tabla periódica, el peso atómico del Hidrógeno es de 1 uma. Si quisieras calcular la masa de 1 mol de átomos de Hidrógeno (H) pesaría 1g. Su masa molar sería de 1g/mol. Por lo tanto, 1 mol Hidrógeno molecular (H2) pesaría 2g. Su masa molar sería de 2g/mol.

Elemento químico

Peso atómico

Número de átomos

Masa molar (Peso atómico*número de

átomos)

H 1 2 2

Total → 2 g/mol

Si fuera la molécula de agua (H2O) entonces, un mol de agua, pesaría 18 g. Su masa molar sería de 18g/mol.

Elemento químico

Peso atómico

Número de átomos


átomos)

H 1 2 2

O 16 1 16

Total → 18 g/mol

Pero si tuvieras una molécula de agua oxigenada (H2O2), entonces su masa molar sería de 34 g/mol.

Elemento químico

Peso atómico

Número de átomos


átomos)

H 1 2 2

O 16 2 32

Total → 34 g/mol

Calcula la masa molar de cada una de las moléculas que participan en la reacción de fotosíntesis.

H2O CO2 O2 C6H12O6

18 g/mol

RELACIÓN MASA MOLAR, MOLES Y MASA

La masa o peso molar es útil para calcular el número de moles a partir de una masa dada, o viceversa.

𝑷𝑴 = 𝒎

𝒏

𝑷𝑴 (𝒈

𝒎𝒐𝒍) =

𝒎𝒂𝒔𝒂 (𝒈)

𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 (𝒎𝒐𝒍)


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Química II

Para calcular masa:

𝐦 = 𝐧 ∙ 𝐏𝐌

Para calcular moles.

𝐧 = 𝐦

𝐏𝐌

1. Calcula el número de moles y de moléculas de Hidrógeno (H2) que hay en una botella que contiene 6 g del mismo.

Datos Sustitución PMH2 = 2 g/mol m = 6g n= ?

𝐧 = 𝐦

𝐏𝐌

n = 6g

2g/mol

n = 3 mol La botella tiene 3 moles de Hidrógeno (H2). Si cada mol contiene 6.022x1023 moléculas, entonces:

3𝑚𝑜𝑙 (6.022𝑥1023𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻2

1 𝑚𝑜𝑙) = 18.8 𝑥1024𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻2

2. Las moléculas de Azufre en estado sólido están formadas por ocho átomos. Hallar cuantos gramos son 0.56 moles de Azufre.

Datos Sustitución PAS = 32 g/mol n= 0.56 mol m = ?

PM de S8: PM = 8(32 g/mol) PM = 256 g/mol

𝐦 = 𝐧 ∙ 𝐏𝐌

m = (0.56𝑚𝑜𝑙) (256𝑔

𝑚𝑜𝑙)

m = 143.36 g

Resuelve los siguientes problemas. 1. Si una cucharada de azúcar (sacarosa, C12H22O11) pesa 5 gramos, ¿Cuántos moles son?, ¿Cuántas moléculas de sacarosa hay en una cucharada de azúcar?

2. Un arete de plata pura está formado por 1.51 x1022 átomos de plata. La masa atómica de la plata es de 108 g/mol. Determina la masa del arete.

VOLUMEN MOLAR. Es el volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones normales (CN) de temperatura y presión, es decir a 25°C (273°K) y 1 atm. Experimentalmente se ha detectado que bajo estas condiciones el volumen de un mol de cualquier gas tiene un valor de 22.4 L.

La molécula de Oxígeno es O2 y participa activamente en el ciclo de la vida, ya que los organismos aerobios la usamos para respirar y transformarlo en dióxido de carbono, CO2. En el ambiente, las plantas absorben este CO2 y dentro de sus cloroplastos, por medio de la fotosíntesis, lo convierten en O2. Si respiramos entre 6 litros de Oxígeno por hora, ¿A cuántos moles de Oxígeno molecular en CN equivaldría?

Si 22.4 L = 1 mol, Entonces 6 L = x Al resolver por regla de tres:

6𝐿 (1 𝑚𝑜𝑙

22.4 𝐿) = 0.27 𝑚𝑜𝑙

x = 0.27 mol de O2


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Química II

Realiza los siguientes cálculos. 1. ¿Cuántos moles de HCI hay en 16.8 L de ácido clorhídrico concentrado? 2. Un gas tiene una masa de 2.5 g y ocupa un volumen de 3 L a TPN. Determina

la masa molar.

“El número de Avogadro y el mol”

Imagina que encuentras un baúl lleno de monedas de 50 centavos. ¿Cómo contarías cuantas monedas tiene dentro? Una forma sería contabilizar cada una de las monedas. Otra, sería pesar el baúl lleno

de monedas, luego sin ellas. La diferencia de ambos, D, sería el peso de las monedas. Luego, se contaría y pesaría un montoncito de cien monedas. Entonces, se hace una estimación: si cien monedas pesa x, entonces el peso D equivaldría a y monedas. ¿Qué ocurriría si fueran cosas más pequeñas, por ejemplo, semillas de lentejas, frijoles y habas? Haríamos montoncitos de 10 semillas. Luego haríamos montoncitos de 100 (1 x 102) semillas. ¿Pero podríamos contar fácilmente montoncitos de 1000 (1 x 103) semillas?, ¿Qué pasaría si tuviéramos 1,000,000 (1 x 106) semillas? Contar tal cantidad de semillas cada vez sería una tarea más complicada. ¿Qué ocurriría si tuviera 6 x 1023 semillas de frijol? ¡Serían demasiados frijoles! Si en vez de monedas o semillas contáramos cosas más pequeñas, como átomos o moléculas, que son particularmente muy, muy pequeñas y que no podemos ver a simple vista, necesitaríamos agruparlas en grupos demasiado grandes, mayores a los millones, para que sean apenas apreciables, lo cual, además, sería imposible dado el tamaño tan microscópico que tienen. El mol es una unidad para medir la mínima cantidad de sustancia. El científico italiano

Avogadro definió un número para relacionar la cantidad de partículas en una muestra de

sustancia: un mol equivale a 6.0221367 x 1023 átomos, moléculas o iones. Sólo para que

te des una idea de que tan grande es el número de Avogadro, si se colocara una pila de 6.022

x 1023 hojas de papel, irían desde la tierra hasta el sol, ¡más de un millón de veces! El grosor

de una hoja de papel es pequeño, pero en los átomos es mucho menor. Por ejemplo, un mol

de átomos de Magnesio apenas llena una mano y alcanza un peso de poco más de 24

gramos.

Adaptado de: QUIMICA, conceptos y aplicaciones. Phillips, Strozak, Wistrom. Ed. Mc Graw Hill. México, D.F. 2000.

En este curso realizarás varios cálculos. Apóyate haciendo un formulario. Empecemos con las siguientes constantes:

1 mol = 6.022 x 1023 partículas (átomos, moléculas, o iones) 1 mol = 22.4 L (En CN)

Y las siguientes formulas:

𝑷𝑴 = 𝒎

𝒏

𝐦 = 𝐧 ∙ 𝐏𝐌 𝐧 = 𝐦

𝐏𝐌


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Química II

¿Consideras que el mol es una unidad necesaria en la química?, ¿Por qué?

Comenta en plenaria la lectura anterior.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Además de Avogadro, hay otro personaje muy importante en la estequiometría, el científico

francés Antoine Laurent de Lavoisier, padre de la Química moderna, quien estableció su

famosa Ley de la conservación de la materia.

“La materia no se crea ni se destruye, únicamente se transforma”

Esta ley se hace extensiva a la masa, por lo tanto, en una reacción química, la masa total

de los reactivos será igual a la masa total de los productos. Estas conclusiones las obtuvo

al utilizar una balanza para establecer relaciones cuantitativas en las reacciones químicas.

Cuando calentaba Mercurio, un metal líquido, al combinarse con el Oxígeno, resultaba un

polvo rojizo y de olor picante (óxido de mercurio). Al pesar el Mercurio, antes y después de

la reacción, se dio cuenta de que su masa no cambiaba, pero si su composición física y

química.

Analicemos las conclusiones de Lavoisier. A partir de

la reacción de combustión del Mercurio:

2 Hg(s) + O2(g) → 2 HgO(s)

Reactivos Productos

Hg O2 HgO

Moles en la reacción

2 mol 1 mol 2 mol

Masa molar 200 g/mol 32 g/mol 216 g/mol

Masa 400 g 32 g 432 g

Masa total 432 g 432 g

La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos formados. En la estequiometría, se hacen cálculos para básicamente tres tipos de relaciones: la mol/mol, la masa/masa y la de volumen/volumen. Sin embargo, también puede haber relaciones estequiométricas que combinan masa, mol y volumen.

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS MOL/MOL (N/N) Se utiliza para calcular las cantidades de reactivos que se necesitan o de productos que se obtienen en una reacción química, siempre en moles. En una reacción química, los moles son representados por los coeficientes de reacción que participan en la ecuación química, la cual debe, antes que nada, estar balanceada. Metodología para resolver estas relaciones:

1. Verificar que la reacción esté balanceada. De esta manera, se obtiene los moles que participan en la reacción.

2. Realizar la relación estequiométrica por medio de una regla de tres.


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Química II

El sulfato de aluminio se utiliza como clarificante de agua potable ya que actúa como un coagulante que sedimenta los sólidos en suspensión. Lo podemos obtener de la reacción de neutralización entre el hidróxido de aluminio con el ácido sulfúrico. Si deseamos producir 5.6 moles de esta sal, ¿cuántos moles de hidróxido de aluminio se necesitan hacer reaccionar?

Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O 1. Según la metodología propuesta, lo primero que debemos hacer es balancear la reacción. Si utilizamos el método de tanteo, se recomienda ajustar los elementos que tienen subíndice:

• En los productos está el sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, donde participan dos átomos de Aluminio. Por lo tanto, se coloca el 2 en el Aluminio de los reactivos, en el hidróxido de aluminio, Al(OH)3. Al hacer esto, ya tienes balanceado el Aluminio, 2 de cada lado de la reacción.

2Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

• Ahora revisaremos el Azufre, que de lado de los productos está como sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, con tres átomos. Por lo tanto, agregas el 3 de lado de los reactivos, en el ácido sulfúrico, 3H2SO4. Ahora ya tienes balanceado el Azufre, 3 de cada lado de la reacción.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

• Observa el Oxígeno: de lado de los reactivos, el hidróxido de aluminio tiene la fórmula Al(OH)3, así que al colocar el 2Al(OH)3, tiene ahora 6 Oxígenos. Al sumar los que hay en el ácido sulfúrico, 3H2SO4, hay 12 Oxígenos. En total, en los reactivos hay 18 Oxígenos. De la misma manera, en los productos se sumarán las especies: en el sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, hay 12 Oxígenos. Faltarían 6 Oxígenos para que quede balanceado, por lo que se coloca un 6 en la molécula del agua, 6H2O, de esta manera quedarían los 18 de lado de los productos.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

• Al balancear el Hidrógeno, los dos reactantes lo tienen, por lo que se debe sumar cuantos hay en cada uno. En el caso del hidróxido de aluminio, Al(OH)3, hay tres Hidrógenos, pero al colocarle el 2Al(OH)3, el coeficiente multiplica, por lo que tendremos 6 Hidrógenos. De la misma manera, hay tres moléculas de ácido sulfúrico, cada una con dos Hidrógenos, 3H2SO4, por lo que también hay 6 Hidrógenos. Al sumarlos, tendremos 12 Hidrógenos que van a reaccionar. Por lo qué, cumpliendo la ley de conservación, deben aparecer también 12 Hidrógenos de lado de los productos, en este caso, en la molécula del agua. Como la molécula de agua tiene 2 Hidrógenos, que al multiplicarse por el coeficiente 6, nos da los 12 átomos. Queda así, balanceada la reacción.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

• Al verificar que haya el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos:

Reactivos Elemento Producto 2 Al 2

6+12 O 12+6 6+6 H 12 3 S 3


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Química II

2. Ahora se lleva a cabo la relación estequiométrica por medio de una regla de tres. Para ello considero los datos del problema: se necesita producir 5.6 mol de sulfato de aluminio, pero desconocemos la cantidad de hidróxido de aluminio necesario.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O Si observas la reacción balanceada, por cada dos moles de hidróxido de aluminio se produce un mol de sulfato de aluminio. Por lo tanto, la relación queda de la siguiente manera:

2 mol Al(OH)3

1 mol 𝐴𝑙2(SO4)3 =

X mol Al(OH)3

5.6 mol 𝐴𝑙2(SO4)3

X mol Al(OH)3 =(2 mol Al(OH)3)(5.6 mol Al2(SO4)3)

1 mol Al2(SO4)3

X = 11.2 mol de Al(OH)3

Se necesitan 11.2 moles de hidróxido de aluminio para formar 5.6 moles de sulfato de aluminio.

Responde el siguiente problema. 1. En la fabricación del ácido nítrico tiene lugar la siguiente reacción:

NO2 + H2O → HNO3 + NO ¿Cuántos moles de agua reaccionarán para 6 moles de dióxido de nitrógeno?,

¿cuántos moles de ácido nítrico se formarán con esos 6 moles?

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS VOLUMEN/VOLUMEN (V/V). Cuando se trabaja con líquidos o gases, es más fácil medir su volumen que su masa. Por lo tanto, la relación entre los volúmenes de sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química también resulta útil. Metodología para resolver estas relaciones:

1. Verificar que la reacción esté balanceada. Estos coeficientes representan los moles que participan en la reacción.

2. Determinar el volumen molar de cada especie, en litros. Para ello, los moles de cada especie se multiplican por 22.4L, convirtiendo los moles en litros.

3. Realizar la relación estequiométrica por medio de una regla de tres. El disulfuro de carbono es un líquido incoloro y volátil. Este compuesto se utiliza a menudo actuando como un disolvente industrial y de laboratorio en compuestos orgánicos. Cuando se oxida produce dióxido de azufre y dióxido de carbono, ambos gases muy contaminantes.

CS2 + O2 → SO2 + CO2

¿Cuántos litros de disulfuro de carbono se necesitan si se hace reaccionar 90 litros de oxígeno? 1. Se balancea la reacción. Suponiendo que se usará el método algebraico:

• Se asigna una letra a cada especie. a CS2 + b O2 → c SO2 + d CO2


17

Química II

• Se indican las ecuaciones que describen a cada elemento químico. Recuerda que los subíndices indican cuantos átomos hay de cada elemento. En el carbono, C a = d En el azufre, S 2a = c En el oxígeno, O 2b = 2c + 2d

• Se observa cual es la letra que más se repite en ecuaciones sencillas y se le asigna un valor. En este caso, a la letra a = 1.

• Se sustituye los valores de a = 1 en cada ecuación:

En el carbono, C a = d

d = 1 En el azufre, S 2a = c

2(1) = C

c = 2

En el oxígeno, O 2b = 2c + 2d 2b = 2(2) + 2(1) 2b = 4 + 2 2b = 6

b = 6

2

b = 3

• Se sustituyen los valores encontrados en la reacción: a CS2 + b O2 → c SO2 + d CO2

1 CS2 + 3 O2 → 2 SO2 + 1 CO2

Verificamos que haya el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos:

Reactivos Elemento Producto 1 C 1 2 S 2 6 O 4 + 2

2. Se convierte a litros las especies en cuestión, en este caso sería el disulfuro de carbono y el oxígeno. Para ello multiplico el coeficiente de reacción de cada especie por 22.4 L.

1 CS2 + 3 O2 → 2 SO2 + 1 CO2 n 1 mol 3 mol V 22.4 L 67.2 L

3. Se establece la relación estequiométrica y se resuelve por medio de una regla de tres: se consideran los 90L de oxígeno que el problema indica van a reaccionar:

22.4 L CS2

67.2 𝐿 O2 =

𝐗 L CS2

90 𝐿 O2

𝐗 L CS2 =(22.4 L CS2)(90L O2)

67.2 𝐿 O2


18

Química II

X = 30 L CS2 Se necesitan 30 L de disulfuro de carbono para reaccionar con 90 L de Oxígeno molecular.

Resuelve el siguiente problema. Un generador portátil de Hidrógeno utiliza la reacción:

CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2 Calcular el volumen de Hidrógeno a CN que pueden producirse a partir de 30L de hidruro de calcio.

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS MASA/MASA (M/M). Se usa para conocer la masa respecto a la cantidad de moles, o viceversa, de los compuestos en una reacción química. Se aplica cuando cambian la masa base de algún reactivo o producto de la ecuación balanceada y piden encontrar la relación. Metodología para resolver estas relaciones:

1. Verificar que la reacción esté balanceada. De esta manera, se obtiene los moles que participan en la reacción.

2. Determinar la masa molar de las especies de interés, en gramos mol. 3. Calcular la masa, en gramos. Para ello se multiplica los coeficientes de reacción con

la masa molar. 4. Realizar la relación estequiométrica por medio de una regla de tres.

Los fosfatos de calcio son abundantes en la naturaleza y son parte mayoritaria de los compuestos inorgánicos presentes en muchos seres vivos por lo que son importantes en la tecnología, la química, la odontología y la medicina en donde sobresalen por su aplicación como biomateriales, el más común es como injertos óseos.

Una de las vías para producirlo es haciendo reaccionar el hidróxido de calcio con ácido fosfórico, produciendo fosfato de calcio y agua.

Ca(OH)2 + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O

Si para un injerto de falanges, se necesitan aproximadamente 180g de fosfato de calcio, ¿Cuándo hidróxido de calcio se necesita hacer reaccionar? Para resolver el problema, se utiliza la metodología propuesta: 1. Se balancea la reacción. Suponiendo que se usará el método algebraico:

• Se asigna una letra a cada especie. a Ca(OH)2 + b H3PO4 → c Ca3(PO4)2 + d H2O

• Se indican las ecuaciones que describen a cada elemento químico. Recuerda que los subíndices indican cuantos átomos hay de cada elemento. En el calcio, Ca a = 3c En el oxígeno, O 2a + 4b = 8c + d En el Hidrógeno, H 2a + 3b = 2d En el fósforo, P b = 2c

• Se observa cual es la letra que más se repite en ecuaciones sencillas y se le asigna un valor. En este caso, a la letra c = 1.


19

Química II

• Se sustituye los valores de c = 1 en las ecuaciones donde se pueda encontrar valores inmediatos:

En el calcio, Ca a = 3c a = 3(1) a = 3

En el fósforo, P b = 2c b = 2(1) b = 2

Para encontrar el valor de d, uso la ecuación del Hidrógeno, H:

2a + 3b = 2d 2(3) + 3(2) = 2d

6 + 6 = 2d 12 = 2d

d = 12

2

d = 6 Se sustituyen los valores encontrados en la reacción:

a Ca(OH)2 + b H3PO4 → c Ca3(PO4)2 + d H2O 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → 1 Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Verificamos que haya el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos:

Reactivos Elemento Producto 3 Ca 3

6 + 8 O 8 + 6 6 + 6 H 12

2 P 2 2. Determinar la masa molar de las especies de interés, en gramos/mol. En este caso, del hidróxido de calcio y fosfato de calcio:

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → 1 Ca3(PO4)2 + 6 H2O En el caso del Ca(OH)2: Para el Ca3(PO4)2:

Elemento #Átomos PA Elemento #Átomos PA

Ca 1 40 40 Ca 3 40 120

O 2 16 32 P 2 31 62

H 2 1 2 O 8 16 128

Total 74 Total 310

74 g/ mol 310 g/ mol

3. Calcular la masa, en gramos. Para ello se multiplica los coeficientes de reacción con la masa molar.

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → 1 Ca3(PO4)2 + 6 H2O

𝐦 = 𝐧 ∗ 𝐏𝐌 mCa(OH)2 = 3mol (74 g / mol) mCa3(PO4)2 = 1mol (310 g / mol) mCa(OH)2 = 222 g mCa3(PO4)2 = 310 g Por lo tanto, se necesitan 222 g de Ca(OH)2 para producir 310 g de Ca3(PO4)2.

222𝑔 Ca(𝑂𝐻)2

310 𝑔 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2


20

Química II

4. Realizar la relación estequiométrica por medio de una regla de tres. Ya que se va a producir 180g de fosfato de calcio, ¿Cuánto hidróxido de calcio se necesita hacer reaccionar?

222𝑔 Ca(𝑂𝐻)2

310 𝑔 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2=

𝑋 𝑔 Ca(𝑂𝐻)2

180 𝑔 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2

𝑋 𝑔 Ca(𝑂𝐻)2 = 222𝑔 Ca(𝑂𝐻)2 (180 𝑔 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2)

310 𝑔 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2

X = 128.9 g de Ca(OH)2

Se necesitan casi 129 gramos de hidróxido de calcio para producir 180 gramos de fosfato de calcio para la elaboración de la falange.

Resuelve el siguiente problema. 1. La fermentación de la glucosa para producir alcohol etílico tiene lugar de acuerdo con la ecuación:

C6H12O6 → CH3CH2OH + CO2 ¿Qué cantidad de alcohol se producirá a partir de 435 g de glucosa?

Ver video educativo. “Relación mol-amoniaco-parte 2”, página 40 de la guía didáctica. Participa en plenaria contestando las siguientes preguntas: ¿Cómo impactan los cálculos estequiométricos en los campos económico, social y ambiental?

REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO. Las relaciones estequiométricas son aquellas en donde las reacciones químicas guardan una proporción entre las cantidades de las diferentes sustancias, sean reactivos o productos, la proporción es constante. Una reacción química se termina cuando los reactivos se consumen por completo. Sin embargo, hay ocasiones en las que la reacción comienza, pero basta con que uno de los reactantes se acabe para que la reacción termine. A este componente de la reacción se le conoce como reactivo limitante. Por otro lado, las especies que quedan sin reaccionar debido a la ausencia del otro reactivo, se les denomina reactivos en exceso. Ahora bien, el reactivo limitante condiciona la producción, por ello es muy común identificar en un problema determinado estos reactivos. Metodología para resolver estas relaciones:

1. Verificar que la ecuación química esté balanceada. 2. Identificar el tipo de relación estequiométrica para que se adecúen las unidades a

moles. 3. Calcular los rendimientos teóricos, es decir, lo que debería producirse o reaccionar.

Para ello, se efectúan las relaciones estequiométricas entre los reactivos. 4. Comparar el rendimiento real (lo que se tiene) contra el rendimiento teórico (lo que

se calcula). Identificar basado en la diferencia del real y el teórico si es reactivo limitante o en exceso.

5. Establecer las relaciones estequiométricas apropiadas y con base a ellas, calcular la información requerida.


21

Química II

Supongamos que, en la reacción anterior del fosfato de calcio, se tienen 350 g de hidróxido de calcio que reaccionarán con 392 g de ácido fosfórico.

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O Determinar:

a. ¿Cuál es el reactivo limitante y en exceso? b. ¿Cuánto fosfato de calcio se producirá? c. ¿Qué cantidad de reactivo en exceso sobro? d. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?

Metodología para resolver estas relaciones: 1. Verificar que la ecuación química esté balanceada. En este caso, el ejercicio esta balanceado, ya que hay el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos:

Reactivos Elemento Producto 3 Ca 3

6 + 8 O 8 + 6 6 + 6 H 12

2 P 2 2. Identificar el tipo de relación estequiométrica para que se adecúen las unidades. En este caso, los 350 g de hidróxido de calcio que reaccionarán con 392 g de ácido fosfórico se convertirán a moles. Para ello se calcula sus masas molares

En el caso del Ca(OH)2: Para el H3PO4:

Elemento #Átomos PA Elemento #Átomos PA

Ca 1 40 40 H 3 1 1

O 2 16 32 P 1 31 31

H 2 1 2 O 4 16 64

Total 74 Total 98

74 g / mol 98 g / mol

Se calculan los moles, dividiendo la masa entre la masa molar:

𝐧 = 𝐦

𝐏𝐌

En el caso del Ca(OH)2: Para el H3PO4:

𝑛 = 350𝑔

74 𝑔/𝑚𝑜𝑙

n = 4.73 mol

𝑛 =

392𝑔

98 𝑔/𝑚𝑜𝑙

n = 4 mol 3. Calcular los rendimientos teóricos, es decir, lo que en cálculos debería reaccionar. Para ello, se efectúan las relaciones estequiométricas solo entre los reactivos.

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O 3 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2

2 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4


22

Química II

RT del ácido fosfórico RT del Hidróxido de calcio 3 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2

2 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4=

4.73 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2

𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4

𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4

= 2 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4 (4.73 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2 )

3 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2

X = 3.15 mol de H3PO4


2 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4=

𝑥 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2


𝑥 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2

= 4 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4 (3 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2 )


X = 6 mol de Ca(OH)2

4. Comparar el rendimiento real (lo que se tiene) contra el rendimiento teórico (lo que se calcula). Identificar basado en la diferencia del real y el teórico si es reactivo limitante o en exceso.

Reactivo

Rendimiento Real

(tengo) - RR -

Rendimiento Teórico

(Calculado) - RT -

Diferencia (RR – RT)

Tipo de Reactivo

Ca(OH)2 4.73 mol 6 mol 4.73 mol - 6 mol

- 1.27 mol Limitante

H3PO4 4 mol 3.15 mol 4 mol – 3.15 mol

+ 0.85 mol Exceso

5. Establecer las relaciones estequiométricas apropiadas y con base a ellas, responder los incisos:

a. ¿Cuál es el reactivo limitante y en exceso? El hidróxido de calcio es el reactivo limitante y el ácido fosfórico es el reactivo en exceso.

b. ¿Cuánto fosfato de calcio se producirá?

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O 3 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2

1 𝑚𝑜𝑙𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2=

4.73 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2

𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2

𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 = 4.73 𝑚𝑜𝑙 Ca(𝑂𝐻)2 (1 𝑚𝑜𝑙𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2)


X = 1.57 mol de Ca(OH)2

Se producirá 1.57 mol de hidróxido de calcio.

c. ¿Qué cantidad de reactivo en exceso sobró?

Reactivo

Rendimiento Real

(tengo) - RR -


(Calculado) - RT -


Tipo de Reactivo

H3PO4 4 mol 3.15 mol 4 mol – 3.15 mol

+ 0.85 mol Exceso

Sobraron 0.85 mol de ácido fosfórico.


23

Química II

d. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?

Reactivo

Rendimiento Real

(tengo) - RR -


(Calculado) - RT -


Tipo de Reactivo

Ca(OH)2 4.73 mol 6 mol 4.73 mol - 6 mol

- 1.27 mol Limitante

%𝑹 = 𝑹𝑹

𝑹𝑻∗ 𝟏𝟎𝟎

%𝑅 = 4.73𝑚𝑜𝑙

6𝑚𝑜𝑙∗ 100

%R = 78.83% La reacción se lleva a cabo en un 78.83 % de rendimiento.

Resuelve el siguiente problema. 1. Al calentar un nitrato, éste se descompone dando el óxido metálico y desprendiendo dióxido de nitrógeno y oxígeno. Si tenemos 11 g de nitrato cúprico al 96.8% de pureza y hemos obtenido 1.94 L de dioxido de nitrógeno en CN.,

¿Cuál ha sido el rendimiento de la reaccion?

Resuelve de manera individual cada uno de los siguientes problemas. Verifiquen los resultados en plenaria. 1. Calcula el número de moles y de moléculas contenidas en:

a. 282 g de NaOH b. 1412 g de NaCl c. 219 g C6H12O6 2. Calcula la masa en gramos de 1.5 mol de las siguientes sustancias: a. NH3 b. CH3OH c. HCl 3. Determina los litros en CN de los siguientes compuestos: a. 0.25 mol LiH b. 150 g SO2 c. 8.32 x 1021 moléculas de Al2O3 4. La siguiente reacción se encuentra balanceada. Verifica que la masa total de los reactivos corresponda a la masa total de los productos.

2Bi(NO3)3 + 3 H2S → Bi2S3 + 6 HNO3

5. ¿Cuántos litros de Nitrógeno se utilizarían para producir 5L de amoniaco gaseoso, si

todos los gases se encuentran en CN?

N2 + H2 → NH3

6. En la siguiente reacción, hay 40 g de ácido clorhídrico y 1 mol de Magnesio. ¿Qué

especie seria el reactivo limitante y cual estaría en exceso?, ¿Qué cantidad de cloruro de

magnesio se podrá obtener?

2Mg + 2HCl → 2MgCl + H2


24

Química II


Conoce la clasificación de la materia así como las características de los sistemas dispersos y calcula la concentración de las disoluciones. Esquema de la sesión

Al finalizar la sesión anterior, se te solicitó, a ti y a tu equipo, traer ejemplos de materia: anillos de oro o plata, sal, azúcar, café, medicamentos, bebidas, botanas, cosas que podrías encontrar en la cocina o en el baño. Escribe en la siguiente tabla ejemplos de cada una de las sustancias que

trajeron:

SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS

Elementos Compuestos Homogéneas Heterogéneas

Ver Video educativo. “Elementos, compuestos y mezclas”, página 71 de la guía didáctica. Comenta en plenaria la clasificación de la materia: elementos, compuesto, mezclas. Menciona al menos dos ejemplos de cada uno. ¿Qué tal les fue en su clasificación de la actividad anterior?

CLA

SIFI

CA

CIÓ

N D

E LA

MA

TER

IA

Sustancias puras Elementos y compuestos

Mezclas

Homogéneas y Heteogéneas

Sistemas dispersos

Tipos de separación

Concentración

Cualitativas

Cuantitativas

Unidades físicas

Unidades químicas


25

Química II

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA. Por definición, materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio que posee volumen, masa, energía y está sujeto a la inercia del medio. La materia la podemos clasificar en sustancias puras y mezclas.

Figura 2.1 Clasificación de la materia.

Ejemplo de elementos, compuestos, mezclas homogéneas y muestras heterogéneas:

Sustancias puras Mezclas

Elemento Compuesto Homogénea Heterogénea

Oxígeno

(O)

Oxígeno diatómico

(O2)

Aire

(N2 + O2) -

Sodio

(Na)

Cloruro de sodio

(NaCl)

Agua salada

(NaCl + H2O)

Cloruro de sodio con

pimienta negra.

Hierro

(Fe)

Óxido de hierro III

(Fe2O3)

Acero

(Fe2O3 + C)

Clavo de acero sumergido

en agua

(Fe2O3 + C) + H2O

Cobre

(Cu)

Óxido de cobre II

(CuO)

Bronce

(CuO + Sn)

Bronce recubierto con plata

(CuO + Sn) + Ag

SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUESTOS. Las sustancias puras son aquellas cuya composición se mantiene invariable, caracterizada por las entidades que lo componen. Posee propiedades físicas y químicas constantes y que las distinguen de los demás. Se clasifica en elementos y compuestos. Los elementos, son átomos de la misma especie, puedes encontrar 118 diferentes en tu tabla periódica, como por ejemplo el Carbono (C), el Hidrógeno (H) o el Oxígeno (O), los cuales son muy importantes para los sistemas biológicos. Mientras que los compuestos son moléculas o iones que unen mediante enlaces químicos átomos de diferentes o iguales elementos. Por ejemplo, la molécula de Hidrógeno es la unión de dos átomos del mismo elemento; o bien, la molécula de agua (H2O) que une un átomo de Oxígeno con dos de Hidrógeno.

MATERIA

Sustancias puras

Elementos

Compuestos

Mezclas

Homogéneas Soluciones

Heterogéneas

Coloides

Suspensiones


26

Química II

Siempre que se forma un compuesto, mantiene una proporción entre los elementos que lo constituyen –Ley de las proporciones fijas-. Curiosamente, cuando los elementos se unen, cambian sus propiedades fisicoquímicas y adquieren nuevas según el tipo de

compuesto que formen. Por ejemplo, el Sodio (Na) es un explosivo con el agua y el cloro (Cl2) es un gas tóxico, pero al combinarse, forman cloruro de sodio (NaCl) o sal de mesa.

MEZCLAS: HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS. Las mezclas son la combinación de dos o más sustancias puras, sin que se produzca una reacción química, sus propiedades e identidad de las sustancias participantes se conservan, además de que las cantidades de sus componentes son variables. Por ejemplo, al mezclar agua con azúcar, se forma una mezcla donde la cantidad de azúcar respecto a la del agua puede variar pero el agua no deja de ser agua y el azúcar no deja de ser azúcar. Sin embargo, la manera en que se prepara la mezcla puede diferir conforme la situación o su propósito, por lo que sus propiedades intrínsecas también son variables. Así, la elaboración de una limonada no es específica por lo que los ingredientes y sus cantidades varían de acuerdo a la forma de elaborar la bebida. Algunas mezclas se pueden separar por medios físicos considerando sus propiedades físicas, como el punto de ebullición o tamaño de partícula. Las mezclas pueden ser homogéneas, como el agua con sal; o heterogéneas, como el agua con aceite. Las mezclas homogéneas presentan una estructura molecular constante, por lo que sus propiedades intensivas de los ejemplares de la misma son iguales en composición y condiciones físicas determinadas. Suelen verse uniformes a simple vista. Una vez que los componentes se hayan mezclado bien, se espera que todas las porciones procedentes de esa mezcla mantengan las mismas propiedades físicas intensivas; aquellas que no dependen de la masa de una sustancia, como densidad, olor o sabor, ya que su composición es uniforme en toda su extensión. Por ejemplo, el aire, que es una mezcla de 21% de Oxígeno y 79% de Nitrógeno. Las mezclas heterogéneas no presentan uniformidad en su composición, por lo que esta varía de un punto a otro, por esto, sus componentes suelen percibirse a simple vista y sus propiedades no son constantes. Por ejemplo, la mezcla de agua y aceite, un plato de cereal, una pizza o una gelatina de mosaicos.

Ver Video educativo. “¡Hagamos gomitas! Sistemas dispersos”, página 78 de la

guía didáctica.

Comenta en plenaria los tipos de mezclas así como la clasificación de los

sistemas dispersos y sus características. Menciona al menos dos ejemplos de

cada uno.

SISTEMAS DISPERSOS. Las dispersiones o sistemas dispersos son mezclas en las cuales una sustancia (fase discontinua o dispersa) se encuentra usualmente distribuida uniformemente en otra (fase continua o dispersante), que generalmente interviene en mayor proporción. Las fases pueden encontrarse en cualquier estado de agregación y en proporciones variables. Los sistemas dispersos son las soluciones, coloides y suspensiones.


27

Química II

En la tabla 2.1 se indica las principales características de los sistemas dispersos:

Características Soluciones Coloides Suspensiones

Fases 1

Homogénea

2

Heterogéneas

2

Heterogéneas

Tamaño de partícula

Partículas muy

pequeñas.

< 1 nm

Moléculas

grandes.

10 – 1,000 nm

Partículas grandes.

> 1,000 nm

Visibilidad de

partículas Invisible

Visible en

microscopio

electrónico

Con un

microscopio o a

simple vista

Efecto de gravedad en

partículas

Estable.

No sedimenta.

Estable bajo

ciertas

condiciones.

Escasos

sedimentos.

Inestable. Hay

precipitación y

sedimentan.

Capacidad para

filtrarse

Incapaz, sus

partículas

traspasan papel

filtro y membranas

Capaz con

membranas

permeables.

Capaz, con papel

filtro.

Movilidad de partículas Iónica o molecular Movimiento

Browniano Solo por gravedad

Efecto de la luz Transparente Ocurre el efecto

Tyndall

Opaco, no

transparente

Color Traslúcido Semitransparente Opaco

Carga eléctrica Molecular no,

iónica si Alguna carga Ninguna

Métodos de separación

Centrifugación

Evaporización

Cristalización

Destilación

Sublimación

Cromatografía

Floculación

Diálisis

Ósmosis

Centrifugación

Filtración

Decantación

Evaporización

Ejemplo

Aire, una mezcla

de oxígeno y

nitrógeno.

Mayonesa o

aderezos Peptobismol


28

Química II

A. SOLUCIONES Son mezclas homogéneas constituidas por el soluto (fase dispersa) que se encuentra en menor cantidad y se disuelve en el solvente (fase dispersante) que se encuentra en mayor cantidad y cuyo estado físico se conserva. Las partículas de sus componentes interactúan a nivel molecular (es decir que no son mayores a 1 nm). Una de sus particularidades es que si se hace incidir un haz de luz sobre ellas, éste las atraviesa sin dispersarse, independientemente de la cantidad de soluto. Tabla 2.2 Tipos de soluciones.

Tipo de

disolución Solvente Soluto Ejemplo

GASEOSA Gas Gas O2, N2, otros gases

LÍQUIDA Líquido

Gas Refrescos

(dióxido de carbono y agua)

Líquido Vino

(Alcohol y agua)

Sólido Azúcar en agua

SÓLIDA Sólido Líquido Zinc y Mercurio

Sólido Aleación de oro y plata

La solubilidad del soluto en el solvente es la capacidad de dispersión de una sustancia en otra. Los factores que la afectan son:

● Naturaleza del soluto y del solvente. ● Temperatura. ● Presión. ● Polaridad del soluto y del solvente. ● Fuerza de atracción entre las moléculas.

B. COLOIDES. Son sistemas dispersos en los que el tamaño de las partículas de la fase dispersa es mayor respecto a las soluciones (diámetro promedio de 1nm a 1,000 nm), incluso a las del mayor del mismo solvente, aunque no tan grandes como para verse a simple vista o para separarse por acción de gravedad de la fase dispersante. Debido al tamaño de las partículas dispersas en los coloides provoca que no exista un estado de agregación definido, algo que no sucede con las disoluciones, por lo que los coloides presentan estados de agregación intermedios. Tabla 2.3 Tipos de coloides.

Sistema

coloidal

Fase

continua

Fase

dispersa Ejemplo


29

Química II

-

Gas

Gas -

Aerosol líquido Líquido Bruma

Aerosol sólido Sólido Humo

Espuma

Líquido

Gas Espuma para afeitar

Emulsión Líquido Mayonesa

Sol Sólido Pinturas

Espuma sólida

Sólido

Gas Unicel

Gel Líquido Gelatina

Sol sólido Sólido Rubí

No existe un coloide con ambas fases como gases, ya que estos siempre son solubles entre sí, y sus partículas son átomos o moléculas. Algunas propiedades de los coloides son:

- Formación de micelas. Son estructuras de carácter anfipático (una parte es hidrofílica y otra hidrofóbica) que se ponen en contacto en un medio polar. Pueden ser esféricas, fibrosas o laminares. Un ejemplo son las gotitas de grasa que se forman en un caldo de res con verduras.

- Floculación o coagulación. Los coloides pueden absorber partículas cargadas eléctricamente en su superficie. Cuando las partículas de la fase dispersa se unen con otras por diferencia de carga, se dice que el coloide flocula o coagula. Por ejemplo, el cuajado de la leche.

- Movimiento Browniano. Es el movimiento aleatorio de partículas dentro de un líquido. Por ejemplo, cuando vacías un sobrecito de saborizante artificial en agua. Las partículas no caen en línea recta, sino que se van dispersando aleatoriamente entre las moléculas de agua. Si el agua está fría, esta dispersión es más lenta y densa, mientras que si el agua está caliente, las partículas se dispersan a mayor velocidad debido a la energía que poseen las moléculas de agua.

- Efecto Tyndall. Es la dispersión de la luz a través de las partículas coloidales, por ejemplo, el polvo en el aire. Esto se aprecia claramente cuando se encienden los faros de un coche en la niebla o cuando entra la luz solar en una habitación y se ve el polvo suspendido.

C. SUSPENSIONES. Son mezclas heterogéneas que contiene partículas grandes (con diámetros mayores a los 1,000 nm), incluso mayores a las de un coloide, las cuales se pueden observar a simple vista y distinguirlas del medio fluido que las rodea. Además de que suspenden momentáneamente, pero con el tiempo se sedimentan con facilidad debido a la gravedad. Debido al tamaño de las partículas de la fase dispersa, las sustancias suelen adquirir un color muy oscuro, por lo que este tipo de mezclas no permite el paso de la luz a través de ellas. Para mantener a las partículas en suspensión por más tiempo se puede:


30

Química II

● Aumentar la viscosidad del medio. ● Disminuir tamaño de las partículas. ● Adicionar sustancias tensoactivas, como aquellas que modifican la tensión

superficial del líquido que se agrega. Por ejemplo, los jabones o detergentes.

Indica al menos tres ejemplos de tipos de sistemas dispersos, señalando en cada caso sus componentes. En caso de tener alguna duda, apóyate de la tabla 2.1, donde se indican las principales características de los sistemas dispersos:

a. Solución.

Ejemplo Componentes

Soluto Solvente

b. Coloide.

Ejemplo Componentes

Fase dispersa Fase dispersante

c. Suspensión.

Ejemplo Componentes

Fase dispersa Fase dispersante

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS. Las mezclas al estar formadas por fases con diferentes propiedades tanto químicas como físicas, es posible separar sus componentes valiéndose de sus características particulares, como su estado de agregación, diferencias de temperaturas de ebullición, punto de congelación, tamaño de la partícula, etc. Por regla general, es más fácil separar las mezclas heterogéneas que las homogéneas. Veamos a continuación en qué consisten cada uno. Tabla 2.4. Métodos de separación de mezclas.


31

Química II

Tipo Separa

Propiedad

física que

se utiliza

para

separar

Descripción Ejemplo C

en

trif

ug

ac

ión

Líq

uid

os –

só

lidos f

inos Fuerza

centrífuga

sobre las

partículas

más

grande

Se utiliza un dispositivo

(centrifugador) que gira a

gran velocidad, separando

las partículas de mayor

tamaño al fondo y menor

tamaño arriba.

Al separar la

sangre en plasma,

glóbulos blancos y

plaquetas, al fondo

estarán los

glóbulos rojos.

Cri

sta

liza

ció

n

Líq

uid

os –

sólid

os

fin

os

Diferencia

de

solubilidad

en

disolventes

fríos o

calientes

Se agregan solventes para

formar soluciones

saturadas. Después de la

disolución, se enfrían o

calientan para formar

cristales.

La obtención de

azúcar de la

melaza.

Cro

mato

gra

fía

Líq

uid

os m

iscib

les

Líq

uid

o –

sólid

o fin

o

Diferencia

de difusión

entre dos

fases a

través de

un material

fijo.

Separa sustancias disueltas

en diferentes fases,

mientras una fase fluye

(fase móvil) a través de

sustancias fijas (fase

estacionaria) mientras es

retenida en una superficie

adsorbente.

Usado en la

electroforesis para

la identificación de

proteínas.

Decan

tació

n

Líq

uid

os

inm

iscib

les

Líq

uid

os –

só

lidos

insolu

ble

s

Diferencia

de

densidades

y acción de

la

gravedad.

Hay dos fases, una más

pesada que la otra, la cual

se asienta en el fondo del

recipiente, permitiendo la

separación del otro

componente, el cual se

vierte en otro recipiente.

En la potabilización

del agua la

decantación,

permite extraer las

arcillas y materiales

en suspensión.

Des

tila

ció

n

Líq

uid

os

mis

cib

les Diferencia

en las

presiones

de vapor

Consiste en calentar la

mezcla hasta que el

componente más volátil se

vaporice, condense y

colecte en otro recipiente.

Obtención de

alcohol en los

procesos de

fermentación.


32

Química II

Evap

ora

ció

n

Só

lidos d

isu

elto

s e

n

líq

uid

os Diferencia

de punto

de

ebullición

La disolución se somete a

un proceso de

calentamiento, al aumentar

la temperatura, el líquido

alcanza su punto de

ebullición, se evapora y

deja al sólido en forma pura

y concentrada.

En la elaboración

del dulce de leche

o cajeta.

Extr

acció

n

Líq

uid

o-líq

uid

o

inm

iscib

les

Líq

uid

o-s

ólid

o

Diferente

afinidad a

solventes

En la mezcla, las fases son

químicamente diferentes,

uno de ellos se puede

disolver en un compuesto

orgánico que solo extrae la

sustancia de interés.

Extracción de

aceites esenciales

Filtr

ació

n

Ga

s –

só

lido

Líq

uid

o –

só

lido f

ino

insolu

ble

Tamaño de

la partícula

y baja

solubilidad

La mezcla se hace pasar

por un medio filtrante cuyo

diámetro poroso debe ser

menor al de las partículas

sólidas para retenerlas.

Cuando filtras el

café o en las

colillas de los

cigarros.

Iman

tació

n

Só

lido –

sólid

o

im

anta

ble

Propiedade

s

magnéticas

de los

component

es

Separa metales de otros

materiales aprovechando su

ferromagnetismo.

Cuando los autos

desechados son

triturados y con un

potente imán, se

extraen sólo los

materiales

metálicos, para ser

reciclados.

Su

blim

ació

n

Só

lido –

só

lido

su

blim

able

Diferencia

en los

puntos de

sublimació

n

Consiste en convertir en

gas al componente

sublimable, separarlo de la

mezcla y después volverlo a

pasar a sólido en otro

recipiente.

El aromatizante en

pastilla.

Tam

izad

o

Líq

uid

o –

só

lido

gru

eso

Só

lido –

só

lido

gru

eso Diferencia

en el

tamaño de

la partícula

Separa mezclas donde los

sólidos son de diferente

tamaño y se hacen pasar

por mallas que las van

reteniendo según el tamaño

de la partícula.

Las coladeras de la

calle que retienen

la basura del agua

de lluvia.


33

Química II

Diá

lis

is

Só

lidos m

uy

fin

os d

e

líq

uid

os Índices de

difusión o

presión

osmótica

Separa partículas

coloidales, en función de su

tamaño, a través de

una membrana dializadora.

La hemodiálisis es

un tratamiento en el

que se limpia la

sangre de

pacientes de

insuficiencia renal.

Flo

cu

lació

n

Só

lidos m

uy

fin

os d

e

líq

uid

os Reactivida

d a

sustancias

floculantes.

Consiste en la adición de

sustancias floculantes que

promueven la aglomeración

de sólidos que

posteriormente sedimentan,

decantan y filtran.

Al limpiar las

piscinas se

agregan floculantes

que conglomeran la

suciedad y se luego

se retira.

Ver Video educativo. “Tipos de separación de mezclas”, página 84 de la guía didáctica. Reúnete en equipos y lleva a cabo la siguiente practica experimental.


34

Química II

Tipo Materiales y sustancias Marco experimental

De

sti

lació

n

- 1 Parrilla eléctrica. - 1 tetera - 1 manguera de plástico del mismo diámetro de la boquilla de la tetera - 1 vaso - 1 envase de refresco vacío de 1 L - 1 envase de refresco vacío de 250 ml - Cinta adhesiva resistente - 1 tijera - 100 ml de Alcohol - 100 ml de Agua - Colorante - Hielo

1. Con ayuda de las tijeras, recorta un rectángulo a lo largo del envase de refresco de 1L. También recorta en medio de la base de la botella un círculo del mismo tamaño de la boquilla. 2. Recorta en medio de la base del envase de 250 ml un círculo del mismo tamaño de la boquilla. 3. Introduce el envase pequeño dentro del envase grande. Rellena los espacios vacíos con hielo. 4. Atraviesa por las boquillas de los envases la manguera. Sella muy bien con la cita adhesiva las boquillas y el rectángulo del envase. Con estos pasos, has construido un condensador. 5. Verter en la tetera el alcohol, el agua y el colorante. Podrás percibir el olor del alcohol en la mezcla. 6. Conectar un extremo de la manguera en la boquilla de la tetera. El otro extremo colocarlo en un vaso vacío para recolectar el destilado. 7. Calentar la tetera en la parrilla eléctrica. 8. Observa: ¿Qué líquido recolectaste?, ¿Por qué crees que sucedió eso?

Ev

ap

ora

ció

n

- 1 Parrilla eléctrica. - 1 Envase de vidrio para calentar. - 100 ml de Alcohol - 100 ml de Agua - Colorante

1. Mezclar en el envase de vidrio el alcohol, el agua y el colorante. Podrás percibir el olor del alcohol en la mezcla. 2. Calentar en la parrilla eléctrica hasta romper en hervor. Retira y deja enfriar. 3. Observa: ¿Puedes percibir en el líquido resultante el aroma del alcohol con la misma intensidad?, ¿Qué diferencia hubo con la destilación?

Cro

ma

tog

rafí

a

- Tiras de servilletas absorbentes o papel filtro. - Plumones de diferentes colores. - Alcohol - 1 Recipiente - 1 Regla - 1 Cinta adhesiva - 2 vasos

1. A cada tira de papel colorear un círculo en uno de los extremos. 2. Pegar las tiras de papel en una regla por el extremo que no está coloreado y dejar colgando donde está el circulo de color. 3. Colocar dos vasos para que soporten la regla con las tiras. El objetivo es que las tiras queden colgadas y tocando el recipiente. 4. Colocar el alcohol en el recipiente. 5. Observa: ¿Qué color tiene más pigmentos?


35

Química II

De

ca

nta

ció

n

- Agua - Aceite - 1 envase de refresco vacío y con tapa - 1 Jeringa

1. Vacía en el envase de refresco el agua con el aceite en las mismas proporciones. Tapa en el envase y agita con fuerza para mezclar los líquidos. 2. Permite reposar la mezcla un momento. 3. Con ayuda de la jeringa separa el agua 4. Analiza: Si hubiera sido horchata de arroz, ¿hubieras podido utilizar la decantación?

Filtr

ac

ión

- Papel filtro. - 1 Colador - 1 Envase de vidrio - Café - Agua

1. Mezclar el café con el agua en un envase. 2. Colocar el papel filtro en el colador. 3. Vaciar la mezcla del café en el colador. 4. Analiza: ¿Para qué se utiliza el papel filtro?

Ima

nta

ció

n

- Plato de vidrio - Imán - Aserrín y/o Arena - Viruta de hierro

1. Revolver la viruta de hierro con la arena y/o el aserrín. 2. Separar la mezcla con ayuda de un imán. 3. Analiza: ¿Por qué podemos separar la viruta de hierro sin importar que este mezclado con un sólido grueso (viruta) o fino (arena)?

Su

bli

ma

ció

n

- 1 Envase de vidrio que se pueda calentar - 1 plato de vidrio - 1 Parrilla eléctrica. - 1 pastilla aromatizante de baño. - Arena - Hielo

1. Triturar la pastilla aromatizante y mezclarla con la arena. 2. Colocar la mezcla en el envase de vidrio y taparlo con el plato. Colocar en el plato el hielo. 3. Calentar en la parrilla eléctrica hasta que se halla separado la arena de la pastilla. 4. Analiza: ¿Por qué se colocó el plato con hielo encima del envase?, ¿Cómo se diferencia una sublimación de una evaporación?

Tam

iza

do

- Coladeras de diferentes diámetros en su malla. - Recipiente para mezclar - Hojas de plantas - Piedras - Arena - Agua

1. Mezclar en el recipiente la arena, hojas, piedras y el agua. 2. Dejar reposar la mezcla. 3. Tamizar con las mallas de mayor a menor diámetro. 4. Observa: ¿Cómo se fueron diferenciando los sólidos?


36

Química II

Analiza en triadas los siguientes casos de separación de mezclas. ¿Qué método propones en cada caso? Justifica tu respuesta. Comenten sus respuestas en plenaria. 1. En un silo se guardaba arroz. Sin embargo, con la última tormenta, parte

del techo de metal se derrumbó encima de toda la cosecha, la cual aún no estaba encostalada. ¿Cómo eliminarías el hierro presente? 2. En la refinería Lázaro Cárdenas, de PEMEX en Minatitlán van a separar el último embarque de mezcla de hidrocarburos. Considerando que los componentes son:

Fracción Número de átomos de

carbono por molécula

Gas incondensable C1 – C2

Gas licuado propano C3 – C4

Gasolina C5 – C6

Kerosina C10 – C14

Gasóleo C15 – C23

Lubricantes y parafinas C20 – C35

Combustóleo pesado C25 – C35

Asfaltos > C39

En los derivados de petróleo, a mayor número de carbonos, mayor densidad y por lo tanto sus puntos de ebullición, así como sus presiones de vapor, aumentan, contrario a su solubilidad que disminuye. ¿Qué método sugieres? 3. En una ferretería se les mojó y revolvió la arena, la grava y la gravilla. Después de unos días de dejarla secar, quisieron separar los sólidos, pero no sabían cómo hacerlo. ¿Tú que harías? 4. Fernando rellenó con agua la mitad de una botella de aceite. ¿Con qué método separarías el agua y el aceite? 5. El yodo, utilizado por un fotógrafo en el revelado a color, se contaminó con arena. Sabiendo que el yodo es un material que puede pasar de estado sólido a gaseoso o viceversa sin pasar por el estado líquido, ¿Con qué método lo purificarías?

Ver Video educativo. “Unidades de concentraciones en soluciones”, página 91 de la guía didáctica. Individualmente escribe la definición de cada uno de los tipos de concentración presentados en el video.

CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES. La concentración es la proporción de una sustancia en una mezcla, relacionando cantidades entre el soluto y el solvente.


37

Química II

En un laboratorio, para asegurarse de que las mezclas que se preparan siempre estén en la misma proporción al momento de prepararlas, es necesario medir las cantidades presentes. Para ello, se utilizan estimaciones en el caso de las concentraciones cualitativas, o bien unidades de concentración para las cuantitativas. La elección de la medida a usar depende mucho del tipo de mezcla que se desea cuantificar.

Las concentraciones cualitativas se basan en su solubilidad, por lo que no presentan unidades. Pueden ser:

a) Diluidas, donde el soluto es mínimo comparado con el solvente. Por ejemplo cuando disolvemos un gramo de sal en agua.

b) Concentradas, en la que existe una cantidad grande de soluto en comparación con el disolvente. Como al mezclar 25 gramos de sal en agua.

c) Saturada. Tiene máxima cantidad de soluto que puede disolverse en cierta cantidad de solvente. La velocidad en el que el soluto se disuelve es igual a la velocidad en que la parte disuelta del soluto se solidifica otra vez, como en la cristalización.

d) Sobresaturada. Representa un tipo de disolución inestable ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para una temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso elevando gradualmente la temperatura y luego enfriando el sistema lentamente.

Las concentraciones cuantitativas pueden utilizar:

I. UNIDADES FÍSICAS. Donde se señalan la cantidad de masa y volumen del soluto.

Agrega a tu formulario de la sesión anterior, cada una de las fórmulas que veremos a continuación. Considera también algunos factores de conversión:

1 g = 1000 mg 1 L = 1000 ml

CONCENTRACIONES

Cualitativas

Diluidas

Concentradas

Saturada

Sobresaturada

Cuantitativas

Unidades físicas

Porcentuales

Partes por millón

Unidades químicas

Molares


38

Química II

1. CONCENTRACIÓN PORCENTUAL. Se determina mediante porcentaje, es decir, la relación entre las unidades del soluto entre las cien unidades de solución (la suma del soluto y el solvente). Dependiendo los datos del problema, es como se elige la fórmula a utilizar.

Solución = Soluto + solvente. Solución = 100%

Las concentraciones porcentuales pueden ser en relación masa/masa, volumen/volumen o masa volumen.

a. PORCENTUAL MASA/MASA (% M/M). Los datos de soluto, solvente o solución deberán estar en gramos.

%𝒎

𝒎=

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝟏𝟎𝟎)

O bien

%𝒎

𝒎=


𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐+𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 (𝟏𝟎𝟎)

En el mercado hay un polvo soluble comercial para combatir problemas estomacales, el cual se encuentra en sobrecitos de 50 g de producto. Cada sobre contiene 0.952g de bicarbonato de sodio (NaHCO3), 0.5g de ácido cítrico como conservador (C6H8O7) y 0.2g de aspirina (C9H8O4). El resto del

producto, es el excipiente. ¿Cuál debería ser el porcentaje en masa de cada compuesto del producto para su distribución comercial que debería expresar la etiqueta del sobre?

DATOS Fórmula

mtotal. = 50g mNaHCO3 = 0.952 g mC6H8O7 = 0.5 g mC9H8O4 = 0.2 g

%𝒎

𝒎=


𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝟏𝟎𝟎)

En el caso del bicarbonato de sodio.

%𝑚

𝑚𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 =

0.952𝑔

50𝑔 (100)

%𝑚

𝑚𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 = 1.904%

Para el ácido cítrico y la aspirina:

%𝑚

𝑚𝐶6𝐻8𝑂7 =

0.5𝑔

50𝑔 (100)

%𝑚

𝑚𝐶6𝐻8𝑂7 = 1% de ácido cítrico

%𝑚

𝑚𝐶9𝐻8𝑂4 =

0.2𝑔

50𝑔 (100)

%𝑚

𝑚𝐶9𝐻8𝑂4 = 0.4% de aspirina

Resuelve el siguiente problema. Si se tiene una aleación en la que hay 18 g de oro por cada 6 g de cobre, ¿cuál es el porcentaje de oro en esta aleación?

b. PORCENTUAL VOLUMEN/ VOLUMEN (% V/V). Los datos de soluto, solvente o solución deberán estar en mililitros.

%𝒗

𝒗=

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝟏𝟎𝟎)


39

Química II

O bien

%𝒗

𝒗=


𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 + 𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 (𝟏𝟎𝟎)

La etiqueta de un frasco de limpiador casero que contiene sosa (NaOH) indica una concentración de 10%, ¿podrías indicar cuantos mililitros de sosa contiene un frasco de 250 ml?

DATOS Fórmula

Vtotal. = 250 ml %v/v NaOH = 10%

%𝒗

𝒗=


𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝟏𝟎𝟎)

10% = 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

250𝑔 (100)

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (10%NaHCO3)(250𝑚𝑙)

100%

Volumen del soluto = 25 ml Resuelve el siguiente problema. El vinagre es una disolución de un ácido acético en agua. Si cierto vinagre tiene una concentración de 2.3% en volumen, ¿cuánto ácido acético hay en un litro

de vinagre?

c. PORCENTUAL MASA/VOLUMEN (% M/V) Los datos deberán estar en gramos de soluto y mililitros de disolución.

%𝒗

𝒗=

𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒎𝒊𝒍𝒊𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝟏𝟎𝟎)

Se desea preparar una salmuera condimentada para conservar pescado. Para ello, se disuelven 25 g de sal común, cloruro de sodio (NaCl), por cada 100 ml de agua. ¿Qué concentración porcentual masa/volumen tiene?

DATOS Fórmula

mNaCl = 25 g Vagua. = 100 ml %v/v NaCl = ?

%𝒎

𝒗=

𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒎𝒊𝒍𝒊𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝟏𝟎𝟎)

%𝑚

𝑣=

25 𝑔

100 𝑚𝑙 (100)

%𝑚

𝑣= 25 %

Resuelve el siguiente problema. Con los sobres de suero oral que la Secretaría de Salud reparte para evitar la deshidratación, se obtiene un litro de solución (1000 ml), con 20 g de glucosa, 1.5

g de cloruro de potasio, 3.5 de cloruro de sodio y 2.9 citrato de sodio dihidratado. Calcula la concentración porcentual de cada una de las sales.


40

Química II

2. PARTES POR MILLÓN, PPM. Expresa cantidad de unidades de soluto por cada millón de unidades de disolución. Es utilizada en concentraciones muy diluidas (saturadas), ya que el margen de la disolución es mayor y de esta forma la expresión es más específica. Dependiendo las unidades de soluto y disolución, se puede usar las siguientes fórmulas:

𝒑𝒑𝒎 = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 (𝒈)

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝒈) (𝟏, 𝟎𝟎𝟎, 𝟎𝟎𝟎)

O bien:

𝒑𝒑𝒎 = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 (𝒎𝒈)

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 (𝑲𝒈)

Si se dieran unidades de volumen:

𝐩𝐩𝐦 =𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 (𝐦𝐥)

𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 (𝐋)

Las concentraciones de partes por millón son comúnmente utilizadas en las plantas de tratamientos de aguas residuales, pues idóneamente, el contenido de sales o iones de sulfuro de hidrógeno, H2S, sería de 0.00047ppm. ¿Cuántos miligramos de H2S se aceptarían en 2000L de solución?

DATOS Fórmula

⦋H2S⦌ = 0.00047 ppm V = 2000L

𝐩𝐩𝐦 = 𝐦𝐚𝐬𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 (𝐦𝐠)

𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢𝐨𝐧 (𝐋)

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑔) = (𝑝𝑝𝑚)(𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝐿)

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑔) = (0.00047𝑝𝑝𝑚)(2000 𝐿) mH2S = 0.94 mg = 0.00094 g

Resuelve el siguiente problema. Los síntomas de envenenamiento por plomo se manifiestan si su concentración en la sangre es de 0.8 ppm en los adultos y de 0.4 ppm en los niños. Después

de tomar leche contaminada con plomo, se determinó que una persona adulta tenía una concentración de plomo en su sangre equivalente a 70 microgramos de plomo por cada 100 ml de sangre. ¿Cuál es la concentración de plomo en la sangre en ppm?, ¿Podrías esperar que presente síntomas de envenenamiento?

II. UNIDADES QUÍMICAS. Trabajan con la unidad mol, que como recordarás, indica el número de partículas (átomos, iones o moléculas) de un soluto. 1. CONCENTRACIÓN MOLAR, M. Es el número de moles de soluto que hay por cada litro de disolución. Por ejemplo, en una disolución de ácido sulfúrico 0.5M (0.5 molar), indica que hay 0.5 moles de ácido sulfúrico disueltos en cada litro de disolución. Esta unidad de concentración es utilizada en los cálculos de pH.

𝑴 = 𝒏𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝑽𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏

Los jugos gástricos son un líquido claro segregado por las mucosas del estómago, conteniendo en su mayoría ácido clorhídrico, HCl. Se considera un


41

Química II

ácido fuerte que sirve para degradar los alimentos, tiene una concentración de 0.03Molar. ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico hay en un litro de jugos gástricos?

DATOS SUSTITUCION ⦋HCl⦌= 0.03 M = 0.03 mol/L Vsolución = 1L

𝐌 = 𝐧𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨

𝐕𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧

Despejando los moles:

𝐧𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 = 𝐌(𝐕𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧)

nsoluto = (0.03 molL⁄ )(1L)

nsoluto = 0.03 mol Sin embargo, no piden el número de moles, sino la masa de ácido clorhídrico, por lo que se deben convertir esos moles en gramos. Para eso, se debe calcular primero la masa molar.

Elemento químico

Peso atómico

Número de átomos

Peso total (Peso atómico*número de átomos)

H 1 1 1

Cl 35 1 35

Total → 36 g/mol

Y entonces calcular la masa: 𝒎 = 𝒏 (𝑷𝑴)

m = 0.03mol(36g

mol⁄ )

𝑚 = 1.08 𝑔 de HCl

Resuelve los siguientes problemas. 1. El líquido de una batería ordinaria para automóviles es una solución acuosa de ácido sulfúrico 5M. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 500

ml de solución? 2. El ácido nítrico (HNO3) tiene una densidad de 1.42 g/ml y una concentración de 16M.

Recuerda que la densidad se calcula como 𝝆 =𝒎

𝑽.

3. Se preparó un litro de una solución con una molaridad de 0.1M, si se utilizaron 7.5 g de un cloruro; ¿cuál de los siguientes cloruros puede ser el que se utilizó? a) ZnCl2 b) CaCl c) KCl d) FeCl3

Resuelve de manera individual los ejercicios propuestos en tu guía didáctica en la página 89-91. En plenaria aportar resultados.


42

Química II


Identifica las características de los ácidos y las bases, así como las características de los compuestos de la Química Orgánica y su importancia industrial y biológica. Esquema de la sesión

Ver Video educativo. “Ácidos, bases y pH”, página 95 de la guía didáctica. Imagina que estás en tu casa, menciona en plenaria por lo menos tres ácidos y tres bases que reconoces en tu cocina, baño o recámara. ¿Qué características tienen?

CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES. En tu vida diaria te encuentras en contacto con una infinidad de sustancias: alimentos, bebidas, medicamentos, productos de limpieza, fertilizantes, pinturas, cremas, jabones y shampoos, etcétera; una amplia gama de compuestos. Todos ellos tienen propiedades y características, físicas o químicas que las identifican, como sabor, color, pH o grado de acidez. El pH y el grado de acidez nos indican la naturaleza ácida o básica de una sustancia. Así por ejemplo, el sabor del limón o del yogurt natural es agrio, ambos tienen tendencias ácidas, con valores de pH menores de 7. Por otro lado, el jabón o algunos medicamentos como los antiácidos tienen un sabor amargo, además de que, al tocarlos, dan una sensación resbalosa, como el jabón. Su tendencia es alcalina y sus valores de pH mayores de 7. En la siguiente tabla, se te muestra las principales características de los ácidos y las bases.

Se

sió

n III

Ácidos y bases

Características

Teorías ácido-base

pH

Química del carbono

Configuración electrónica

Hibridación y Geometría molecular

Fórmulas

Isómeros

Tipos de cadenas

Grupos funcionales Grupo 1. Hidrocarburos


43

Química II

Tabla 3.1. Características de ácidos y bases.

ÁCIDOS BASES

- Tienen sabor acre, agrio. Como el limón, sabor característico del ácido cítrico que contiene. - Son corrosivos para la piel. - Los ácidos vuelven rojo el papel indicador azul y causan el cambio de color de muchos indicadores químicos. - Enrojecen ciertos colorantes vegetales. - Disuelven sustancias que el agua no puede disolver, como proteínas. - Reaccionan violentamente con los metales, como el magnesio o el zinc, desprendiendo hidrógeno gaseoso (H2). - Pierden sus propiedades ácidas al reaccionar con hidróxidos, formando sales y agua. - La disolución acuosa de los ácidos conducen la corriente eléctrica porque se ionizan de forma total o parcial, es decir, son electrolitos. - Su pH es menor de 7.

- Tienen sabor amargo, como el jabón. - Suaves al tacto, pero corrosivos para la piel. - Las bases vuelven azul el papel indicador rojo y causan el cambio de color de muchos indicadores químicos. - Dan un color azul a ciertos colorantes vegetales. - Disuelven sustancias que el agua no puede disolver, como grasas. - Precipitan sustancias disueltas por ácidos. - Pierden sus propiedades básicas al reaccionar con ácidos, formando sales y agua. - Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica porque las bases se ionizan o se disocian, son electrolitos. - Su pH es mayor de 7.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE. A lo largo de la historia, varios científicos han tratado de explicar las causas que determinan las características de los ácidos y bases, por lo cual se han propuesto diversas teorías sobre su formación, comportamiento y definición. Tabla 3.2. Teorías ácidos-base.

Teoría Ácido Base Característica

Arr

hen

ius

Los ácidos en disolución acuosa se disociaban formando iones positivos de Hidrógeno (H+).

Las bases en disolución acuosa se disociaban formando iones negativos de Hidróxido (OH-).

Explica las reacciones de neutralización, en las que un ácido y una base producen sal y agua.

Brö

nste

d

-Lo

wry

Un ácido es una sustancia capaz de donar protones.

Una base es una sustancia capaz de aceptar protones.

Explica el concepto de ácidos y bases fuertes y debiles; así como el cálculo matemático la constante de ionización y pH.

Lew

is Un ácido es una

sustancia que puede aceptar un par de electrones.

Una base es una sustancia capaz de donar o compartir un par de electrones.

Explica el concepto de anfótero, una sustancia que puede comportarse como ácido o base dependiendo de las condiciones.


44

Química II

Figura 3.1. Principales Teorías ácido-base.

POTENCIAL DE HIDRÓGENO. En 1909, el químico danés Sören Peter Lauritz Sörensen (1868-1939) definió la escala de pH como un modo simple de expresar la concentración del ión Hidrógeno, [H+]. Escogió la letra p del vocablo alemán potenz, poder. Por esa razón, el pH significa potencial de hidrógeno. Matemáticamente, el concepto de pH nace a partir de la disociación de la molécula de agua, la cual tiene carácter anfótero, ya que es capaz de disociarse en iones ácidos de Hidrógeno ⦋H+⦌ y en iones básicos de oxhidrilo ⦋OH-⦌:

𝐻2𝑂 → 𝐻+ + 𝑂𝐻− La expresión matemática de la constante de ionización, Kw, queda dada por la concentración molar de los iones Hidrógeno ⦋H+⦌ y en iones oxhidrilo ⦋OH-⦌:

𝐾𝑤 = [𝐻+][𝑂𝐻−]

Donde experimentalmente se ha encontrado que a 25°C, Kw tiene un valor de 1 x 10-14.

Esta constante tiene el mismo valor para todas las soluciones acuosas, así sean soluciones

ácidas o básicas, por lo que, al aumentar la concentración de iones Hidrógeno [H+],

disminuye la concentración de iones oxhidrilo ⦋OH-⦌, o viceversa. Si la constante de

ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:

𝐾𝑤 = 1𝑥10−14

Si: 𝐾𝑤 = [𝐻+][𝑂𝐻−]

Entonces:

1𝑥10−14 = [𝐻+][𝑂𝐻−]

Aplicando propiedades de los logaritmos:

Log 1𝑥10−14 = Log[𝐻+][𝑂𝐻−]

Log 1𝑥10−14 = Log[𝐻+] + Log[𝑂𝐻−]

Al multiplicar por -1:

14 = −Log[𝐻+] − Log[𝑂𝐻−]

Si sustituimos el -Log por “p”:

14 = p[𝐻+] + p[𝑂𝐻−]

y cambiamos [H+] por H y ⦋OH-⦌ por OH:

𝟏𝟒 = 𝐩𝐇 + 𝐩𝐎𝐇 Por lo tanto, el pH se calcula en base al logaritmo negativo de una concentración de iones Hidrógeno, [H+].

𝐩𝐇 = −𝐋𝐨𝐠 [𝐇+]


45

Química II

De igual manera, el pOH se calcula en base al logaritmo negativo de una concentración de iones oxhidrilo, ⦋OH-⦌:

𝐩𝐎𝐇 = −𝐋𝐨𝐠 [𝐎𝐇−] Con los valores de las concentraciones, puedes determinar la tendencia ácida o básica de un compuesto:

• Disoluciones ácidas: [𝐇+] > [𝑶𝐇−] [𝐇+] > 𝟏 𝐱 𝟏𝟎−𝟕𝐌 ∴ 𝐩𝐇 < 𝟕

• Disoluciones neutras: [𝐇+] = [𝑶𝐇−] [𝐇+] = 𝟏 𝐱 𝟏𝟎−𝟕𝐌 Así que su pH =7

• Disoluciones básicas: [𝐇+] < [𝑶𝐇−] [𝐇+] < 𝟏 𝐱 𝟏𝟎−𝟕𝐌 ∴ 𝐩𝐇 > 𝟕

Teniendo el valor de la concentración del ácido, representado por los iones Hidrógeno [H+], o de los iones oxhidrilo [OH-]; puedes calcular el pH o el pOH según sea el caso.

Figura 3.2. Escala de pH y pOH.

El pH es de gran utilidad para medir la tendencia ácido-base. En medicina, ayuda a mantener un equilibrio de algunas vías metabólicas, y en general, el buen funcionamiento de nuestro organismo. El pH en el cuerpo humano varía entre 7.35-7.45. Existen dos tipos de variación anormal de pH: la acidosis y alcalosis, ya sea a nivel respiratorio o metabólico. Nuestro cuerpo, por medio de la homeostasis va regulando este intervalo de pH, ya sea aumentando o disminuyendo la cantidad de Oxígeno en pulmones o variando la concentración de bicarbonato o iones Hidrógeno en los riñones. En la industria alimentaria es importante el concepto de pH, pues es un parámetro del grado de conservación y estado de los alimentos, ya que un alimento altera su composición química por una invasión bacteriana.

Los jugos gástricos contienen en su mayoría ácido clorhídrico, HCl, el cual puede lastimar el estómago cuando no tiene alimentos que degradar. Su concentración es de 0.03Molar. ¿Cuál sería su pH?

𝐩𝐇 = −𝐋𝐨𝐠 [𝐇+] 𝐩𝐇 = −𝐋𝐨𝐠 [𝟎. 𝟎𝟑] 𝐩𝐇 = 𝟏. 𝟓𝟐

En la escala de pH, se considera un ácido muy fuerte

Realiza los cálculos que corresponda, ya sea para calcular el pH o pOH o bien para encontrar la concentración de iones Hidrógeno [H+] o de los iones oxhidrilo [OH-]. Comenta en plenaria tus resultados.


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Química II

1. ¿Cuál es el pH de una solución desconocida que tiene una concentración de iones hidrógeno de 4.9x10-5 M?, ¿es un ácido o una base? 2. ¿Cuál será la concentración de iones de hidrógeno de una solución que tiene un pOH de 5.6? 3. ¿Cuál será la concentración de iones de hidrógeno de una solución que tiene un pH de 8.3?, ¿se podría considerar fuerte o débil? 4. ¿Cuál es el pH y pOH de una solución que tiene una concentración de iones de oxhidrilos de 1.65 x10-10 M?, ¿es un ácido o una base?, ¿se podría considerar fuerte o débil? 5. La concentración de [OH-] en cierta solución amoniacal para limpieza doméstica es de 0.0056 M. Calcula la concentración de iones H+ y el pH.

QUÍMICA DEL CARBONO. La Química Orgánica, llamada Química del Carbono, existe gracias a las propiedades únicas del átomo de Carbono: en primeras tiene una configuración atómica donde su pequeño volumen hace que el núcleo ejerza fuertemente su influencia electrónica con otros elementos. Por otro, es un elemento capaz de unirse entre sí, formando largas cadenas y en tercera, esas cadenas pueden ser con simples, dobles o triples ligaduras. En combinación con unos pocos elementos (Hidrógeno, Oxígeno y Nitrógeno, sobre todo, y también de los Halógenos, Azufre y Fósforo), forman una diversidad extensa de compuestos químicos. El carbono tiene dos campos de estudio muy importante:

a. El de las macromoléculas sintéticas, que son muy importantes para la industria y la tecnología debido a que con su estudio se han logrado grandes avances en el campo de los alimentos, textiles, energía, medicina, entre muchos otras.

b. El de las macromoléculas naturales, que involucra las cuatro biomoléculas que dan lugar a la vida, desde los organismos más pequeños y simples hasta los más complejos: las proteínas, los lípidos, los carbohidratos y los ácidos nucleicos.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL CARBONO.

El Carbono (C), se encuentra en el grupo IVA, con número atómico 6, 6C, por lo tanto sus configuraciones son:

1s2, 2s2, 2p2

Configuración Electrónica Configuración gráfica Configuración Lewis

En 1858 Fredich Agust Kekulé von Stradonitz y Archibald Scott Couper explicaron que el carbono forma 4 enlaces, es decir el tetravalente. Años más tarde, Jacobus Herriws Hoff sugirió que estos cuatro enlaces no estaban distribuidos al azar, sino que se ubicaban en los vértices de un tetraedro. Esto sugiere que en un enlace entre el Carbono e Hidrógeno, la molécula más sencilla sería el metano (CH4), puesto que el carbono tiene una

electronegatividad de más 4 y el hidrógeno +1, por lo que cada átomo de Carbono podría enlazarse a 4 átomos de Hidrógeno.


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Química II

Ver Video educativo. “Hibridación del carbono y compuestos orgánicos”, página 107 de la guía didáctica.

HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR DEL CARBONO. La explicación de que el carbono presente una valencia de 4 se basa en un fenómeno denominado hibridación, la cual consiste en la combinación de orbitales atómicos incompletos puros, para formar nuevos orbitales híbridos con diferentes formas, orientaciones, con características de los orbitales que le dieron origen. Tabla 3.3. Características de los tipos de hibridación del carbono.

Características HIBRIDACIÓN

sp sp2 sp3

Descripción. Combinación del orbital

2s con 2px (Directamente)

Combinación del orbital 2s con 2px

(indirectamente) y 2py (Directo)

Combinación del orbital 2s con 2px,

2py (indirecto) y 2pz (Directo)

Representación electrónica

Tipo de enlace Covalente

Triples como los alquinos

Dobles como los alquenos

Simples, como los alcanos

Geometría molecular

Plana y lineal Trigonal Tetraédrica

Representación gráfica

Ángulo de separación

180° 120° 109.5°

Al hacer tus cadenas de carbono, siempre debes contar 4 posibles enlaces:


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Química II

Nuevos orbitales

2sp (1 Sigma) 2p (2 Pi)

3 sp2 (1 Sigma) 3 1p (1 Pi)

4 sp3

(4 sigma)

Ejemplo

Etino CH Ξ CH

Eteno

CH2 = CH2

Etano

CH3 - CH3

CLASIFICACIÓN DE LAS FÓRMULAS QUÍMICAS. Los compuestos que conforman la química orgánica pueden representarse a través de fórmulas químicas.

El hexano es utilizado como disolvente para algunas pinturas y procesos químicos y para quitar etiquetas de precios ya que disuelve el pegamento con que se adhieren. Al representar la cadena del hexano, un alcano de seis carbonos, lo haremos de la siguiente manera:

Condensada Semidesarrollada C6H14 CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3

Fórm

ula

s

Condensada

(Molecular)

Indica la cantidad de átomos de cada elemento en el

compuesto.C4H10

Semidesarrollada

Indican cómo están formados los grupos del átomo (que conforman al compuesto)

mediante líneas

CH3-CH2-CH2-CH3

Desarrollada

Se expresa en su totalidad todos los enlaces químicos a

través de guiones y ubicación de los átomos.

De esqueleto (o estructura de cuñas)

Los carbonos se representan mediante vértices o

intersecciones entre líneas. En caso de haber otros elementos, se indican.


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Química II

Desarrollada Esqueleto o cuñas

Completa la tabla escribiendo el tipo de fórmula según sea el caso. Comenta en plenaria tus resultados.

Condensada Semidesarrollada Desarrollada Esqueleto o

cuñas

C7H16

CH3-CH2-CH3

TIPOS DE CADENA. Los compuestos orgánicos se pueden representar en sus fórmulas semidesarrollada y desarrolladas en distintos tipos de cadena. Tabla 3.4 Tipos de cadenas.

Alifáticos o acíclicos (Cadenas abiertas)

Por su tipo de enlace

Saturados Alcanos CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

n-Pentano

Insaturados

Alquenos CH3 = CH2 - CH2 - CH2 - CH3

1-Penteno

Alquinos CH3 = CH2 - CH2 - CH2 - CH3

1-Pentino

Por su estructura

Lineales CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

n-Hexano

Ramificados

3-etil-2-metilhexano

Cíclicos (Alicíclicos o Cadenas cerradas)

Alicíclicos Cicloalcanos


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Química II

Cicloalquenos

Cicloalquinos

Aromáticas (Bencénicas)

Homogéneas (Carboxílicos)

Heterogéneas

ISÓMEROS. Fenómeno que se presenta en aquellos compuestos químicos con la misma fórmula molecular y composición, pero diferente estructura de átomos. A los compuestos que la presentan se les llama isómeros.

1. ISOMERÍA ESTRUCTURAL. Se presenta cuando, a pesar de tener el mismo número de átomos de cada clase, las uniones entre ellos son diferentes en uno y otro compuesto, es decir, se basa en las diferencias existentes en la ordenación y/o unión de los átomos en las moléculas. Estas diferencias en la estructura del esqueleto carbonado permiten que se puedan clasificar en: a) De cadena. Presente en aquellos compuestos cuyos átomos están enlazados de manera que muestran estructuras de cadena distinta

b) De Posición Presente en aquellos compuestos que tienen la misma estructura básica, así como también el mismo grupo funcional, pero en diferente posición

Estructural

De cadena De posición De función

Estereoisómeros

Geométricos Ópticos


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Química II

Un caso especial en los isómeros de posición son los anómeros. Los anómeros son isómeros que se presentan en los carbohidratos de más de cinco carbonos, los cuales han desarrollado una unión hemiacetálica, lo que le permite tomar una estructura cíclica y determinar dos diferentes posiciones para uno de sus grupos hidroxilo, la posición alfa o la beta.

c) De Función. Presente en aquellas moléculas con la misma fórmula condensada pero distinta de grupo funcional (por su estructura)

2. ESTEREOISOMERÍA (ISOMERÍA ESPACIAL) Tipo de isomería que presentan las moléculas con las misma estructura y composición, pero diferente distribución espacial (estructura tridimensional) a) Geométrica. Propia de los compuestos que presentan un doble enlace entre sus carbonos y se produce por la falta de giros entre sus átomos ya que la doble ligadura le da rigidez a la estructura molecular Los átomos que se encuentran unidos a los carbonos con doble ligadura pueden estar dirigidos en distintas posiciones. Si los grupos funcionales se encuentran del mismo lado del plano se dice que tiene posición CIS, en caso de estar en planos diferentes se les denomina posición TRANS.

Cis-2-buteno Trans-2-buteno


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Química II

b) Ópticos: Enantiómeros. Se presenta cuando dos compuestos tienen sus átomos orientados tridimensionalmente de forma diferente entre sí. Este tipo de moléculas tiene la característica de hacer girar el plano de la luz polarizada. Aquellos compuestos que hacen girar el plano de la luz hacia la derecha se llaman dextrógiros (D), y los que hacen girar a la izquierda, levógiros (L).

Esta isomería se presenta en moléculas que tienen por lo menos un átomo de carbono, carbono quiral, al cual se hallan unidos 4 grupos diferentes, lo que conlleva a la formación de dos estructuras, no superpuestas, que son la imagen en el espejo una de la otra.

Ver Video educativo. “Estructura del carbono, compuestos e isomería”, página 108 de la guía didáctica. Elabora un mapa mental sobre los tipos de isómeros.

Analiza las siguientes estructuras y escribe sobre la línea que tipo de isómero representa. Verifica en plenaria tus resultados.

_____________________________ _____________________________

_____________________________ _____________________________

_____________________________ _____________________________

CLASIFICACIÓN DE LOS GRUPOS FUNCIONALES EN QUÍMICA ORGÁNICA. Un grupo funcional es un átomo o moléculas que siempre reaccionan de una forma determinada; además, es la parte de la molécula responsable de su comportamiento químico ya que le confiere propiedades que le caracterizan. Muchos compuestos orgánicos contienen más de un grupo funcional.


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Química II

Los compuestos orgánicos se dividen en hidrocarburos, donde incluimos los alcanos, alquenos, alquinos y los aromáticos (arenos). Por otro lado, hay tres grupos que además de incluir al Carbono y al Hidrógeno, también contienen halógenos (los halogenuros de alquil), Oxígeno (compuestos oxigenados) y Nitrógeno (compuestos nitrogenados). Tabla 3.5. Grupos funcionales orgánicos.

Tipo Nombre del

grupo funcional Formula general

Grupo funcional

Ejemplo

Hidrocarburos

Alcanos (Parafinas)

CnH2n+2

Etano CH3 - CH3

Alquenos (Olefinas)

CnH2n

Eteno (etileno) CH2 = CH2

Alquinos (Acetilenos)

CnH2n-2 Etino (acetileno)

CH Ξ CH

Aromáticos C6H6

Derivados del benceno

Benceno

Halogenuros Derivados de

halógenos

R-CH2-X

Halogenuro de alquil

-CH2-X Cloruro de metilo

CH3-Cl

Compuestos oxigenados

Alcohol R - OH

Hidroxilo -OH

Etanol

(alcohol etílico)

Éteres R - O - R’

Oxi - O -

Metoxietano

Ésteres R - COO - R’

Alcoxicarbonilo

Metanoato de etilo

Aldehídos R - CHO Carbonilo

Propanal

Cetonas R - CO - R’ Carbonilo

Propanona

Ácidos carboxílicos

R - COOH Carboxilo

Ácido propanoico

Compuestos nitrogenados

Aminas R- NH2 Amino

- NH2

Etilamina

Amidas R- CO - NH2

Amida

Butiramida

Nitrilos R – C Ξ NH2 – C Ξ N Propanonitrilo


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Química II

Nitrocompuestos R – NO2 – NO2 Nitroetano

Veamos a continuación cada uno de los grupos funcionales, sus características y la forma

en la que vamos a nombrar cada compuesto orgánico.

GRUPO I. HIDROCARBUROS. Son compuestos formados únicamente por átomos de Carbono e Hidrógeno, de ahí su nombre. Forman largas cadenas de átomos de Carbono enlazados entre sí, llamados polímeros. Son los compuestos básicos de la química orgánica y de vital importancia en el sector industrial, pues de aquí encontramos derivados del petróleo como gasolina, gas para cocinar, plásticos, entre otros. Los hidrocarburos se clasifican en:

1. Alifáticos. Que son cadenas abiertas, lineales o con ramificaciones. Se dividen en: a. Saturados: compuestos de enlaces sencillos, llamados alcanos. b. Insaturados: llamados así porque les hace falta uno o dos pares de Hidrógenos

en sus cadenas homólogas a los alcanos. Pueden ser alquenos (con dobles ligaduras) y alquinos (triple ligaduras).

2. Alicíclicos (o cíclicos). Compuestos por átomos de carbono encadenados formando uno o varios anillos, algunas con ramificaciones. Pueden ser cicloalcanos, cicloalquenos o cicloalquinos, según el tipo de enlace que presenten.

3. Aromáticos. Constituyen un grupo especial de compuestos cíclicos que contienen benceno, un anillo de seis carbonos que alterna enlaces sencillos y dobles. Sus derivados llevaran algún otro grupo funcional, como el hidroxilo (OH) en el fenol o el grupo amino (NH2) en la anilina.

1. Hidrocarburos alifáticos. Son hidrocarburos de cadena abiertas, es decir, que no forman ciclos. Pueden ser lineales o tener ramificaciones. En este grupo pertenecen los alcanos, alquenos y alquinos. Tabla 3.6. Características de los hidrocarburos alifáticos.

Propiedad Alcanos

(Parafinas) Alquenos (Olefinas)

Alquinos (Acetilenos)

Tipo de enlace

Simple Doble Triple

Hibridación sp3 sp2 sp

Enlaces de hibridación

4 sp3

(4 sigma) 2 sp2 (1 Sigma)

1 sp2 con un 1p (1 Pi) 2sp (1 Sigma)

2p (2 Pi)

Fórmula CnH2n+2 CnH2n CnH2n-2

Sufijo para nomenclatura

-ano -eno -ino

Compuestos Saturados Insaturados Insaturados

Propiedades físicas

Los primeros C4 son gaseosos, del C5-C16 son líquidos y después de C17 son sólidos. Insolubles en agua, pero solubles en compuestos orgánicos. Su punto

Del C2-C4 son gaseosos, del C5-C15 son líquidos y después de C16 son sólidos. Insolubles en agua, pero solubles en compuestos orgánicos o en solventes no polares. Su punto de fusión y de

Del C2-C3 son gaseosos, del C4-C14 son líquidos y después de C15 son sólidos. Insolubles en agua (aunque el acetileno es ligeramente soluble), pero solubles en compuestos orgánicos o


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Química II

de fusión y de ebullición, así como su densidad aumenta según aumenta la cantidad de carbonos.

ebullición, así como su densidad aumenta según aumenta la cantidad de carbonos.

en solventes no polares. Su punto de fusión y de ebullición, así como su densidad aumenta según aumenta la cantidad de carbonos.

Propiedades químicas

Poco reactivos debido a la fuerza de su enlace y su baja polaridad. Su combustión es exotérmica. Reaccionan con halógenos.

Debido a que son compuestos insaturados, presentan fácilmente reacciones de adición. Presentan también reacciones de combustión. Cuando presentan más de un enlace doble, se llaman dienos.

Debido a que son compuestos insaturados, presentan fácilmente reacciones de adición. Presentan también reacciones de combustión.

Los nombres sistemáticos se forman al unir dos términos, el primero con un prefijo numeral y el segundo con la terminación del hidrocarburo en cuestión; así los alcanos se nombran con el sufijo -ano, los alquenos con el sufijo -eno y los alquinos con -ino. Tabla 3.7. Nomenclatura de las cadenas hidrocarbonadas.

#C PREFIJO

TERMINACIÓN

ALCANOS (-ano)

ALQUENOS (-eno)

ALQUINOS (-ino)

1 MET Metano - -

2 ET Etano Eteno Etino

3 PROP Propano Propeno Propino

4 BUT Butano Buteno Butino

5 PENT Pentano Penteno Pentino

6 HEX Hexano Hexeno Hexino

7 HEPT Heptano Hepteno Heptino

8 OCT Octano Octeno Octino

9 NON Nonano Noneno Nonino

10 DEC Decano Deceno Decino

Elabora las estructuras químicas de los primeros 6 alcanos, alquenos y alquinos, tanto en fórmula condensada como semidesarrollada. Por ejemplo:

Fórmula Etano Eteno Etino Condensada C2H6 C2H4 C2H2

Semidesarrollada CH3 − CH3 CH2 = CH2 CH ≡ CH Grupos alquilo Los compuestos orgánicos no solo se presentan en cadenas lineales, sino también tienen ramificaciones o sustituyentes, llamados grupos alquilo (-R). Estos grupos se forman por la eliminación de un átomo de Hidrógeno de una cadena hidrocarbonada, quedando el Carbono listo para enlazarse a una cadena principal más grande. Su nombre sistemático también considera los prefijos ya mencionados, pero con el sufijo -il o -ilo. Tabla 3.8. Grupos alquilos más comunes.

Alcano Isómeros alquil

Metano Metil


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Química II

Etano

Etil

n-Propano

Propil (propilo)

Isopropilo

n-Butano

Butil (butilo)

Isopropil

Sec-butil

Terbutil

n-Pentano

Pentil (pentilo)

Isopentil

Neo-pentil

Terpentil

a. Alcanos También llamados hidrocarburos parafínicos. Son cadenas saturadas porque sus Carbonos solo presentan enlaces sencillos y sus cuatro electrones están unidos a átomos de Hidrógeno. Su fórmula general es CnH2n+2. Son ampliamente utilizados en la industria como combustible (gas butano o gas LP), solventes (gasolina), lubricantes, ceras y parafinas, asfaltado (chapopote) o productos cosméticos (Vaselina).

NOMENCLATURA DE ALCANOS 1. Se identifica y nombra la cadena principal, la cual debe ser la más larga. Es recomendable remarcar esta cadena con color. Se nombra según el prefijo numérico y la terminación -ano.

Octano

2. Se enumeran los carbonos, partiendo del extremo más cercano a la ramificación. Si hay dos sustituyentes en la misma distancia, se usa el orden alfabético para decidir como numerar.

3. Se identifican las ramificaciones, indicando en que número de carbono se ubica y su nombre. Las ramificaciones siempre llevan el sufijo -il.

Tal como menciona el video de “Hidrocarburos”, es recomendable tener a la mano las reglas de la nomenclatura orgánica. Puedes anotarlas en el formulario que hiciste en la primera sesión, o bien, copiarlas en tarjetas.


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Química II

4. Si en la cadena principal hay el mismo sustituyente dos o más veces, se escriben los números que indican su posición, separados con comas y se acompañan del prefijo numeral di, tri, tetra, penta, etc. Los sustituyentes se nombran en orden alfabético tomando como primera letra el nombre de la ramificación, no del prefijo numeral.

4-etil-2,5-dimetil

5. El nombre del compuesto se escribe en una sola palabra, los nombres de los sustituyentes se separan de los números mediante guiones y los números entre comas. El último sustituyente se une al nombre de la cadena principal.

4-etil-2,5-dimetiloctano

Nombra los siguientes alcanos ramificados. Verifica en plenaria tus resultados.

1.

2.

3.

4.

5.

6.


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7.

8.

9.

10.

b. ALQUENOS Y ALQUINOS Los alquenos (olefinas) y los alquinos (acetilenos) son cadenas insaturadas. Los alquenos, presentan dobles enlaces entre dos átomos de carbono, y los otros dos electrones se unen a átomos de Hidrógeno. Su fórmula general es CnH2n. En el caso de los alquinos, presentan triples ligaduras entre dos átomos de carbono, así que el electrón restante se une a un átomo de Hidrógeno. Su fórmula general es CnH2n-2.

Alquenos Alquinos

NOMENCLATURA DE ALQUENOS Y ALQUINOS. Las siguientes reglas sirven para nombrar cadenas hidrocarbonadas insaturadas, lo único que cambiaría en la nomenclatura es el tipo de enlace que hay en la cadena principal. Es decir, si en la cadena principal hay enlaces dobles, el compuesto es un alqueno. De igual manera, si hay triples enlaces, será un alquino. 1. Se identifica y nombra la cadena principal, la cual debe ser la más larga, debe contener los dobles o triples enlaces. Es recomendable remarcar esta cadena con color.

Octeno

Octino

2. En alquenos y alquinos, se empieza a enumerar del doble o triple enlace más cercano.

Octeno

Octino


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Química II

3. Se identifican las ramificaciones, indicando en que número de carbono se ubica y su nombre. Las ramificaciones siempre llevan el sufijo -il.

Octeno

Octino

4. Si en la cadena principal hay el mismo sustituyente dos o más veces, se escriben los números que indican su posición, separados con comas y se acompañan del prefijo numeral di, tri, tetra, penta, etc. Los sustituyentes se nombran en orden alfabético tomando como primera letra el nombre de la ramificación, no del prefijo numeral. Se aplica igual en caso de que haya más de dos o triples enlaces, el prefijo irá antes de los sufijos -eno o -ino, según el caso.

5-etil-4,7-dimetil

5-etil-4,7-dimetil

5. El nombre del compuesto se escribe en una sola palabra, los nombres de los sustituyentes se separan de los números mediante guiones y los números mediante comas. El último sustituyente se une al nombre de la cadena principal.

5-etil-4,7-dimetilocteno

5-etil-4,7-dimetiloctino

6. Si se tuvieran cadenas con dobles y triples enlaces, se nombran primero el número donde se ubican los dobles enlaces suprimiendo la -o- de la terminación -eno. Después, se indica la ubicación del triple enlace, y se termina con el sufijo -ino. Siempre separando con guiones. Por ejemplo:

1-penten-3-ino

Nombra los siguientes alquenos y alquinos ramificados. Verifica en plenaria tus resultados.

1.

2.

3.


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Química II

4.

5.

6.

7.

8.

9.

10.

11.

12.

2. HIDROCARBUROS ALICÍCLICOS. En muchos compuestos orgánicos los átomos de Carbono forman cadenas cerradas o cíclicas, llamadas alicíclicos (compuestos alifáticos cíclicos): los cicloalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos. a. Cicloalcanos. Son compuestos con Carbono e Hidrógeno en los cuales los átomos de Carbono forman una cadena cerrada unidos con enlaces sencillos. Su fórmula general es: CnH2n.

Para nombrarlos se sigue las mismas reglas que en los alcanos, solo que se le debe indicar el prefijo ciclo- a la cadena principal. Puede trabajar como ramificaciones si la cadena principal tiene más carbonos que el cicloalcano, su terminación sería -il. Por ejemplo:

2-ciclopropil-butano


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Química II

b. Cicloalquenos. Son compuestos con Carbono e Hidrógeno en los cuales los átomos de Carbono forman una cadena cerrada unidos con enlaces sencillos y dobles. También se le conoce como ciclolefinas.

Para nombrarlos se sigue las mismas reglas que en los alquenos, solo que se le debe indicar el prefijo ciclo- a la cadena principal. Por ejemplo:

5-metil-1,3-ciclopentadieno 3,4,5-trimetil-ciclohexeno c. Cicloalquinos. Son compuestos con Carbono e Hidrógeno en los cuales los átomos de Carbono forman una cadena cerrada unidos con enlaces sencillos y triples.

Para nombrarlos se sigue las mismas reglas que en los alquinos, solo que se le debe indicar el prefijo ciclo- a la cadena principal. Por ejemplo:

2,6-dimetil-1-eno-3cicloheptino Nombra los siguientes hidrocarburos alicíclicos. Verifica en plenaria tus resultados.

1.

2.

3.

4.

5.

6.


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Química II

3. HIDROCARBUROS AROMÁTICOS. Nomenclatura de los hidrocarburos aromáticos (arenos) Son compuestos cíclicos, con tres dobles ligaduras conjugadas con muy buena estabilidad electrónica. Debido a que varios derivados poseen un olor agradable e intenso se les denomina aromáticos, sin embargo, son tóxicos. Debido a su alto peso molecular, estos compuestos son líquidos o sólidos a CN. La base para nombrar a estos compuestos es el anillo de benceno (C6H6).

Sus derivados monosustituidos más comunes son:

Para nombrar los bencenos ramificados se siguen las siguientes reglas. 1. En caso de haber dos sustitutos en diferente posición, se usan los prefijos m- (meta) para indicar que están en la posición C1-C2, o- (orto) para indicar la posición C1-C3 y la p- (para) en las posiciones C1-C4.

2. En caso de haber más de dos sustitutos, se asignan números los mas bajos posibles a las posiciones. Si es el mismo sustituyente dos o más veces, se escriben los números que indican su posición, separados con comas y se acompañan del prefijo numeral di, tri, tetra, penta, etc. Los sustituyentes se nombran en orden alfabético tomando como primera letra el nombre de la ramificación, no del prefijo numeral.

1,3,5-trimetilbenceno

1-bromo-2,3-dimetilbenceno

1,2,4-trinitrobenceno

3. En caso de tener derivados monosustituidos, identificarlos y nombrar las ramificaciones.

Metilanilina (m-toluidina)

3-metilfenol (m-cresol)

Trinitrotolueno

(TNT)


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Química II

4. En ocasiones, el benceno trabaja como grupo alquil, tomando el nombre de fenil-. Esto ocurre cuando las cadenas llevan dobles o triples ligaduras o bien cuando las cadenas que lo acompañan son largas.

Fenil-eteno

(Vinilbenceno o estireno)

Fenil-pentano

2-fenil-4-metilhexano

Nombra los siguientes hidrocarburos aromáticos.

1.

2.

3.

4.

5.

6.

Ver Video educativo. “Hidrocarburos, propiedades y usos”, página 132

de la guía didáctica. Participa en plenaria mencionando la importancia del

grupo 1. Hidrocarburos.


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Química II


Identifica las características de los compuestos de la Química Orgánica, así como su importancia industrial y biológica. Esquema de la sesión.

Ver Video educativo. “Grupos funcionales” ingresando a la liga: http://www.objetos.unam.mx/quimica/compuestosDelCarbono/grupos-funcionales/index.html. Elabora de manera individual 15 tarjetas de 8cm x 12cm (bibliográficas).

Coloca en el lado de enfrente el nombre del grupo funcional, su fórmula general y/o su grupo funcional, resaltándolo con color. Por el otro lado, indica su nomenclatura y un ejemplo. Apóyate de la tabla 3.5 y de los datos obtenidos en el video de la UNAM.

QUIMICA DEL CARBONO (Continuación) GRUPO II. HALOGENUROS DE ALQUILO. Aunque no son hidrocarburos propiamente dichos, se consideran derivados de estos debido a que se forman por reacciones de sustitución donde un Hidrógeno sale para dejar ingresar a un halógeno: Flúor (F), Cloro (Cl), Yodo (I) o Bromo (Br). Nomenclatura de halogenuros de alquilo. 1. Se identifica y nombra la cadena principal, la cual debe ser la más larga e incluir al halógeno. Es recomendable remarcar esta cadena con color.

Grupos funcionales

Grupo 2. Halogenuros de alquilo

Grupo 3. Compuestos oxigenados

Grupo 4. Compuestos nitrogenados

http://www.objetos.unam.mx/quimica/compuestosDelCarbono/grupos-funcionales/index.html



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Química II

2. Se enumeran los carbonos, los halógenos son más importantes que los grupos alquil, si

llegara a coincidir un alquil con un halógeno, se toma en cuenta la numeración más baja o

se le da preferencia al extremo donde se encuentre el halógeno. Si hay más de un halógeno,

se ordenan de mayor a menor electronegatividad.

En los alquenos y alquinos, son más importantes los enlaces múltiples que los halógenos. Por lo tanto, se nombra donde este más cerca la doble o triple ligadura.

8-cloro-4-deceno

3. El nombre de los halógenos se usan como prefijo, por lo que se indica la localización y su nombre. Se identifican las ramificaciones, indicando en que número de carbono se ubica y su nombre. Las ramificaciones siempre llevan el sufijo -il.

1-Cloro 4. Si en la cadena principal hay el mismo sustituyente dos o más veces, se escriben los números que indican su posición, separados con comas y se acompañan del prefijo numeral di, tri, tetra, penta, etc. Los sustituyentes se nombran en orden alfabético tomando como primera letra el nombre de la ramificación, no del prefijo numeral.

1-Cloro-4-etil-2,5-dimetil

5. El nombre del compuesto se escribe en una sola palabra, los nombres de los sustituyentes se separan de los números mediante guiones y los números entre comas. El último sustituyente se une al nombre de la cadena principal.

1-Cloro-4-etil-2,5-dimetilheptano

Nombra los halogenuros de alquilo que se te presentan a continuación.

1. _________________

2. _________________

3. _____________


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Química II

4. ______________________

5. _________________

6. _____________

GRUPO III. COMPUESTOS OXIGENADOS. Estos compuestos se caracterizan porque además de tener Hidrógenos y Carbonos en sus

cadenas, se presenta átomos de Oxígeno. Los grupos funcionales que pertenecen a los

compuestos oxigenados, por jerarquía química, son: los ácidos carboxílicos (R - COOH),

los aldehídos (R - CHO), las cetonas (R - CO - R’), los alcoholes (R – OH), los éteres (R -

O - R’) y los ésteres (R - COO - R’).

Tabla 4.1 Propiedades de los compuestos oxigenados.

Grupo funcional

Propiedades físicas Propiedades químicas

Ácidos carboxílicos

Del C1-C9 son líquidos, el resto son sólidos. Los C1-C4 son miscibles en agua, a partir del C5 son insolubles en agua. Son menos densos que el agua.

Contienen el grupo carboxilo (COOH). Son producto de la oxidación de los aldehídos. Tienen tendencia ácida. Reaccionan con bases formando sales (carboxilatos); reaccionan con metales en especial con los alcalinos. En la industria textil se utilizan para producir poliésteres y poliamidas.

Aldehídos

Los primeros dos son gaseosos. Del C3-C11 son líquidos y los demás sólidos. Son solubles en agua y compuestos orgánicos, pero disminuye su solubilidad conforme aumenta el peso molecular. Sus puntos de fusión y ebullición son mayores que los de sus correspondientes alcanos. Tienen olores penetrantes, después del C9 son de aroma agradable, por lo que son responsables de olor y sabor en algunas frutas y semillas.

Contienen el grupo carbonilo (COH). Se comportan como ácidos. Son más reactivos que las cetonas, ya que tienen estructuras moleculares más planas, por lo que presentan más enantiómeros. Por esta razón, en los carbohidratos, hay mayor variedad de isómeros en la familia de las aldosas. Presentan puentes de hidrógeno. Se pueden obtener mediante oxidación y deshidrogenación de alcoholes o por oxidación de halogenuros de alquilo.

Cetonas

Presentan puntos de ebullición más bajos que los alcoholes de su mismo peso molecular. Las cetonas de cadenas cortas son solubles en agua y a medida que aumenta el número de carbonos, disminuye su solubilidad. Las cetonas en general presentan un olor agradable, algunas forman parte de los compuestos utilizados en las mezclas que se venden como perfumes.

Contienen el grupo carbonilo (COH) unido a dos cadenas de hidrocarburos. Se comportan como ácidos. Son menos reactivos que los aldehídos, pues sus estructuras moleculares no son planas. Por esta razón, hay menor variedad de isómeros en la familia de las cetosas. Se pueden obtener mediante oxidación de alcoholes o hidratación de alquinos.

Alcoholes

Son de olor característico. Solubles en agua, aunque esta propiedad disminuye conforme aumenta su cadena de carbonos. La densidad de estos

Contienen el grupo hidroxilo (OH). Las disoluciones acuosas de alcoholes son de carácter ácido. Son compuestos polares por lo que forman puentes de


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Química II

compuestos es menor que la del agua, pero aumenta conforme aumenta el número de carbonos.

Hidrógeno. La oxidación de alcoholes forma compuestos carbonilos (aldehídos y cetonas). Al oxidar alcoholes primarios se obtienen aldehídos, mientras que la oxidación de alcoholes secundarios forma cetonas. La deshidratación de alcoholes produce alquenos.

Éteres

Los éteres presentan unos puntos de ebullición inferiores a los alcoholes, aunque su solubilidad en agua es similar. Son solubles en agua, ya que son compuestos no polares. Dada su importante estabilidad en medios básicos, se emplean como disolventes inertes en numerosas reacciones.

Contienen el grupo alcoxi (-O-) unido a dos cadenas de hidrocarburos. Tienen carácter ácido. Uno de sus métodos de obtención es por medio de las reacciones entre alcoholes y halogenuros de alquilo o deshidratación de alcoholes. Son compuestos muy estables y poco reactivos.

Ésteres

Los ésteres dan sabor y olor a muchas frutas y son los constituyentes mayoritarios de las ceras animales y vegetales. Pero las ilimitaciones de sus enlaces de hidrógeno los hace más hidrofóbicos que los alcoholes o ácidos de los que derivan, lo que los hace más volátiles que un ácido o alcohol de similar peso molecular. Muchos ésteres tienen un aroma característico, lo que hace que se utilicen ampliamente como sabores y fragancias artificiales. Los ésteres de bajo peso molecular son líquidos volátiles y los de mayor peso molecular son sólidos cristalinos inodoros.

Formados a partir de un ácido carboxílico al que se le añade una cadena orgánica que sustituye al Hidrógeno del grupo hidroxilo. Los ésteres también participan en la hidrólisis esterárica: la 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.

Te recomiendo revisar la jerarquía de los grupos funcionales orgánicos, lo puedes

encontrar en el anexo 2.

A. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS. Son compuestos que contienen al grupo carboxílico como grupo funcional cuya fórmula es R-COOH. Este grupo es ácido porque es capaz de donar un protón en solución acuosa a una base. Los ácidos carboxílicos son generalmente menos ácidos que los ácidos inorgánicos fuertes, pero más ácidos que el agua.

Los ácidos carboxílicos forman una serie de ácidos grasos que son extremadamente buenos para la salud humana. Los omega-6 y omega-3 son ácidos grasos esenciales que no son producidos por el cuerpo. Ayudan a mantener la membrana celular y controlan el uso de nutrientes junto con el metabolismo. También, forman parte de los lípidos, por lo que dan lugar a importantes moléculas como las hormonas, vitaminas, entre otros.


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Química II

En la industria, se utiliza para la fabricación de jabones, como coagulante en la fabricación de caucho. Los ácidos orgánicos tienen una gran aplicación en la fabricación de tintes, perfumes y rayón. En la industria alimentaria utiliza muchos ácidos orgánicos para la producción de refrescos, productos alimenticios, etc. Por ejemplo, el ácido acético se utiliza en la fabricación de vinagre. Las sales de sodio de los ácidos orgánicos se aplican en los conservantes, como el acetato de sodio. En la industria farmacéutica, los ácidos orgánicos se utilizan en muchos medicamentos como la aspirina (ácido acetilsalicílico). Para nombrarlos: 1. Se siguen las reglas de los alcanos, se antepone la palabra ácido y se cambia el sufjio -ano por -oico.

Ácido butanoico

Ácido fórmico Ácido metanoico

2. Indicar la posición de los sustituyentes o de otros grupos funcionales usando números. El carbono del grupo carboxilo siempre es el número 1.

Ácido 3-metilbutanoico

3. En caso de haber cadenas insaturadas, se nombra tomando como base el nombre del alqueno o alquino, agregando la terminación -ico y poniendo el numero de la posición de la instauración antes del nombre base.

4. Para el caso de los ácidos dicarboxílicos terminales, se emplean sufijos numéricos antes del sufijo -oico.

Ácido butanodioico Escribe el nombre de los siguientes ácidos carboxílicos.


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Química II

1. _________________ 2. _________________

3. _________________

4.__________________

B. ALDEHÍDOS. Los aldehídos son compuestos que tienen como grupo funcional el carbonilo (CHO) unido

a un átomo de Hidrógeno y a un grupo alquilo (R), son de gran importancia en las

biomoléculas, en especial en la familia de las aldosas de donde corresponde a la Glucosa

(fuente de energía metabólica), la Galactosa (que junto con la glucosa dan lugar a la lactosa,

el azúcar de la leche) y Ribosa (importante molécula del ADN y ARN), entre otras.

Se utilizan para la obtención de resinas fenólicas y elaboración de explosivos, así como en

la elaboración de poliuretano expandido. Sirve para elaborar cubiertas resistentes a

choques eléctricos de aparatos eléctricos. En el campo se usa como herbicida, fungicida o

pesticida. Son característicos de aromas como la vainilla, el melón o el plátano.

Para nombrarlos: 1. Se siguen las reglas de los alcanos, solo se cambia el sufjio -ano por -al. Como el grupo carbonilo en los aldehídos siempre aparece al inicio de la cadena, no es necesario especificar su posición y se le considera como carbono 1.

2. Se utilizan prefijos numéricos di, tri, tetra, etc., unido al nombre base, especificando la posición del grupo carbonilo con un número en caso de que tenga sustituyentes.

Hexanodial 3. Por jerarquía, si hubiera un grupo más importante, se usa el prefijo formil.

Ácido 4-formilbutanoico

4. Si son aldehídos insaturados, se cambia la terminación -eno por -enal o -ino por -inal, indicando el doble o triple enlace con el número menor, empezando siempre la numeración de la cadena por el carbono del grupo aldehído.


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Química II

Escribe el nombre de los siguientes aldehídos.

1. _________________

2. _________________

3. _________________

4. _________________

C. CETONAS. Son compuestos que tienen como grupo funcional al grupo carbonilo (como los aldehídos) unido a dos grupos de carbono. Su fórmula general es R-CO-R. Biológicamente, al igual que las aldosas, es de vital importancia para algunas biomoléculas, pues da lugar a la familia de las cetosas, que son carbohidratos que contienen el grupo cetona, tales como la fructosa, compuesto en el que almacenan azúcares las frutas y que junto con la glucosa, forman sacarosa, o azúcar común. Son utilizados en la industria como disolventes para lacas y barnices, forma resinas epoxi y produce plásticos como los poliuretanos. Para nombrarlos: 1. Se siguen las reglas de los alcanos, solo se cambia el sufijo -ano por -ona. La cadena se enumera considerando al grupo carbonilo con el número más pequeño posible.

Propanona

Butanona (acetona)

2. Se utilizan prefijos numéricos di, tri, tetra, etc., unido al nombre base, especificando la posición del grupo carbonilo con un número, en caso de que tenga sustituyentes.

2,3-pentanodiona

3. Por jerarquía, si hubiera un grupo más importante, se usa el prefijo oxo.

Ácido 4-oxobutanoico

4. Si son cetonas insaturadas, la cadena se enumera de tal forma que el grupo carbonilo se le da el número menor posible, escribiendo primero la posición de la instauración


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Química II

acompañado de la raíz del nombre base y eliminando el sufijo -o, agregando el prefijo ona- e intercalando las posiciones del grupo carbonilo.

6-metil-1-hepten-3-ona

Escribe el nombre de las siguientes cetonas.

1. _________________

2. _________________

3. _________________

4. _________________

D. ALCOHOLES. Estos compuestos derivados de hidrocarburos alifáticos por sustitución de un átomo de Hidrógeno por un radical oxidrilo (OH). Su fórmula general es (R – OH). Para nombrarlos: 1. Se señala la cadena más larga y que contenga al grupo oxidrilo. Se ubica en que carbono se encuentra el OH, procurando estar lo más cerca de las orillas. Se nombran cambiando la terminación -ano por el sufijo -anol.

4-pentanol

2. Si hay ramificaciones, se siguen las mismas reglas de los alcanos.

2-metil-4pentanol

3. En caso de haber más de un alcohol, se usan los prefijos numéricos: ol, diol, triol, etc. Cuando una cadena hidrocarbonada contiene dos grupos hidroxilo se conocen como glicoles, si tienes tres o más se llaman polioles o polihidroxilados.


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Química II

4. Si la cadena fuera insaturada, es decir que haya dobles o triples enlaces, tiene mayor jerarquía el grupo hidroxilo. La posición de los dobles o triples enlaces se indican colocando el numero antes del nombre del alqueno o alquino.

4-buten-2-ol

5. En caso de haber otro grupo funcional de mayor jerarquía, se emplea el prefijo hidroxi- para indicar su presencia y no le corresponde el número menor.

Ácido hidroxipropanoico

Escribe el nombre de los siguientes alcoholes.

1.

2.

3.

4.

E. ÉTERES. Los Éteres son compuestos que podemos suponer derivados de los Alcoholes, por sustitución del H de grupo Oxhidrilo por otro radical alquilo o aromático, o también derivados del Agua por sustitución de los dos átomos de Hidrógeno por radicales orgánicos. Se consideran como los Óxidos Orgánicos. Su fórmula general es R-O-R´. Se usan principalmente como disolventes de resinas, grasas, aceites y colorantes, entre otros compuestos orgánicos, además de extracción de compuestos orgánicos a partir de sustratos naturales. También como medio para extractar y concentrar ácido acético (vinagre) y otros ácidos o de arrastre para la deshidratación de alcoholes etílicos e isopropílicos. En medicina se usa como anestésico o analgésico. Para nombrarlos: 1. Se consideran hidrocarburos con sustituyentes RO—que se llaman grupos alcoxi, como si fueran radicales alquilo. De esta forma:


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Química II

Sustituyente alcoxi

Fórmula Sustituyente

alcoxi Fórmula

Metoxi CH3 – O – R Etoxi CH3 – CH2 – O – R

Propoxi CH3 – CH2 – CH2 –O– R Butoxi CH3 – CH2 – CH2 – CH2 –O– R

Isopropoxi

Isobutoxi

Secbutoxi

Terbutoxi

2. El nombre se deriva del hidrocarburo base, usando como prefijo el nombre del alcoxi sustituyente e indicando su posición mediante un número.

Metoxietano

Etoxipropano

Metoxibenceno

3. Cuando el éter es mas complejo, se emplea el prefijo oxa- para indicar la presencia del Oxígeno, que pasa a formar parte de la cadena continua más larga y se le asigna un número como si fuera un carbono más. La posición del Oxígeno se indica con un número, enseguida el prefijo oxa- unido al nombre del alcano; al Oxígeno se le dan los números más pequeños.

2,5-Dioxahexano

Escribe el nombre de los siguientes éteres.

1. _________________ 2. _________________

3. _________________

4. _________________

F. ÉSTERES. Se consideran el producto de sustituir el H+ de un ácido por un grupo alquilo. La fórmula general para estos compuestos es RCOOR´, donde R es un carbono con sus Hidrógenos de cadena lineal o cíclica. R y R´ pueden ser iguales o diferentes. Debido a que algunos ésteres son de bajo peso molecular, son líquidos y se acostumbra a usar como disolventes. Es un excelente repelente de insectos. En la industria alimenticia se usa como aromatizante artificial ya que tienen olores característicos a fruta.


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Química II

Para nombrarlos: 1. Los ésteres proceden de condensar ácidos con alcoholes y se nombran como sales del

ácido del que provienen. En la nomenclatura IUPAC, se cambia la terminación -oico del

ácido por-oato, terminando con el nombre del grupo alquilo unido al oxígeno.

Metanoato de metilo

Etanoato de metilo

Propanoato de etilo

Butanoato de metilo

2. Los ésteres 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.

3-Hidroxibutanoato de metilo

3-Hidroxi-4-metil-6-oxohexanato de etilo.

3. Ácidos carboxílicos y anhídridos tienen prioridad sobre los ésteres, que pasan a

nombrarse como sustituyentes (alcoxicarbonil-).

Ácido 5-metoxicarbonilpentanoico

Ácido 5-bromo-4-etoxicarbonilheptanoico

4. 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.

Bencenocarboxilato de metilo

4-bromo-3-metilciclohexanocarboxilato de etilo.

Escribe el nombre de los siguientes ésteres.

1. _______________

2. _________________


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3. _________________

4. _________________

GRUPO IV. COMPUESTOS NITROGENADOS. Estos compuestos se caracterizan porque además de tener Hidrógenos y Carbonos en sus

cadenas, se presenta átomos de Nitrógeno. Los grupos funcionales que pertenecen a los

compuestos oxigenados, por jerarquía química, son: Amino (R- NH2), Nitrilos (R – C Ξ NH2),

Amida (R- CO - NH2) y Nitrocompuestos (R – NO2).

Tabla 3.7 Propiedades de los compuestos nitrogenados.

Grupo funcional

Propiedades físicas Propiedades químicas

Amida

Nitrilo

Amina

A) AMIDA. Son compuestos producto de la sustitución del grupo OH del grupo carboxílico (COOH) por un grupo amino (NH2). Se utilizan para la obtención de plásticos o polímeros, lacas, explosivos y fundentes. La formamida es un ablandador de papel y pegamentos y se emplea como disolvente en la industria de plásticos. Así mismo, algunas amidas alifáticas no saturadas, como la acrilamida, se utilizan en la síntesis de polímeros, en la síntesis de colorantes, adhesivos, en el engomado del papel, el apresto de textiles, en tejidos plisados y en el tratamiento de aguas residuales. Se usan ampliamente en el comercio farmacéutico, ya que existen muchos medicamentos que las contienen, algunos para reducir los niveles de colesterol en la sangre o bien como inhibidor de proteasas usado en el tratamiento de VIH. Para nombrarlos: 1. Se utilizan las mismas reglas que los alcanos. Se cambia la terminación -o del alcano por el sufijo -amida. El carbono 1 será el que vaya unido al grupo amida.

Propanoamida 2. Indicar la posición de los sustituyentes o de otros grupos funcionales usando números. Si el nitrógeno tiene sustituyentes alquilo o arilo, su posición se indica empleando la letra N- en lugar de un número; esta parte únicamente puede tener dos sustituyentes como máximo y se nombra primero; luego se nombra las ramificaciones de la cadena principal.

N-metil-2-metilpropanoamida


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Química II

3. Si la cadena principal es insaturada, se siguen las mismas reglas de los alquenos y alquinos y se cambia la terminación -o por -amida. Recuerda que el carbono 1 es el que está pegado al grupo amida.

2-metil-3-butenamida

4. Si contiene dos grupos amidas, cambia la terminación -o por -diamida.

Butandiamida Escribe el nombre de las amidas.

1. _________________

2. _________________

3. _____________________

4. _________________

B) NITRILO Se consideran como el producto de sustituir el grupo ciano (-C≡N) por un grupo arilo o alquilo. Su fórmula general es: R-C≡N. Sirven para la producción de látex sintético, usados en la industria química y farmacéutica. Se utilizan para elaborar empaques para aceites, grasas o productos químicos medianamente corrosivos. Se usa en la producción de colorantes, esmaltes y pinturas. Para nombrarlos: 1. Se añade la terminación nitrilo al nombre de la cadena principal. Se considera como Carbono 1 al que va unido al Nitrógeno. Si son dos grupos se le agrega el prefijo dinitrilo.

H – C ≡ N Metanonitrilo

(Cianuro de hidrógeno)

CH3 – C ≡ N Etanonitrilo

N ≡ C – C ≡ N Etanodinitrilo

3-metil-butanonitrilo 2. Cuando se añaden sustituyentes, el compuesto se nombra poniendo el prefijo -ciano, delante del nombre de la cadena principal.


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Química II

Ácido 3-bromo-5-cianohexanoico Ácido 3-cianociclohexanocarboxilico

Escribe el nombre de los nitrilos.

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-C≡N 1. _________________

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-C≡N 2. _________________

CH3-CH2-CH2-CH2-C≡N

3. _________________

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-C≡N 4. _________________

C) AMINA. Se pueden considerar como derivados del amoniaco (NH3) por sustitución de uno, dos o tres Hidrógenos, por grupos alquilo o arilo. Su fórmula general es R-N. El grupo funcional de las aminas es el grupo amino (-NH2), que da las características de esta función química, donde R es un átomo o un grupo de Carbonos con Hidrógenos de cadena lineal o cíclica.

Se usan para la producción de caucho sintético y colorantes. Biológicamente son muy importantes pues forman parte de los alcaloides como la morfina y la nicotina, la adrenalina y la noradrenalina. Al degradarse las proteínas, se descomponen en dos aminas muy características: la cadaverina y la putresina, que son las responsables del olor desagradable de la carne en descomposición. Las aminas secundarias que se encuentran en las carnes, pescados o en el humo de tabaco pueden reaccionar con los nitritos presentes en conservantes empleados en la alimentación y en plantas, procedentes del uso de fertilizantes, originando N-nitrosaminas secundarias, que son carcinógenas. Para nombrarlos: 1. Se busca la cadena más larga que contiene el o los grupos aminos. Se empieza a numerar por el extremo más cercano al grupo amino.

Metanamina

Metil-etanamina

Dimetal-propanamina


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Química II

2. Para aminas secundarias o terciarias, se antepone la letra N- al nombre del sustituyente que se encuentra unido al Nitrógeno del grupo amino, de manera alfabética, se nombra el hidrocarburo base acompañado de la palabra amina, o se nombra primero la palabra amino unida al nombre del hidrocarburo base.

Aminopentano

(Pentanoamina)

N-etil-propanamina

3. Si el hidrocarburo base tiene sustituyentes se indica su posición con un número y se nombra el alcano acompañado de la palabra amina, o se nombra primero la palabra amino unida al nombre de la cadena principal.

3-metil-1-butanamina N-metilciclohexilamina

4. En las poliaminas, se busca la cadena mas larga que contenga los grupos aminos, la posición de éstos se indica con números que se anteponen al nombre del hidrocarburo base, seguidos del prefijo numeral correspondiente, y acompañado de la terminación amina.

1, 2, 6-heptanotriamina Escribe el nombre de las aminas.

1. _________________

2. _________________

3. _________________

4. _________________

Participa en plenaria mencionando la importancia de los compuestos de los

grupos funcionales: halogenuros de alquilo, compuestos de Oxígeno (ácido

carboxílico, aldehídos, cetonas, ésteres, éteres) y de los compuestos de

Nitrógeno (amidas, nitrilos y aminas), tanto a nivel industrial como a nivel

biológico.


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Química II

Propósito de la sesión. - Identifica las características de los compuestos de la Química Orgánica, así como su importancia industrial y biológica. Esquema de la sesión.

Indicación. Ver Video educativo. “Macromoléculas: naturales y sintéticas”, página 132 de la guía didáctica. Tu instructor te presentará una serie de materiales, identifica cuáles son polímeros naturales y sintéticos. Comenta en plenaria: ¿Qué importancia económica y biológica tienen las macromoléculas en tu vida diaria?

MACROMOLÉCULAS. En la sesión anterior conociste todos los grupos funcionales de la química orgánica. Estos compuestos, tienen una característica muy importante: forman cadenas de carbonos de gran tamaño llamadas macromoléculas. En química orgánica, son mejor conocidos como polímeros, y se forman por la unión de un gran número de moléculas de bajo peso molecular, denominadas monómeros.

Existe una extensa cantidad de polímeros, ya sean naturales o artificiales. Entre los polímeros naturales, también llamadas biomoléculas, se encuentran los carbohidratos, los lípidos y las proteínas; por ejemplo, el azúcar de mesa (sacarosa), los aceites vegetales y grasas de origen animal y la hemoglobina en tu sangre. Mientras que, entre los polímeros sintéticos se encuentran los homopolímeros y los copolímeros. Ejemplo de ellos son el nylon, el polietileno y polímeros de gran interés industrial como el polietileno (PET) y el polipropileno (PP).

Macromoléculas

Naturales

Carbohidratos Proteínas Lípidos

Sintéticas

Polímeros por condensación

Polímeros por adición


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Química II

1. MACROMOLÉCULAS NATURALES (BIOPOLÍMEROS) Son compuestos orgánicos de gran importancia para la biosfera. Sin ellos, sería difícil imaginar la vida tal como la conoces. Son cuatro los biopolímeros: los carbohidratos, las proteínas, los lípidos y los ácidos nucleicos. A este último, corresponde al ácido desoxirribonucleico (ADN) y el ácido ribonucleico (ARN), los cuales estudiarás ampliamente en tu curso de Biología I.

A. CARBOHIDRATOS. Los carbohidratos son sustancias naturales compuestas de carbono, hidrógeno y oxígeno, con fórmula general (CH2O)n. También llamados hidratos de carbono, glúcidos, azúcares o sacáridos. Son fáciles de reconocer por su gran cantidad de grupos hidroxilo (–OH) unidos a una cadena principal de carbonilo.

Las principales funciones de los sacáridos son:

• Forman parte del ciclo energético de la vida: en la fotosíntesis, las plantas utilizan la energía de la luz solar para combinar dióxido de carbono y agua en glucosa, liberando oxígeno en el proceso. Posteriormente, los seres vivos en la respiración, tanto las plantas como los animales oxidan los hidratos de carbono elaborados por las plantas, liberando energía y volviendo a formar dióxido de carbono y agua.

• Son la primera fuente de energía de los seres vivos.

• Son estructurales pues forman parte de la celulosa en las plantas, paredes celulares en las bacterias y exoesqueletos de insectos o artrópodos.

• Transportadores de moléculas en la célula (como las glucoproteínas). Los carbohidratos se clasifican en monosacáridos, oligosacáridos y polisacáridos. Los monosacáridos, son considerados los monómeros de los carbohidratos. Se clasifican en:

a. Familia de las aldosas, donde las moléculas más importantes son la Ribosa, Glucosa y Galactosa.

b. Familia de las cetosas, donde las moléculas más importantes son la Fructosa y la Sorbosa.

Figura 5.1. Estructura general de aldosas y cetosas.


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Química II

Estos monosacáridos se pueden presentar como proyecciones lineales (Fischer) o cíclicas (Haworth):

Tabla 5.1 Monosacáridos más importantes.

Formula molecular

Clasificación Ejemplo Función biológica

C4H8O4 Tetrosa D-Eritrosa Intermediario en el metabolismo de carbohidratos.

C5H10O5 Pentosa

D-Ribosa Componente del ácido ribonucleico (RNA)

D-Desoxirribosa

Componente del ácido desoxirribonucleico (DNA)

C6H12O6 Hexosa

D-Galactosa Polisacáridos estructurales, forma parte de la lactosa.

D-Glucosa Fuente de energía importante para cualquier organismo, forma parte de la estructura de la celulosa.

D-Fructosa Importante azúcar de las plantas, forma parte de la sacarosa, intermediario en el ciclo de los azucares.

Cuando dos o más monosacáridos se unen, por medio de enlaces glucosídicos, dan lugar a los oligosacáridos o polisacáridos. Los oligosacáridos más importantes son la sacarosa (azúcar), la maltosa (granos de cebada) y la lactosa (el azúcar de la leche).

Los polisacáridos, o azúcares complejos, son cadenas largas de varios cientos o miles de monosacáridos, pueden ser ramificados o lineales. Son compuestos complejos, con peso molecular elevado e insolubles en agua. Tabla 5.2 Polisacáridos de importancia biológica.

Polisacárido Función

Almidón

Es un carbohidrato de reserva energética en el mundo vegetal, se encuentra en raíces, tubérculos y semillas. El almidón es una macromolécula exclusiva de los vegetales compuesta por la unión de miles de moléculas de glucosa.

Glucógeno

Es la reserva energética en el mundo animal. Se sintetiza a partir de la glucosa presente en el hígado y músculos, y cuando no comes esta reserva se libera para que tengas energía. El glucógeno es un polímero ramificado de glucosa como la amilopectina del almidón.


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Química II

Celulosa Es la más importante de las fibras, está en la piel de las frutas, envoltura de semillas, hojas y tallos comestibles. La celulosa forma la parte leñosa y resistente de muchos vegetales.

Quitina Es un polisacárido estructural, pues compone el caparazón de muchos artrópodos.

Algunos polisacáridos se encuentran unidos a otros átomos como Nitrógeno, Azufre o Fosforo, o bien a otra biomolécula como lípidos (glucolípidos) o proteínas (glucoproteínas). Como la glucovainilina, cuya hidrólisis produce la vainillina, el azúcar de la vainilla.

B. PROTEÍNAS. Las proteínas son biomoléculas formadas por Carbono, Hidrógeno, Oxígeno y Nitrógeno, en menor medida Fósforo y Azufre, y en ocasiones, otros elementos (como Fierro, Cobre). Son polímeros no ramificados cuyos monómeros son los aminoácidos que se unen mediante enlaces peptídicos. Son las moléculas orgánicas más abundantes en los seres vivos. La composición química de un aminoácido es un ácido carboxílico y un grupo amino unidos a una cadena de carbono (R), la cual da lugar a una variedad de veinte aminoácidos diferentes. Todos los aminoácidos son utilizados en el metabolismo humano, algunos los puede sintetizar nuestro organismo (no esenciales), pero otros ingresan a nuestro cuerpo por medio de la dieta (esenciales). Los aminoácidos esenciales son elaborados a través de rutas metabólicas complejas por plantas y algunos microorganismos.

Las proteínas se clasifican según su estructura en:

• Estructura primaria. Es la secuencia lineal de aminoácidos en la cadena peptídica.

• Estructura secundaria. Es la disposición de los aminoácidos en el espacio. Se presenta por interacciones eléctricas entre los átomos. Hay dos tipos de estructuras: la α-hélice o

Aminoácidos esenciales

•Leucina, Isoleucina, Valina, Lisina, Treonina, Methionina, Fenilalanina, Triptófano.

Aminoácidos no esenciales

•Alanina, Arginina, Glutamina, Cisteína, Histidina, Glicina, Ácido Aspártico, Ácido Glutámico, Serina, Prolina, Aspargina.


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Química II

la β-laminada. La α-hélice es una estructura enrollada helicoidalmente. Mientras que la β-laminada es una cadena en forma de zigzag, también llamada laminada plegada.

• Estructura terciaria. La proteína se pliega sobre sí misma, como un globo alargado. Esta conformación facilita la solubilidad en agua, realizar transporte, hormonales y enzimáticas.

• Estructura cuaternaria. Indica la unión mediante enlaces covalentes de varias cadenas polipeptídicas con estructura terciara para formar un complejo proteico.

5.3 Funciones de las proteínas.

Proteína Función

Proteínas estructurales

Forman parte de células y tejidos a los que confieren apoyo estructural. Dentro de estas podemos citar, el colágeno y la elastina presentes en el tejido conectivo de los vertebrados. La queratina de la piel, pelo y uñas y la espectrina presente en la membrana de los eritrocitos.

Proteínas de transporte.

Como su nombre lo indica, transportan sustancias como el oxígeno en el caso de la hemoglobina y la mioglobina, ácidos grasos en el caso de la albúmina de la sangre, o las que realizan un transporte transmembrana en ambos sentidos.

Proteínas de defensa

Protegen al organismo contra posibles ataques de agentes extraños, entre las que se consideran los anticuerpos (inmunoglobulinas) de la fracción gamma globulínica de la sangre, las proteínas denominadas interferones cuya función es inhibir la proliferación de virus en células infectadas e inducir resistencia a la infección viral en otras células, el fibrinógeno de la sangre importante en el proceso de coagulación.

Proteínas hormonales

Sirven como señales para que el metabolismo, el desarrollo y la homeostasis funcione adecuadamente: como la insulina y la melatonina.

Proteínas como factores de crecimiento

Su función consiste en estimular la velocidad de crecimiento y la división celular. Como ejemplo se puede citar la hormona de crecimiento y el factor de crecimiento derivado de plaquetas.

Proteínas catalíticas o enzimas

Permiten aumentar la velocidad de las reacciones metabólicas. Dentro de las células son variadas y se encuentran en cantidad considerable para satisfacer adecuadamente sus necesidades. Entre otras se consideran las enzimas proteolíticas cuya función es la degradación de otras proteínas, lipasas, amilasas, fosfatasas, etc.

Proteínas contráctiles

Son proteínas capaces de modificar su forma, dando la posibilidad a las células o tejidos que estén constituyendo de desplazarse, contraerse, relajarse, razón por la cual se encuentran implicadas en los diferentes mecanismos de motilidad. Las proteínas más conocidas de este grupo son la actina y la miosina.

Proteínas receptoras

Proteínas encargadas de combinarse con una sustancia específica. Si se encuentran en la membrana plasmática, son las encargadas de captar las señales externas o simplemente de inspeccionar el medio. Si encuentran en las membranas de los organelos, permiten su interacción. Sin embargo, no son proteínas exclusivas de membrana ya que algunas se encuentran en el citoplasma. El ejemplo más típico de éstas son los receptores de las hormonas esteroides. Casi todos los neurotransmisores, la mayoría de las hormonas y muchos medicamentos funcionan gracias a la presencia de estas proteínas.

Proteínas de transferencia de electrones

Son proteínas integrales de membrana, comunes en las mitocondrias y cloroplastos cuya función se basa en el transporte de electrones desde un donador inicial hasta un aceptor final con liberación y aprovechamiento de energía. Como ejemplo se citan a los Citocromos que hacen parte de la cadena respiratoria.


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C. LÍPIDOS. Los lípidos son biomoléculas orgánicas formadas principalmente por Carbono, Hidrógeno y Oxígeno. Son insolubles en agua y solubles en disolventes orgánicos como el éter y el benceno. Sus monómeros son el glicerol (un triol) y ácidos grasos (o derivados de ellos) unidos mediante un enlace éster. Los lípidos son compuestos anfipáticos, es decir, presentan una sección polar y una no polar. La cabeza polar, es la sección soluble o hidrofílica, y el cuerpo es la sección no polar, es insoluble o hidrofóbica. Gracias a ello tienden a formar monocapas, bicapas, micelas o vesículas. Este comportamiento anfipático les permite a los lípidos ser parte de las membranas celulares. Los ácidos grasos de los lípidos están formados por largas cadenas de Carbonos (en número par) saturados con Hidrógenos y un grupo funcional carboxilo (-COOH) en uno de sus extremos, tienen la característica de ser hidrófobos (sustancias que no se disuelven en agua). Existen dos tipos de ácidos grasos: los saturados, que son los que poseen ligaduras sencillas en la cadena de carbonos y los insaturados, que tienen por lo menos una doble ligadura en la molécula y reciben el nombre de monoinsaturados o pueden tener dos o más y se llaman poliinsaturados.

Tabla 5.4 Ácidos grasos biológicamente importantes. Nombre común

Nombre sistemático

Abreviatura Estructura

Ácidos grasos saturados

Cáprico n-Decanoico 10:0 CH3(CH2)8COOH

Láurico n-Dodecanoico 12:0 CH3(CH2)10COOH

Mirístico n-Tetradecanoico 14:0 CH3(CH2) 12COOH

Palmítico n-hexadecanoico 16:0 CH3(CH2)14COOH

Esteárico n-octadecanoico 18:0 CH3(CH2)16COOH

Araquídico n-eicosanoico 20:0 CH3(CH2)18COOH

Behénico n-Docosanoico 22:0 CH3(CH2)20COOH

Lignocérico n-tetracosanoico 24:0 CH3(CH2)22COOH

Cerótico n-hexacosanoico 26:0 CH3(CH2)24COOH

Ácidos grasos no saturados

Palmitoleico Cis-9-hexadecanoico

16:1cΔ9 CH3(CH2)5CH=CH(CH2)7COOH

Oleico Cis-9-octadecanoico

18:1cΔ9 CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COOH

Linoleico Cis-cis-9-12-decadienoico

18:2cΔ9,12 CH3(CH2)4CH=CHCH2CH=

CH(CH2)7COOH

Linolénico Cis-cis-cis-9-12-15-decatrienoico

18:3cΔ9,12.15 CH3CH2CH=CHCH2CH=

CHCH2CH=CH(CH2)7COOH

Araquidonico Cis-cis-cis-5,8,11,14-eicosatetraenoico

20:4cΔ5,8,11,14 CH3(CH2)4CH=CHCH2CH=CHCH2CH=

CHCH2CH=CH(CH2)3COOH


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Química II

Los lípidos se pueden clasificar por su estructura química en lípidos simples, complejos y derivados. A continuación, se describe brevemente cada uno de ellos: - Lípidos simples (triglicéridos). Como las grasas (sólidas), aceites (líquidos) y ceras. Contiene átomos de Carbono, Hidrógeno y Oxígeno. Las grasas y aceites cumplen un papel importante como almacenes de energía. Las ceras se encuentran en la superficie de plantas y animales, donde funcionan como impermeabilizante. Las ceras están constituidas por ácidos grasos esterificados a alcoholes de cadena larga (más de 10 carbonos). Son lípidos completamente insolubles en agua.

- Lípidos complejos. Contienen una cabeza polar formada por átomos de Fósforo o Nitrógeno, glicerol y ácidos grasos. Pueden ser:

1. Fosfoglicéridos (o fosfolípidos). Formado por una fosfocolina (amina y un grupo fosfato), un glicerol y ácidos grasos.

2. Esfingolípidos. Formadas por esfingosinas y ácidos grasos (ceramidas) y fosfocolina (esfingomelinas).

3. Glucolípidos, como los cerebrósidos y gangliósidos, ceramidas adheridos a un monosacárido u oligosacárido respectivamente.

- Lípidos derivados. Incluye a las hormonas esteroideas, vitaminas liposolubles y carotenoides.


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Las principales funciones de los lípidos son:

• Almacenan energía, hasta 9 kcal/mol.

• Estructurales: forman parte de las membranas celulares.

• Permeabilidad selectiva en el transporte de membranas lipídicas.

• Actúan como vitaminas y hormonas.

Reúnete en tríos y elabora en papel rotafolio un cuadro comparativo sobre las biomoléculas, indicando sus monómeros, enlaces, funciones y ejemplos.

Biomolécula Monómero Enlaces Funciones Ejemplos

Carbohidratos

Proteínas

Lípidos

2. MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS (POLIMEROS). Al igual que las biomoléculas, son moléculas de gran peso molecular, también conocidos como plásticos, que se forman a partir de uniones de monómeros por enlaces covalentes, proceso denominado polimerización. Estas reacciones de polimeración se clasifican en:

a. Polímeros de adición. Se forma a partir de la unión de moléculas monoméricas insaturadas y con apertura de su doble enlace. Un ejemplo, el policloruro de vinilo, que es el resultado de juntar varios cloruros de vinilo.

b. Polímeros de condensación. Lo monómeros se unen con la eliminación de átomos o grupos de átomos más pequeños. Las condensaciones más frecuentes implican la formación de amidas y esteres. Los polímeros resultantes se llaman copolímeros. El nylon, es un polímero formado a partir de ácido adípico y hexametilendiamina:


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Tabla 5.5. Polímeros sintéticos más importantes.

Monómero Polímero Usos principales

Polímeros de adición.

Etileno Polietileno Bolsas, frascos de shampoo, chalecos antibalas.

Estireno Poliestireno Tuberías, bolsas para sangre, aislamiento de cables.

Cloruro de vinilo Cloruro de polivinilo Juguetes, botones de aparatos electrodomésticos, elaboración de artículos de unicel.

Fluoretileno Politetrafluoroetileno Recubrimiento para utensilios de cocina, piezas para implantes del organismo.

Polímeros de condensación.

Ácido adípico y hexametilendiamina

Nylon Ropa interior, ropa deportiva, medias, mochilas.

Bases hidroxílicas combinadas con

diisocianatos Poliuretano

Fabricación de espumas, tapiz de sillas, almohadones.

Etilenglicol y tereftalato de dimetilo

Poliéster Ropa

Ácido tereftálico, etilenglicol; óxido de

etileno; etileno. Tereftalato de etileno Botellas de plástico.

Los polímeros sintéticos son un problema ecológico, pues su acumulación ocasiona graves problemas de contaminación. Por esa razón, se considera el siguiente código de identificación para la separación de plásticos y su posible reuso y/o reciclaje.

Reúnete en tríos y completa: En los siguientes productos de uso cotidiano, identifica el tipo de polimerización (adición o condensación) y mencionen qué monómero lo constituye.

Producto Tipo de polimerización Monómero

Hilo Omega para tejer

Diurex

Suela de zapatos

Mango de un desarmador

Estuche de celulares

Traje de baño

Envase de refresco


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Química II

Tu instructor te presentará una serie de materiales, identifica cuáles son polímeros naturales y sintéticos. Comenta en plenaria: ¿Qué importancia económica y biológica tienen las macromoléculas en tu vida diaria? ¿Cuál es la importancia de las biomoléculas (polímeros naturales) en tu cuerpo? ¿Qué acciones propones para reducir, reusar o reciclar polímeros sintéticos?


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Anexos

Anexo 1. Tabla de aniones y cationes inorgánicos. 1. Recorta en una cartulina una circunferencia de diámetro de 26cm y otra de 14cm. Coloca un encima de otra y fíjala mediante una chinche. 2. En la circunferencia de 12cm, interno, divídela en 30 espacios, es decir, que cada arco mida 12°. Escribe dentro de cada segmento el nombre del catión y su símbolo químico.

3. En la circunferencia de 26cm, divídela en 30 espacios, es decir, que cada arco mida 12°. Escribe dentro de cada segmento su símbolo químico y el nombre del anión.

4. Dale vuelas al círculo interno y asocia un catión y un anión. Nombra el compuesto orgánico. Por ejemplo:

Amonio NH4+ + Cl- Cloruro = NH4Cl Cloruro de amonio


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Química II

Anexo 2. Jerarquía de los compuestos orgánicos.


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Referencias bibliográficas Bello Benavides. (2013). Química 2. México. Telebachillerato de Veracruz. Benítez P., Beristain B., Gallegos E., Granados L. (2017). Química 2. México. Compañía editorial Nueva Imagen. Burton D.J., Routh J.I. (1977). Química orgánica y Bioquímica. México. Nueva Editorial Interamericana. Cisneros M. (1996). Química II. México. DGETI. SEP. Chang, R. (2007). Química. México. McGraw-Hill Interamericana. Geankoplis, C.J. (1193). Procesos de transporte y operaciones unitarias. México, Ed. Prentice-Hall, Inc. Hernández M., López C. (2008). Química II. México. FCE, SEP, DGETI. Mathews C.K., Van Holde K. E. (1998). Bioquímica. España. McGraw-Hill Interamericana. Morcillo R., Fernández G. (1995). Química. España. Grupo Anaya, S.A. Murray R.K., Granner Daryl K., Mayes P.A., Rodwell V.W. (1998) Bioquímica de Harper. México. Editorial El manual Moderno, S.A. de C.V. Phillips J.S, Strozak V.S., Wistrom C. (2000). Química, conceptos y aplicaciones. México. McGraw-Hill Interamericana. Romero Borbonio Yazmín Selene. (2013). Temas Selectos de Química. México. Telebachillerato de Veracruz. Streitwieser A., Heathcock C.H., (1989). Química Orgánica. México. McGraw-Hill Interamericana.

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Evaluación curso taller Marca con una “X” el nivel que consideres califica a cada indicador.

Indicadores Nivel: 1 Regular, 2 Bien, 3 Muy Bien, 4 Excelente

Niveles de calidad

1 2 3 4

El contenido del curso:

Favoreció el desarrollo de las habilidades docentes.

Es relevante para su formación docente.

Es útil para su práctica educativa.

La metodología del curso:

Permitió la participación activa en todas las sesiones.

Enriqueció los conocimientos de los participantes.

Propició un ambiente de respeto y tolerancia.

Favoreció la aclaración de dudas

Los formadores:

Realizaron el encuadre

Administraron el tiempo adecuadamente.

Facilitaron el aprendizaje de los participantes.

Generaron un ambiente de trabajo apropiado

Mostraron actitudes de respeto y tolerancia.

El grupo:

Contribuyó a enriquecer los conocimientos de los participantes.

Demostró interés y compromiso.

Mostró respeto y tolerancia en las participaciones realizadas por los asistentes.

La organización del curso:

Permitió la entrega oportuna de los materiales.

Facilitó el acceso a los salones en tiempo y forma.

Facilitó la orientación y el apoyo adecuados a los participantes, por parte del personal de la Subdirección Técnica o Zona de Supervisión.

Propició una comunicación efectiva entre el personal de la Subdirección Técnica o Zona de supervisión y los participantes.

El cuadernillo:

Es claro en cuanto a los contenidos abordados.

Tiene un diseño que facilita la comprensión de las temáticas incluidas.

Es acorde al propósito del curso.

Tiene sus sesiones dosificadas adecuadamente.

Las instalaciones de la sede:

Cuentan con los espacios apropiados para el desarrollo de las sesiones del curso.

Tienen una ubicación accesible.

Observaciones generales:

¿Qué cursos le gustaría que se impartieran en el siguiente periodo de formación docente?

De contenido de las asignaturas

De evaluación de los aprendizajes

De planeación didáctica

De estrategias didácticas

Otro(s):


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Química II

Créditos Iraís Dalila Reyes Cruz Directora General de Telebachillerato

Iliana Martínez Ruiz Subdirectora Técnica

Rodrigo José Álvarez Montero Méndez Jefe del Departamento Técnico Pedagógico

Juan Luis Uscanga Salazar Jefe de la Oficina de Desarrollo Educativo

Joaquín Vasquez Pérez Jefe de la Oficina de Planeación Educativa

Teresita de Jesús Mendoza Salazar Encargada de Formación Docente

Elaborado por

Yazmín Selene Romero Borbonio

Diseño de portada Juan Luis Uscanga Salazar

Revisión ortográfica Piedad Hernández López

Revisión pedagógica

Teresita de Jesús Mendoza Salazar Arahí Domínguez Martínez

Dirección General de Telebachillerato© 2020 – Todos los derechos reservados Rio Jamapa No. 116 Col. Cuauhtémoc C.P 91069 Tels. 815 6183 – 815 6969 – 815 7263 Xalapa Veracruz, México.

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