EXAMEN DE
ADMISION
GESTION 2013
CARRERA
ACTUALIZACION:
Dra. Maria del Carmen Sandi Serrudo
Lic. Pamela Durán Toledo
PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA
GESTION 2013
QUIMICA
ÍNDICE
1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA........................................................................................................ 7
1.1
INTRODUCCIÓN.- ..................................................................................................................... 7
1.2
ORÍGENES DE LA QUÍMICA.- .................................................................................................... 7
1.3
ORÍGENES DE LA QUÍMICA MODERNA.- ................................................................................. 8
1.4
LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVII ................................................................................................11
1.5
LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVIII .............................................................................................. 12
1.6
LA QUÍMICA EN EL SIGLO XIX ................................................................................................. 12
1.7
LA QUÍMICA EN EL SIGLO XX .................................................................................................. 13
1.8
AVANCES EN BIOQUÍMICA Y BIOLOGÍA MOLECULAR ............................................................ 13
1.9 IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA............................................................................................... 14
1.10 PREMIOS NOBEL DE QUÍMICA Y MEDICINA.- ......................................................................... 14
1.11 AUTOEVALUACIÓN ................................................................................................................. 15
2. LA MATERIA, EL ÁTOMO Y SUS PROPIEDADES .............................................................................. 16
2.1 FENÓMENO................................................................................................................................ 16
2.2· ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. ........................................................................... 16
2.3 CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA ................................... 16
2.4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA POR SU COMPOSICIÓN: ........................................................ 18
2.5 COMBINACIÓN. ......................................................................................................................... 19
2.6 PROPIEDADES ESPECÍFICAS DE LA MATERIA............................................................................. 19
2.7 TEORÍA ATÓMICA.- ................................................................................................................... 20
2.8 MODELOS ATÓMICOS: .............................................................................................................. 21
2.9 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. ...................................................................................................... 22
2.10 PESO ÁTOMO GRAMO............................................................................................................ 24
2.11 TEORÍA ATÓMICA MODERNA. ................................................................................................. 25
2.12 TABLA PERIÓDICA. ...................................................................................................................27
2.13 TABLA PERIÓDICA ACTUAL. .....................................................................................................27
2.14 PROPIEDADES PERlODlCAS: .................................................................................................... 29
2.15. PROBLEMAS RESUELTOS........................................................................................................ 29
2.16 PREGUNTAS PARA RESPONDER Y EJERCICIOS PLANTEADOS ................................................. 30
3. ENLACES QUÍMICOS ...................................................................................................................... 32
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3.1
QUIMICA
INTRODUCCIÓN.- ................................................................................................................... 32
3.2 DEFINICIÓN.- ......................................................................................................................... 32
3.3 TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS.- ............................................................................................ 32
3.4 ENLACE METÁLICO.- .............................................................................................................. 35
3.5 FUERZAS INTERMOLECULARES.- ........................................................................................... 35
3.6 OTRAS INTERACCIONES.-....................................................................................................... 36
3.7 PREGUNTAS Y EJERCICIOS.- ....................................................................................................37
4.
REACCIONES QUÍMICAS ............................................................................................................ 40
4.1 DEFINICIÓN: ........................................................................................................................... 40
4.2. REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA .................................................................. 40
4.3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:......................................................................................... 41
4.4. ESTEQUIOMETRIA: ................................................................................................................ 47
4.6. EJERCICIOS RESUELTOS ......................................................................................................... 50
4.7. EJERCICIOS PROPUESTOS: .................................................................................................... 52
5. NOMENCLATURA Y NOTACIÓN EN QUÍMICA INORGÁNICA.......................................................... 55
5.1. DEFINICIONES ........................................................................................................................ 55
5.2 ELEMENTO .............................................................................................................................. 55
5.3 VALENCIA.................................................................................................................................57
5.4 COMPUESTO IÓNICO ............................................................................................................... 58
5.5 COMPUESTOS MOLECULARES ................................................................................................ 59
5.6. FORMULA QUÍMICA .............................................................................................................. 59
5.7 SISTEMATIZACIÓN DE LA NOMENCLATURA ............................................................................ 61
5.8 CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS............................................................. 61
5.9 PREGUNTAS PLANTEADAS Y EJERCICIOS PROPUESTOS ........................................................... 70
6. SOLUCIONES .................................................................................................................................. 76
6.1. INTRODUCCIÓN ...................................................................................................................... 76
6.2. CONCEPTO DE DISOLUCIÓN ................................................................................................... 76
6.3. COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN ..................................................................................... 76
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QUIMICA
6.4 CARACTERISTICAS DE LAS SOLUCIONES ................................................................................ 74
6.5. PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES .......................................................................................77
6.6. CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES: ................................................................................... 80
6.7. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES ................................................................................. 83
6.8. UNIDADES FISICAS PARA MEDIR LA CONCENTRACION…………………………………….………………..…83
6.9.UNIDADES QUIMICAS PARA MEDIR LA CONCENTRACION……………………………………………………84
6.10. DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES ............................................................................................ 87
6.11.MEZCLA DE SOLUCIONES………………………………………………………………………….…………………..……88
6.12. MISCELANEA DE PROBLEMAS PROPUESTOS………………………………………………………………....…..89
6.13.EJERCICIOS DE PROBLEMAS PROPUESTOS DE SOLUCIONES………………………………………..…..….95
7. REACCIONES ÁCIDO - BASE............................................................................................................ 97
7.1.TEORIAS ACIDO-BASE……………………………………………………………………………………………………….….97
7.2. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS ......................................................................................... 98
7.3. CARACTERÍSTICAS DE LAS BASES ............................................................................................ 99
7.4. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL AGUA .............................................................................. 99
7.5. pH, CONCENTRACION DE H+ y OH-. ..................................................................................... 100
7.6. ESCALA DE Ph…………………………………………………………………………………………………………………….101
7.7. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO........................................................................ 101
7.8 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS ......................................................................................... 103
7.9 pH Y SU IMPLICANCIA EN LA SALUD...................................................................................... 103
7.10 INDICADORES DE pH ............................................................................................................ 104
7.11 EJERCICIOS PROPUESTOS DE REACCIONES ACIDO BASE .......................................................106
8. QUÍMICA ORGÁNICA I ..................................................................................................................108
8.1 INTRODUCCION ......................................................................................................................108
8.2. CARACTERISTICAS DEL ATOMO DE CARBONO .....................................................................108
8.3 HIDROCABUROS ....................................................................................................................109
8.4. ALCANOS ................................................................................................................................109
8.5 ALQUENOS ............................................................................................................................... 117
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8.6 ALQUINO ................................................................................................................................ 119
8.7 HIDROCARBUROS AROMATICOS ............................................................................................121
8.8 PROBLEMAS PROPUESTOS ALCANOS ................................................................................... 122
8.9 PROBLEMAS PROPUESTOS - ALQUENOS............................................................................... 123
8.10 PROBLEMAS PROPUESTOS-ALQUINOS ................................................................................ 124
9. QUÍMICA ORGÁNICA II ................................................................................................................. 125
9.1 COMPUESTOS OXIGENADOS.- ................................................................................................. 125
9.2. ALCOHOLES.- .......................................................................................................................... 125
9.3. ÉTERES. ................................................................................................................................... 127
9.4. ALDEHÍDOS Y CETONAS.- ....................................................................................................... 130
9.5. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS. ......................................................................................................... 133
9.6. ÉSTERES. ................................................................................................................................. 136
9.7. COMPUESTOS NITROGENADOS ............................................................................................. 138
9.8. AMINAS.- ................................................................................................................................ 138
9.9. AMIDAS.- ............................................................................................................................... 140
9.10. RESUMEN ............................................................................................................................. 142
9.11. PROBLEMAS PROPUESTOS DE QUIMICA ORGANICA II ......................................................... 142
10. MACROMOLÉCULAS .................................................................................................................. 147
10.1 DEFINICIÓN.- .......................................................................................................................... 147
10.2 CLASIFICACIÓN DE LAS MACROMOLÉCULAS......................................................................... 147
10.3 PROTEÍNAS ............................................................................................................................ 148
10.4. HIDRATOS DE CARBONO ..................................................................................................... 150
10.5 LÍPIDOS .................................................................................................................................. 153
10.6 ÁCIDOS NUCLEICOS .............................................................................................................. 157
10.7 OTROS POLÍMEROS................................................................................................................ 156
10.8 PREGUNTAS ........................................................................................................................... 159
GLOSARIO .........................................................................................................................................160
BIBLIOGRAFÍA ................................................................................................................................... 169
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QUIMICA
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
1.1 INTRODUCCIÓN.La química es una ciencia dinámica y moderna, sufre un proceso evolutivo a través
del tiempo y a la actualidad continua evolucionando, es así que en los albores de la
humanidad, nuestros ancestros sobrevivieron debido a los conocimientos
adquiridos por el método de ensayo y error de las observaciones diarias en su
continuo vivir.
El campo de estudio de la química ha evolucionado tan vertiginosamente en los
últimos tiempos que resulta difícil enumerar todas las posibles aplicaciones de la
misma. Solo debemos observar a nuestro alrededor para comprobar que casi todos
los objetos que usamos han tenido un proceso de transformación, en el cual directa
o indirectamente ha contribuido la química. La causa del gran desarrollo de la
química es precisamente la transformación de la sociedad, que demanda mejores y
nuevos productos para mejorar la calidad de vida.
La palabra química proviene del vocablo árabe “kēme” (‫)ك يم ياء‬, que significa
“tierra”; y se define como: “la ciencia que estudia la composición, estructura y
propiedades de la materia” así como los cambios que ésta experimenta durante las
reacciones químicas y su relación con la energía.
La química ha llegado a ser una ciencia interdisciplinaria, muchas de las modernas
incógnitas de la medicina y la biología están siendo exploradas a nivel de átomos y
moléculas, que son los bloques fundamentales de la materia y en lo que basa su
estudio la química. Los beneficios del reciente desarrollo de la investigación médica
en relación a la terapia del cáncer, los trasplantes quirúrgicos, la incorporación de
nuevas técnicas moleculares para el diagnóstico (Reacción en Cadena de la
Polimerasa) y el desarrollo de nuevas drogas, están al alcance de mucha gente. En
contraste con ello están los problemas de la contaminación química del aire, del
agua y del suelo; los problemas médicos y genéticos del abuso de las drogas y el
peligro potencial de los aditivos y conservantes.
1.2 ORÍGENES DE LA QUÍMICA.Los primeros hombres que empezaron a utilizar instrumentos se servían de la
naturaleza tal como la encontraban. El fémur de un animal de buen tamaño o la
rama arrancada de un árbol eran magníficas garrotas y las piedras utilizadas como
los mejores proyectiles. Desde entonces la naturaleza de las cosas cambiaba, por
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ejemplo un rayo podía incendiar un bosque y reducirlo a un montón de cenizas.
Este tipo de alteraciones en la naturaleza de las sustancias constituyen el objeto de
la ciencia que hoy se denomina Química. La posibilidad de beneficiarse
deliberadamente de algunos fenómenos químicos se hizo realidad cuando el
hombre fue capaz de producir y mantener el fuego. Tras este hallazgo el hombre
se convirtió en un químico práctico al idear métodos para que la madera, u otro
material combustible, se combinasen con el aire y produciría así luz y calor, junto
con cenizas, humo y vapores.
Esta Nueva Edad de la Piedra o Neolítico se caracterizó por un cuidadoso pulido
de la piedra y la alfarería fue otro de los factores que contribuyeron al desarrollo.
Hacia el año 4000 a. de C. el hombre empezaba a servirse de unos materiales
relativamente raros de útiles propiedades y difíciles de hallar. A estos materiales se
les conoce por el nombre de metales. Los primeros procesos conocidos con estos
elementos fueron realizados por los artesanos de Mesopotámica, Egipto y China.
Al principio trabajaban con metales como el oro o el cobre que se encontraban en
estado puro en la naturaleza, pero rápidamente aprendieron a fundir calentándolas
con madera o carbón de leña para obtener metales. El acontecimiento histórico
más conocido de la Edad del Bronce fue la guerra de Troya, en la que soldados
con armas y corazas de bronce disparaban flechas con punta de este metal contra
sus enemigos.
Posteriormente Tales de Mileto (600 a.C.) junto a otros filósofos griegos empezaron
a hacer especulaciones lógicas sobre el mundo físico, en lugar de confiar en los
mitos para explicar los fenómenos. El mismo Tales pensaba que toda la materia
procedía del agua, que podía solidificarse en tierra o evaporarse en aire. Sus
sucesores ampliaron esta teoría en la idea de que el mundo estaba compuesto por
cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego. Según Demócrito (400 a.C.), esos
elementos estaban compuestos por átomos, partículas diminutas que se movían
en el vacío; Aristóteles (323 a.C.) en cambio creía que los elementos formaban un
medio continuo de materia y, por tanto, el vacío no podía existir.
Aristóteles fue el más influyente de los filósofos griegos, y sus ideas dominaron la
filosofía natural durante casi dos milenios después de su muerte. Creía que la
materia poseía cuatro cualidades: calor, frío, humedad y sequedad. Cada uno de
los cuatro elementos estaba compuesto por pares de esas cualidades; por ejemplo,
el fuego era caliente y seco, el agua fría y húmeda, el aire caliente y húmedo, y la
tierra fría y seca.
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QUIMICA
1.3 ORÍGENES DE LA QUÍMICA MODERNA.La Química moderna tiene sus orígenes a
mediados del siglo XVIII esto fue posible
gracias a la gran cantidad de saberes
empíricos
acumulados
previamente
(construcción de aparatos como la balanza, el
desarrollo de técnicas experimentales, el
estudio del comportamiento químico de
sustancias, etc.). Todo este conocimiento
previo provenía de las contribuciones
realizadas por la Alquimia, la Metalurgia y la
Medicina y la Farmacia, que constituyen los
tres pilares fundamentales de la química
moderna
Pilares de la Química Moderna
El interés de los alquimistas se centraba en la transmutación de los metales en
plata y oro y en encontrar el "elixir de la vida". Por su parte, los metalúrgicos, a
diferencia de los alquimistas, eran personas incultas preocupadas
fundamentalmente por el desarrollo de las artes prácticas relacionadas con el
tratamiento de los metales y de sus minerales. Eran artesanos interesados en el
desarrollo de unas técnicas, sin que ello supusiera la existencia de ningún marco
filosófico o conceptual que guiase su trabajo. Finalmente, el principal interés de los
médicos y de los boticarios se centraba en el tratamiento de la enfermedad. Este
objetivo otorgaba a la medicina una dimensión más amplia que la simple búsqueda
de un elixir difícil de alcanzar.
1.1.1. Alquimia
El estudio oculto de la naturaleza practicado en el siglo I.d.C. por los griegos que
habitaban en el norte de Egipto, fue conocido después con el nombre árabe de
alquimia.
Su práctica se dispersó hasta el Cercano
Oriente y Europa, donde dominó el
pensamiento occidental acerca de la materia
hasta el siglo XVI. La práctica de los
alquimistas era una extraña mezcla de
magia y realidad, fueron influenciados por la
Laboratorio alquímico
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idea griega de que la materia tiende naturalmente a la perfección y buscaron
transformar sustancias de poco valor en sustancias preciosas. Fundamentaban su
ciencia en que el universo estaba compuesto de cuatro elementos principales:
tierra, aire, fuego y agua, y con ellos preparaban un quinto elemento que contenía
la potencia de los cuatro en su máxima exaltación y equilibrio. Los alquimistas que
estudiaban esta nueva ciencia buscaban, sobre todo, un material que facilitara la
mezcla de mercurio y azufre para finalmente extraer el ambicionado oro.
Imaginaban la mezcla como un polvo seco, procedente de alguna piedra especial,
de ahí que lo llamaran “Piedra filosofal”. También buscaban una sustancia que
denominaban el elixir de la vida, con la cual podrían curar las enfermedades e,
incluso, alcanzar la inmortalidad. El máximo representante de la cultura helenística
es Zósimo (siglo IV), quien afirmaba poseer lo que llegaría a ser el elixir o piedra
filosofal y la "tintura" capaz de fabricar oro. Él y otros alquimistas inventaron los
métodos químicos de destilación, sublimación, disolución, filtración, calcinación,
extracción, entre otros, pero sobre todo, contribuyeron a difundir la aceptación de la
observación y la experimentación.
La mala imagen que la alquimia ha podido tener se debe, entre otros factores, a la
gran cantidad de charlatanes y tramposos que la nutrieron. Sin embargo, la falta de
un progreso significativo de la alquimia no se debió tanto a los fraudes sino al
marco teórico que la sustentaba. Hasta que no se abandonó la concepción
aristotélica de la materia no pudo desarrollarse la química moderna.
1.1.2. Medicina y la Farmacia
Los orígenes de la Química moderna
relacionados con la Medicina se conocen con
el nombre de iatroquímica. La teoría de los
cuatro humores o humorismo, fue una teoría
acerca del cuerpo humano adoptada por los
filósofos y físicos de las antiguas civilizaciones
griega y romana.
El objeto de estudio de la iatroquímica fue
encontrar explicaciones químicas a los
procesos patológicos y fisiológicos del cuerpo
humano y proporcionar el tratamiento para la
Teoría Humoral de Hipócrates
cura de enfermedades mediante el empleo de
sustancias químicas. Los iatroquímicos creían que la fisiología dependía del
balance de los fluidos corporales. Desde Hipócrates, la teoría humoral fue el punto
de vista más común del funcionamiento del cuerpo humano entre los «físicos»
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(médicos) europeos hasta la llegada de la medicina moderna a mediados del siglo
XIX.
En esencia, esta teoría mantiene que el cuerpo humano está lleno de cuatro
sustancias básicas, llamadas humores (líquidos), cuyo equilibrio indica el estado de
salud de la persona. Así, todas las enfermedades y discapacidades resultarían de
un exceso o un déficit de alguno de estos cuatro humores. Estos fueron
identificados como bilis negra, bilis, flema y sangre. Teofrasto y otros elaboraron
una relación entre los humores y el carácter de las personas. Así, aquellos
individuos con mucha sangre eran sociables, aquellos con mucha flema eran
calmados, aquellos con mucha bilis eran coléricos, y aquellos con mucha bilis
negra eran melancólicos.
El máximo representante de esta tradición iatroquímica es Paracelso (1493-1541),
fue un alquimista activo y un importante médico de su tiempo, quien señaló que la
misión de la alquimia, más allá de obtener el oro, era la curación de enfermedades
y el descubrimiento de nuevos medicamentos. Fue Paracelso quien anuncia
remedios milagrosos como la sal de mercurio con la que trata con éxito la sífilis y
diagnostica el origen externo de ciertas enfermedades, como la "enfermedad de los
mineros", la silicosis.
1.1.3. La metalurgia
Los egipcios (3500 a.C.) ya eran capaces de obtener cobre y plomo mediante la
aplicación del fuego a una mezcla del mineral correspondiente y carbón. Hacia el
año 1500 a.C. los hititas descubrieron que mediante calentamiento de una mezcla
de hierro y carbón se producía una nueva sustancia más resistente que el propio
hierro, el acero, durante miles de años, la gente fue desarrollando destrezas
tecnológicas para producir cambios en la materia como dando nacimiento a la
alfarería, el teñido, pero especialmente la metalurgia. Durante la Edad media y el
Renacimiento floreció dicha tecnología y se escribieron varios tratados importantes
sobre metalurgia y geología. Se publicaron y actualizaron regularmente libros
que describían como purificar, ensayar y acuñar oro y plata, y como usar balanzas,
hornos y crisoles.
1.4
LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVII
Robert Boyle (1626-1691) dio un gran impulso a la química
gracias a la importancia que dio a la metodología científica y a
la forma de comunicar una investigación a otros científicos,
R. Boyle
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QUIMICA
mostró una gran consistencia en el planteamiento de los experimentos de
laboratorio, junto a su asistente Robert Hooke (1.635 - 1.703) se trató de dar una
explicación racional al proceso de combustión.
Son los químicos alemanes J. J. Becher (1635-1734) y G. E. Stahl (1660-1734) que
dan una teoría explicativa y globalizadora de todas las observaciones sobre los
procesos de combustión, denominándola “Teoría del Flogisto”; dicha teoría
suponía que las sustancias combustibles contienen un "principio inflamable"
denominado flogisto (del griego, llama) y la combustión es concebida como el
proceso de liberación a la atmósfera del flogisto contenido en la sustancia, dando
lugar a un residuo (denominado ceniza o cal, en el caso de los metales), esta idea
se mantuvo sin cambios durante los siguientes 100 años.
1.5 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XVIII
Un joven químico francés Antoine Lavoisier (17431794),
quien experimentó con la combustión,
midiendo con balanzas la masa de las sustancias
antes y después de arder, calentó la cal de
mercurio (óxido mercúrico) descomponiéndolo en
mercurio y un gas (oxígeno),
cuyas masas
combinadas igualaban la masa inicial de la cal, el
experimento contrario calentar el mercurio con el gas,
reformo la cal de mercurio y otra vez la masa total
Antoine Lavoisier
permaneció constante. Con base en sus
observaciones, Lavoisier rechazó la teoría del flogisto y planteó una sorprendente
explicación, que actualmente se conoce como el principio de conservación de la
materia, de ahí que se propone que la ciencia química empezó con Lavoisier padre
de la química.
1.6 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XIX
En 1804 el inglés John Dalton (1766-1844) formuló su
hipótesis atómica, fundamentada en la identificación de
los elementos químicos como distintos tipos de
partículas indestructibles y con características propias
(volumen y masa). En 1811 Amadeo Avogadro (17781856) y en 1814 A. M. Ampére (1775-1836) enunciaron
la hipótesis según la cual: "en condiciones iguales de
temperatura y presión, volúmenes iguales de gases
distintos contienen el mismo número de moléculas".
John Dalton
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11
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QUIMICA
Con dicha hipótesis se consolidó el concepto moderno de molécula, dando origen a
la teoría atómico-molecular, que explica de forma clara y sencilla todas las leyes
experimentales e introduce el concepto de número de Avogadro (NA, actualmente
denominado constante de Avogadro).
1.7 LA QUÍMICA EN EL SIGLO XX
En 1909, Robert Andrews Millikan mide la carga de electrones individuales con una
precisión sin precedentes a través del experimento de la gota de aceite, con el cual
confirma que todos los electrones tienen la misma carga y la misma masa.
En 1913, Niels Bohr introduce conceptos de la mecánica cuántica a la estructura
atómica, proponiendo lo que hoy en día se conoce como el modelo atómico de
Bohr, donde los electrones sólo existen en orbitales estrictamente definidos.
En el resto del siglo XX existieron diversos avances de la química en sus diferentes
ramas: Química inorgánica, Química orgánica, Bioquímica, Química Física,
Química Industrial, Química Analítica y múltiples subdisciplinas.
1.8 AVANCES EN BIOQUÍMICA Y BIOLOGÍA MOLECULAR
Los avances actuales en el área de bioquímica y biología molecular se centran en
descubrimientos celulares, moleculares y de fisiología, además de avances en
nanotecnología. Es a partir de la presentación del genoma humano que fue
finalizado en abril del 2003, que logró identificar y cartografiar los aproximadamente
20.000 - 25.000 genes del genoma humano desde un punto de vista físico y
funcional.
El 9 de enero del 2012 los investigadores de California, lograron descubrir la
estructura molecular de centrosomas en gusanos planos, lo que permitiría
identificar y esclarecer sus múltiples funciones durante la división celular. Ese
mismo día, científicos de la Universidad de Washington descubrieron una enzima
clave responsable de la generación de la membrana celular en el Plasmodium
falciparum, principal responsable de la malaria, dicha proteína es ideal como
blanco de ataque porque no se presenta en la raza humana. En el mismo año el 26
de enero, científicos de la Universidad de Baylor, propusieron un nuevo modelo de
membrana celular para explicar la fusión de la misma, el 12 de febrero, científicos
de la Universidad de Nottingham informan sobre siete proteínas en líquido espinal
que servirían como marcadores de la Enfermedad de Alzheimer en sus estadios
iniciales, el 20 de febrero, científicos de Instituto de Ingeniería Biológica en la
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12
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QUIMICA
Universidad de Harvard, a través de la técnica de “DNA Origami”, lograron con el
uso de nanorobots modificar instrucciones específicas en células in vitro a través
de reconocimiento específico de membrana. Actualmente se investiga la aplicación
de estos descubrimientos y la creación de “Bioimpresoras” para la creación de todo
tipo de tejidos y órganos.
1.9 . IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA.La química ha desempeñado un papel importantísimo en el desarrollo de la
humanidad y el bienestar material alcanzado en la época actual. La Medicina le
debe a la química el descubrimiento de antibióticos, vitaminas, hormonas y otros
medicamentos para proteger la salud de la humanidad.
El conocimiento de la estructura atómica, tiene fundamental importancia para
comprender los temas de química general, orgánica, bioquímica, biología
molecular, ingeniería genética y actualmente la proteómica, metabolómica y
genómica. El conocimiento del comportamiento de los compuestos orgánicos
ayuda a comprender el papel de los catalizadores en las reacciones, la fuente de
energía en los combustibles para cohetes, la fuente de energía para baterías, e
incluso el comportamiento de los compuestos bioquímicos complejos tales como la
hemoglobina, clorofila, cobalamina. El estudio de la química orgánica facilita la
comprensión de los plásticos, las fibras sintéticas, los carburantes, las drogas y la
composición de alimentos y de los componentes celulares. La bioquímica moderna
da las bases para comprender los ensayos destinados a develar los misterios de
las reacciones celulares, la importancia del RNA, DNA y ATP junto al progreso
y control de las reacciones metabólicas en los tejidos del cuerpo.
Actualmente las herramientas de la biología molecular ayudan a descifrar los
mecanismos moleculares en procesos patológicos importantes como la diabetes y
el cáncer.
Las industrias están estudiando métodos que utilizan la ingeniería genética para
producir microorganismos con propósitos industriales y los químicos utilizando la
biotecnología buscan nuevos fármacos para importantes enfermedades.
Finalmente la informática está ayudando a crear nuevas alternativas para el
desciframiento químico de mecanismos moleculares y de actividad biológica de
nuevas moléculas.
1.10 PREMIOS NOBEL DE QUÍMICA Y MEDICINA.El Premio Nobel de Química es entregado anualmente por la Academia Sueca a
“científicos que sobresalen por sus contribuciones en el campo de la química”. Es
uno de los cinco premios Nobel establecidos en el testamento de Alfred Nobel, en
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QUIMICA
1895, y que entregan a personajes notables cuyas investigaciones generan
impacto en la química, la física, la literatura, la paz y la fisiología o medicina.
En el 2011 Daniel Shechtman fue premiado con el Premio Nóbel de Química por el
descubrimiento de los cuasicristales. El 2012 fue el estadounidense Brian Kolvilka
quien recibió el Premio Nobel de Química por sus estudios sobre los receptores
acoplados a la “proteína G”.
Respecto al Premio Nobel de Medicina, el 2011 fue otorgado a Bruce A. Beutler,
Jules A. Hoffmann y Ralph M por sus aportaciones en el ámbito de la inmunolog{ia
y las vacunas. Para el año 2012 este premio fue otorgado al Ingles Sir John B.
Gurdon y al japonés Shinya Yamanaka por descubrir la forma de transformar
células totipotentes en cualquier tipo de tejidos.
1.11 AUTOEVALUACIÓN
1.1.
1.2.
1.3.
1.4.
1.5.
1.6.
1.7.
1.8.
1.9.
1.10.
1.11.
1.12.
1.13.
1.14.
1.15.
1.16.
1.17.
1.18.
1.19.
1.20.
¿Cuál es el fenómeno químico del cual inicialmente se beneficia el
hombre primitivo?
¿Cuáles fueron los primeros metales que utilizo el hombre para
fundir?
¿Cuál es el acontecimiento histórico más conocido de la Edad de
Bronce relacionada con la historia química?
¿Según Tales de Mileto de donde procedía la materia?
Cite los pilarse de la química moderna.
¿En qué fundamentaban su ciencia los alquimistas?
¿Para que buscaban el elixir de la vida los alquimistas?
¿Quién es el máximo representante de la cultura helenística?
¿Cuál es el objeto de estudio de la iatroquímica?
Cite los cuatro humores que identificaron lo iatroquimicos
¿Quién es el máximo representante de la tradición iatroquímica?
¿Qué elementos mezclaban los hititas para obtener el acero?
¿Quién planteó el principio de conservación de la materia?
Describa como Lavoisier rechazo la teoría del flogisto
¿Qué métodos de la alquimia se utilizaron bastante en la química
moderna?
¿Cuál fue la contribución de John Dalton para la química?
¿Quién fue el científico que planteó que los electrones solo existen en
orbitales estrictamente definidos?
¿En qué año se presentó la cartografía de todos los genes del
genoma humano?
¿Cuál fue la investigación ganadora del premio Nobel de química en
el 2011?
¿Cuál fue la investigación ganadora del premio Nobel de Medicina en
el 2012?
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QUIMICA
2. LA MATERIA, EL ÁTOMO Y SUS PROPIEDADES
La materia es todo aquello que tiene masa y volumen (es decir todo aquello que
ocupa un lugar en el espacio), por lo tanto todo aquello que existe en el universo
está compuesto por materia. La masa y el volumen son las propiedades
fundamentales de la materia.
2.1 FENÓMENO.
Es toda transformación que sufre la materia, esta transformación se describe como
la diferencia encontrada al observar un objeto en 2 condiciones diferentes.
a) FENÓMENO FÍSICO: Es transformación es de forma transitoria (pasajera), es
decir, temporal que sólo dura mientras actúe la energía que la provoque. Ej.
Vaporización, congelación, dilatación.
b) FENÓMENO QUÍMICO: Es la transformación que sufre la materia en su
naturaleza interna, dando origen a otra sustancia de propiedades químicas
distintas. Ej. Combustión, digestión, fermentación, cualquier reacción química.
2.2· ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.
Es la forma en que nuestros sentidos perciben a la materia, y están determinados
por las fuerzas moleculares de cohesión y repulsión, los principales estados de
agregación de la materia son: sólido, líquido, gaseoso y coloidal.
2.3 CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA
Solido:




Volumen: Propio.
Forma: Definida, fija.
Relación de distancia intermolecular: Pequeña, muy unidas por la fuerza de
cohesión.
La fuerza de atracción: Alta, es mayor que la fuerza de repulsión.
Liquido:




Volumen: Propio.
Forma: Del recipiente que lo contiene.
Relación de distancia intermolecular: Mediana, pierde rigidez, las moléculas
se transportan libres pero cerca.
La fuerza de atracción: Intermedia, es igual que la fuerza de repulsión.
Gaseoso:


Volumen: Indefinido, adopta el volumen del recipiente que lo contiene.
Forma: Indefinido, adopta la forma del recipiente que lo contiene.
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15
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

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Relación de distancia intermolecular: Grande, separadas
La fuerza de atracción: Baja, es menor que la fuerza de repulsión.
SÓLIDO
LÍQUIDO
GAS
Forma fija
Forma del recipiente
Forma del recipiente
Volumen fijo
Volumen fijo
Volumen del
recipiente
No se pueden
comprimir
No se pueden
comprimir
Se pueden
comprimir
No fluyen
Fluyen
Fluyen
Coloidal:
A diferencia de los anteriores estados, los cuerpos coloidales, son conocidos
también como geles, no son sólidos ni líquidos, son un punto intermedio entre
ambos, son cuerpos gelatinosos de gran viscosidad. Sus moléculas se llaman
micelas y el movimiento browniano las caracteriza. Este movimiento es
desordenado en forma de zigzag.
2.3.1. CAMBIOS DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.
Los cambios de agregación de la materia se refieren a los fenómenos físicos, La
materia es discontinua, está formada por pequeñas partículas entre las cuales hay
espacios, estas partículas están en continuo movimiento, la velocidad (y, por lo
tanto, la energía cinética) de las partículas varia al variar la temperatura.
A continuación se describe los cambios de los estados de agregación de la
materia:
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16
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a) FUSIÓN: es el paso de un estado líquido al sólido por acción del calor. El punto
de fusión es la temperatura a la cual se produce este fenómeno. Eje.: Li 180°C, Na
97,5° Ca 850°C.
b) VAPORIZACIÓN: es el paso de un estado líquido al estado gaseoso por acción
del calor, se distinguen tres fenómenos, (i) Evaporización: es una vaporización
lenta que se produce cuando las moléculas escapan sólo de la superficie libre del
líquido, ocurre cuando la presión del vapor es igual a la presión atmosférica; (ii)
Ebullición: es violenta y ruidosa, se produce en toda la masa del líquido, el punto
de ebullición es la temperatura fija y constante que favorece este cambio, se
considera que el punto de ebullición es normal cuando la temperatura a la cual su
presión de vapor es igual a una atmósfera de presión; (iii) Volatilización: es una
vaporización violenta ej:Eter Bencina.
c) SUBLIMACION: es el paso de un cuerpo del estado sólido al estado gaseoso
sin pasar por el estado líquido. Eje.: sublimación del alcanfor, naftalina y yodo.
d) CONDENSACION O LICUACION: es el paso de un cuerpo del estado gaseoso
al estado líquido por disminución de la temperatura y fuerte presión, así se obtiene
aire líquido, oxígeno líquido e hidrógeno. A diferencia la condensación es el paso
de un vapor a líquido.
e) SOLIDIFICACION: es el paso de un cuerpo del estado líquido al sólido, por
disminución de la temperatura. Eje.: cubitos de hielo.
f) DEPOSICIÓN (SUBLIMACIÓN INVERSA): es el paso de un cuerpo gaseoso al
estado sólido, esto se debe a presiones superiores y temperaturas inferiores a las
que se produce dicha transición, es evidente en la formación de la nieve y la
escarcha.
INICIO
FIN
FENOMENO
Solido
a
Liquido:
Fusión
Liquido
A
Gas:
Vaporización
Solido
A
Gas:
Sublimación
Gas
A
Liquido:
Condensación o licuación
Liquido
A
Sólido:
Solidificación
Gas
A
Sólido:
Deposición (Sublimación Inversa)
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2.4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA POR SU COMPOSICIÓN:
Según su composición la materia se clasifica en sustancias y mezclas:
2.4.1. SUSTANCIA:
Es una porción de materia que está constituida por un solo tipo de partículas tiene
composición fija y propiedades que la distinguen, también se denominan sustancia
pura, existe 2 tipos de sustancia: elemento y compuesto.
a) ELEMENTO: También denominada sustancia elemental, es la sustancia más
simple que no se pueden descomponer y tampoco obtener otra más sencilla. Ejm.
Sodio, Potasio, Azufre.
b) COMPUESTO: Es la sustancia que por procesos adecuados se puede
descomponer en dos a más elementos que son sus componentes. Eje. Agua, ácido
sulfúrico, ácido nítrico, etc.
2.4.2 MEZCLA.
Es un sistema material constituido por la agregación de dos o más sustancias en la
que no existe acción química alguna, los constituyentes conservan sus
propiedades características, se reúnen en proporciones arbitrarias y pueden
separarse por simples métodos físicos o mecánicos. Ejm. una de taza de Té, agua
más alcohol.
a) MEZCLA HOMOGÉNEA: Si sus componentes no pueden individualizarse a
simple vista.
b)
MEZCLA HETEROGÉNEA: Si sus componentes pueden individualizarse
simple vista.
2.5 COMBINACIÓN.
Fenómeno por el cual 2 o más sustancias diferentes intervienen en una
transformación intima (reacción química), la proporción de masas es constante, en
un combinación las propiedades de las sustancias originales desaparecen y se
observan propiedades en productos que ninguna de ellas poseía.
2.6 PROPIEDADES ESPECÍFICAS DE LA MATERIA.
Son aquellas propiedades que nos permiten identificar o diferenciar a una
sustancia de otra.
2.7.1 POR SU NATURALEZA.
a)
PROPIEDADES FÍSICAS: Las propiedades físicas son aquellas que se
pueden medir o determinar sin que se modifique la composición química de la
sustancia, por ejemplo: el olor, el color, estado físico, punto de ebullición, punto de
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fusión, densidad, solubilidad, ductilidad, maleabilidad, tenacidad, conductibilidad,
magnetismo, estado de agregación entre otras.
Por ejemplo, el agua posee las siguientes propiedades físicas:
 Un punto de ebullición de 100°C a nivel del mar
 Una densidad de 1g/cm3 a la temperatura de 4°C
 Un punto de fusión de 0°C al nivel del mar
b) PROPIEDADES QUÍMICAS. Las propiedades químicas son aquellas que solo
pueden determinarse cuando cambia la composición de la sustancia. Es la
capacidad o facilidad que tiene un cuerpo de ser transformado en otro, alterándose
y recibiendo por tanto otra característica. Algunos ejemplos de propiedades
químicas son la reactividad de una sustancia con otras, la combustibilidad, la
oxidación y la reducción, entre otras.
Por ejemplo, una propiedad química de los gases nobles es que no reaccionan en
condiciones normales, sólo cuando se varía la presión y la temperatura.
Por ejemplo, cada vez que se cuece un huevo ocurre un cambio químico, cuando
se somete a temperaturas cercanas a 100 °C la yema y la clara experimentan
cambios que no solo modifican su aspecto físico, sino también su composición
química, después al comerse el huevo se modifica de nuevo por efecto de
sustancias del cuerpo humano como las enzimas, la digestión es otro ejemplo de
un cambio químico, otras propiedades químicas son la corrosividad, fermentación,
inflamabilidad, la radiactividad.
2.7.2 POR SU DEPENDENCIA CON LA CANTIDAD DE MATERIA.
a) INTENSIVAS: Son aquellas propiedades que no de penden de la cantidad de
materia. Ejm.: color, dureza, densidad, etc.
b) EXTENSIVAS: Son aquellas propiedades que se modifican con la cantidad de
materia. Ejm.: masa, volumen, concentración, etc.
2.7 TEORÍA ATÓMICA.Las diferentes teorías atómicas en el tiempo han tratado fundamentalmente de
explicar y dar a conocer la constitución interna de la materia. Los griegos con
Leucipo y Democrito 700 años A.C. indicaron que la materia estaba formada por
partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos (sin división), aunque esta idea
no fue aceptada en su tiempo, la experimentación e investigaciones posteriores
apoyaron el concepto del atomismo.
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En 1808, el inglés John Dalton propone su teoría atómica, basada en los siguientes
postulados:
1. La materia está constituida de pequeñas partículas denominadas “átomos”.
2. Los átomos de un elemento dado son idénticos en masa, tamaño y
propiedades químicas.
3. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otro elemento.
4. Los átomos son esféricos, compactos, indivisibles e indestructibles.
5. En una reacción química los átomos se separan, se combinan o se
reordenan. Nunca supone la creación o destrucción de los mismos. Un error
de Dalton, ya que el átomo si se puede destruir (Bomba atómica).
6. Los átomos de elementos diferentes se unen en relaciones numéricas
simples para formar átomos compuestos (término que usó para referirse a
los que hoy denominamos molécula).
2.8 MODELOS ATÓMICOS:
a) MODELO ATÓMICO DE THOMPSON.
Para este autor el átomo era una esfera en cuyo interior se
hallaban partículas positivas y negativas en completo equilibrio. No
pudo precisar el lugar exacto donde se hallaba dichas partículas,
simplemente decía que las partículas se hallaban como “las pasas
en un budín”.
b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD.
Rutherford, descubrió el núcleo atómico al bombardear una
laminilla de oro con partículas de rayos alfa (2He4). Observó que
muchos de esos rayos sufrían desviación, algunos pasaban lejos
del núcleo, otros cerca con pequeña desviación y otros rebotaban
contra el núcleo. Por lo que consideró que el átomo presentaba
una parte central positiva llamada núcleo; alrededor giran los
electrones formando órbitas circulares. Además planteó que todo átomo es
eléctricamente neutro.
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c) MODELO ATÓMICO DE BOHR.
En 1913, el científico danés Niels Bohr basado en los descubrimientos de
Rutherford y en la teoría cuántica de Max Planck, dio respuesta a las supuestas
fallas del modelo de Rutherford al proponer lo siguiente:
1. Que en efecto, el átomo tiene un núcleo central diminuto cargado
positivamente.
2. Que los electrones no pueden estar distribuidos al azar, sino que giran
alrededor del núcleo ocupando niveles discretos de energía (órbitas
circulares).
3. Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos por la
absorción de cantidades fijas de energía (paquetes o cuantos de energía).
4. Los electrones que caen a niveles más bajos de energía, emiten cantidades
fijas de energía (fotones o cuantos de luz).
Con base en estos postulados y a los estudios de los fenómenos espectrales, Bohr
logro proponer un modelo planetario para el átomo de hidrogeno.
2.9 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.
EI átomo es la célula de un elemento y presenta una estructura interna que
básicamente está constituida por el núcleo que es la parte central del átomo,
representa alrededor del 99,9% de la masa del átomo y contiene partículas con
carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir
son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la
de un neutrón. La corteza es la parte exterior del átomo, en ella se encuentran los
electrones, con carga negativa, están ordenados en distintos niveles y giran
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alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de
un protón.
2.10.1 NUMERO ATÓMICO (Z).
Es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento, si el átomo es
neutro el número de protones (P+) es igual al número de electrones (e-).
Z = Número de protones = P+
P+ = e -
2.10.2 NUMERO DE MASA (A).
Es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de
un elemento.
A=Z+N
2.10.3 CARGA.
Es la diferencia entre el número de protones y electrones.
Carga=C= Z – e2.10.4 REPRESENTACION DE UN ELEMENTO.
2.10.5 ISOTOPOS.
Son átomos que pertenecen a un mismo elemento, tienen el mismo número
atómico pero diferente número de masa.
Los isótopos se han utilizado ampliamente en medicina para el diagnostico y
tratamiento de enfermedades. Son utilizados para obtener imágenes específicas
del cuerpo humano, la elección del radioisótopo y la manera de administrarlo
depende del tejido y la facilidad para ser absorbido por el tejido enfermo. Los
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beneficios de llevar a cabo un estudio con isótopos para diagnosticar una
enfermedad superan cualquier preocupación por los posibles efectos secundarios.
Ejemplos de algunos isótopos utilizados para diagnóstico médico:
67
Ga, 18F.
99
Tc,
201
Tl,
123
I,
Entre otros tenernos los isótopos del hidrógeno que son tres: protio, deuterio y tritio
Además de los isótopos del carbono, que acorde a su isótopo varía su vida media:
2.10.6 ISOBAROS.
Son átomos de diferentes elementos, tiene igual número de masa pero diferente
numero atómico.
60
Co
27
60
Ni
28
2.10.7 ISÓTONOS.
Son átomos de diferentes elementos que tienen diferente número atómico,
diferente número de masa pero igual número de neutrones.
39
19
K
40
Ca
20
2.10.8 PESO ATÓMICO.
Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso
atómico) es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Una unidad
de masa atómica (un Dalton) se define como una masa exactamente igual a un
doceavo (1/12) de la masa de un átomo de carbono-12 (simbolizado 12C) que tiene
exactamente el valor de 12 uma.
En química, interesa conocer el peso atómico medio de los átomos que reflejan la
abundancia relativa de los distintos isótopos. Por ejemplo, en el caso del carbono,
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una muestra natural tomada al azar contiene 98,892% de 12C y 1,108% de 13C.
La masa media experimental se llama peso atómico relativo, peso atómico químico
o simplemente peso atómico.
.
2.10 PESO ÁTOMO GRAMO
Un átomo gramo de un elemento, es la cantidad de él cuya masa, expresada en
gramos, es numéricamente igual a su masa atómica. Ejemplo: el peso atómico del
hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de
hidrógeno.
Un átomo gramo de un elemento contiene un Número de Avogadro (NA) de átomos
de dicho elemento- El número de Avogadro es una constante física cuyo valor es
6,023 × 10 23.
1 At-g(E) = P.A.g ( E )
Es decir:
6,022x10 23 de E = 1 mol de átomos de E
Ejemplo:
1 At-gNa = 23 gramos
1 At-g S = 32 gramos.
Es decir: que 1 At-gNa = 23g  6,022x1023 átomos de Na
1 At-gS = 32g  6,022x1023 átomos de S
Pero si se desea saber cuánto pesa un átomo de Na, se debe emplear la “regla de
tres simple”
6,022 x 10 23 átomos Na ------------ 23 g de Na
1
átomo Na ------------ X g de Na
X = 3,82 x 10 -23 átomos
2.11 TEORÍA ATÓMICA MODERNA.
La Teoría Atómica moderna es también conocida como Teoría Cuántica, fue
iniciada con las investigaciones de Planck (1900), por medio de ecuaciones
matemáticas, pero estuvo inconcluso y con varios errores, posteriormente otros
hicieron lo mismo pero Erwin Schrodinger (1926) propuso una ecuación diferencial
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24
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con derivadas parciales llamado ecuación de onda y luego mecánica cuántica
donde utilizó números cuánticos.
Por lo tanto la Teoría Atómica Moiderna o Cuántica son las leyes que van a
determinar la posible posición del electrón, así como el conocimiento de los
números cuánticos y la forma en que va a estar estructurado el electrón.
Considerando que un número cuántico es un parámetro que caracteriza el
movimiento de los electrones en las inmediaciones del núcleo, a través del principio
de Aufbau de construcción, estos números cuánticos son los siguientes:
a) NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL(n).
Indica el nivel energético principal del electrón, toma valores
enteros y positivos:
n
=
1
2
3
4
5
6
7
n
=
K
L
M
N
O
P
Q
b) NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (l) .
Determina el subnivel energético y la forma de la nube
electrónica. Sus valores van de 0 a (n-1):
L=
s
L=
0
Forma =
No. e- max.
Esférica
2
p
d
f
2
3
Trebol
10
Compleja
14
1
Lobular
6
Dónde :
s = sharp; p = principal; d = difuse; f = fundamental
c) NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m).
Nos indica la orientación de la nube electrónica en un eje
cartesiano tridimensional, los valores que puede tomar el
numero cuántico magnético (m) son de -l,0 y +l.
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25
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d) NUMERO CUÁNTICO DE SPIN (s).
Describe el sentido del giro del electrón sobre su propio eje
en rotación y la orientación del campo magnético que este
produce, puede tomar solo 2 valores:
s=+½os=-½
Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no
pueden existir dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán
colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s +1/2 y -1/2) y en
cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).
Además se puede determinar la capacidad máxima de electrones que pueden
existir en cada nivel de energía y en cada subnivel y a partir de esto determinar la
configuración electrónica de un elemento, ésta permite identificar el número
atómico de un elemento, el grupo y el periodo al que corresponde en la tabla
periódica de elementos.
2.12 TABLA PERIÓDICA.
Conforme se descubrían nuevos elementos surge la necesidad de clasificarlos u
ordenarlos, se hicieron varios intentos por ordenar los elementos de acuerdo a
algún tipo de criterio sistemático.
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev propuso que las propiedades tanto
físicas como químicas de los elementos variaban periódicamente al aumentar la
masa atómica.
2.13 TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
Moseley, en forma experimental estableció el tamaño de la carga positiva de un
núcleo y que cada elemento difiere de otro por el número de protones, entonces se
establece que los números atómicos son la clave para las relaciones periódicas de
los elementos. La ley periódica moderna indica que "las propiedades de los
elementos depende su número atómico y se repiten sistemáticamente al
ordenarlos en función creciente de esta propiedad".
La tabla periódica actual está organizada en forma creciente del número atómico y
está organizada de la siguiente manera:
Presenta 7 filas horizontales a las que se denomina periodos, los elementos de un
mismo periodo tienen igual máximo nivel en su configuración electrónica. Presenta
columnas verticales o grupos, los elementos de un mismo grupo tienen igual
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número de electrones valencia, la tabla periódica presenta 18 grupos que también
se pueden dividir en grupo A y grupo B.
De acuerdo a la clase de elementos la tabla periódica se divide en:

Los metales que se caracterizan por que conducen calor y la electricidad,
tienden a perder electrones (electropositivos), son sólidos a temperatura
ambiente excepto el mercurio que es líquido.

Los no metales son considerados malos conductores de calor y de la
electricidad, ganan electrones, es decir son electronegativos, son
generalmente gases o líquidos, el bromo es líquido.

Los metaloides son aquellos que presentan tanto propiedades metálicas
como no metálicas.

Los gases nobles, son átomos estables y no se combinan con ningún otro
elemento, son monoatómicos, su estabilidad se debe a que tienen 8
electrones valencia excepto el helio.
Considerando sus propiedades electrónicas en la Tabla Periódica de Elementos
también coincide con la distribución de su número cuántico azimutal.
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2.14 PROPIEDADES PERlODlCAS:
a) ESTRUCTURA ELECTRÓNICA: Es la distribución de los electrones en los
orbitales del átomo.
b) RADIO ATÓMICO: Es la mitad de la distancia entre 2 átomos idénticos.
c) ELECTRONEGATIVIDAD: Es la medida de la tendencia de un átomo a atraer
hacia si los electrones compartidos. Los elementos más electronegativos son los
que ejercen mayor atracción sobre los electrones. EI flúor es el elemento más
electronegativo y el cesio el menos electronegativo.
d) VALENCIA IÓNICA: Son aquellos electrones que presenta un átomo en su nivel
de energía más alto denominado capa de valencia.
11Na
= 1 S2 2S2 2p6 3S1
En el nivel más alto de energía tiene 1 electrón
e) POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI): Es la cantidad mínima de energía necesaria
para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal.
f) AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE): Es la cantidad de energía que se desprende
cuando el átomo gana un electrón para formar un ion con carga (-).
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28
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2.15. PROBLEMAS RESUELTOS
1. Si un anillo de oro pesa 8 gramos (PA=196,97uma). Calcule ¿cuántos átomos de
oro posee?
6,022 x 10 23 átomos (Au) -------------- 196,97 g (Au)
X
---------------
8 g (Au)
X= 2,446 x 10 -24 átomos de Au.
2. Si tiene una muestra de 500g de calcio (PA = 40u), calcule ¿cuántos átomos
gramo de calcio presenta?
1 At-g de Ca ---------------------- 40 g Ca
X
----------------------- 500 g Ca
X = 12,5 At-g de Ca.
3. Calcule el peso de un átomo de Oxígeno O=16 uma.
6,022 x 10 23 átomos (O) --------------- 16 g (O)
1
átomo (O) ---------------- X
X= 2,66 x 10-23 g (O)
4. Indique el número de protones, neutrones y electrones del Rubidio (Z=37u;
PA=85,5u)
A = Z+N
N= A – Z
N= 85,5 – 37
N= 48,5
RESPUESTA: El número de protones es 37, el número de neutrones es 48,5 y de
electrones es 37u.
5. Si contamos con los siguientes datos del Cd, Z=48u; N=64,41. Calcule número
de electrones y peso atómico.
A= Z+N
A= 48+64,41
A= 112,41u
RESPUESTA: El peso atómico de Cd es 112,41u y el número de electrones es de
48u.
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2.17 PREGUNTAS PARA RESPONDER Y EJERCICIOS PLANTEADOS
2.1. ¿Cuáles son las propiedades fundamentales de la materia?
2.2. ¿Por qué se diferencian los fenómenos físicos y químicos de la materia?
2.3. ¿Cuál es la característica del estado coloidal?
2.4. ¿Qué diferencias encuentra en las características de forma y volumen entre
los estados sólido y gaseoso de la materia?
2.5. El paso de un estado líquido a gaseoso se puede dar mediante tres
fenómenos, cítelos:
2.6. ¿Cómo se denomina al fenómeno del paso sólido al estado gaseoso sin
pasar por el estado líquido?
2.7. ¿Cuál es la diferencia entre compuesto y elemento?
2.8. ¿Cuál es el valor del Número de Avogadro?
2.9. ¿Qué características tienen los isotopos?
2.10. ¿Cómo se denomina el grupo de la tabla de periódica están los elementos
con átomos estables, que no se combinan con otro elemento?
2.11. Utilizando su Tabla Periódica de elementos, indique el número de
protones, neutrones y electrones del K, Ca, Cl, Na y C.
2.12. Calcular el peso de 1At-g de Cu.
2.13. Calcular los átomos gramo de Co presentes en 300 g de Co.
2.14. Calcular los átomos gramo de Pb existentes en 200 g de Pb.
2.15. Calcule el Peso atómico del F, considerando que Z=9u y N=10u.
2.16. Calcule Z, del magnesio, considerando que PA= 24,3u y N=12,3u
2.17. Calcule N de la plata, considerando que PA=107,87u; Z=47u
2.18. Calcule e- del Selenio considerando que PA=78,96 uma; Z=34u
2.19. Si en el fósforo e-=15u y PA=30,97u. Calcule Z y N.
2.20. Si en el hierro N=29,84u; y PA=55,84u. Calcule Z y e-
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3. ENLACES QUÍMICOS
3.1 INTRODUCCIÓN.Desde el siglo XII se realizaron los primeros planteamientos sobre la naturaliza de
los enlaces químicos, pero en el siglo XIX Berzelius sostuvo que la fuerza que
mantenía unidos los átomos, en una sustancia inorgánica o en un radical orgánico,
era de naturaleza eléctrica, debido a la doble estructura eléctrica del átomo.
Considerando que cada molécula debía contener una parte positiva y otra negativa,
para que exista atracción entre ellos, esta teoría fue demostrable en sustancias
inorgánicas simples no así en sustancias orgánicas. Pero ya para el año 1931
Linus Pauling en “The Nature of the Chemical Bond”, describió propiamente y tal
como se conoce hasta nuestros días los enlaces químicos.
3.2 DEFINICIÓN.Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas
o iones. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una
fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de
otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener
unidos los átomos, al formarse un enlace se desprende energía
Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor
estabilidad que estando separados. Generalmente, los átomos buscan su máxima
estabilidad adoptando una configuración electrónica similar a la que tienen los
gases nobles. El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la
estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). Para conseguir la
configuración electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o
compartirán electrones (regla del octeto).
3.3 TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS.1.1.4. Enlace electrovalente o iónico.El enlace iónico resulta de la atracción mutua de elementos de cargas opuestas
con mucha diferencia de electronegatividad,
esto genera que uno o más electrones son
transferidos desde la capa más externa de
un elemento (capa de valencia) hacia la
capa del otro.
Enlace químico electrovalente
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Los metales pierden sus electrones de valencia para formar cationes, esta pérdida
de electrones se llama oxidación. Los no metales ganan electrones formándose un
anión y adquieren la configuración de gas noble, este proceso se llama reducción.
Entonces en enlace iónico se da por la atracción electrostática entre cargas de
distinto signo, formando una estructura cristalina.
Ejemplo:
Na –––––>Na+
1e–
Cl ––––––>Cl–
El catión Na+ se rodea de 6 aniones Cl -- uniéndose a todos ellos con la misma
fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–
.
El enlace iónico cuenta con propiedades características:
o
o
o
o
o
o
o
Sólidos cristalinos.
Puntos de fusión elevados.
Puntos de ebullición elevados.
Solubles en agua.
Conducen la electricidad fundidos o en disolución.
No conducen la electricidad en estado sólido.
Son frágiles
1.1.5. Enlace covalente.Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos. Un
átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con
otro átomo. En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un
orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos
átomos.
En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomos se combinan para generar una
configuración electrónica más estable. La máxima estabilidad resulta cuando un
átomo es isoelectrónico con un gas noble. Un par electrónico que es compartido
entre dos átomos constituye un enlace covalente.
En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Gilbert
Lewis describió la formación de un enlace químico en el Hidrógeno como:
La regla del octeto, propuesta por Lewis que dice: Un átomo diferente del
hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de
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valencia, es decir, se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes
electrones para que cada átomo individualmente complete su octeto. Al compartir
electrones en un enlace covalente, cada átomo completa su octeto. Para el
hidrógeno, el requisito es que obtenga la configuración electrónica del helio o un
total de dos electrones.
Para ello Lewis planteó la simbología conocida como la Estructura de Lewis, donde
cada punto es un electrón y un par de electrones se simboliza por un par de puntos
o una línea.
En un simple enlace, dos átomos se unen por medio de un par de electrones.
Ejemplo molécula de Fluor (F2)
En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir, cuando dos átomos
comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de
electrones, el enlace covalente se denomina doble enlace. Ejemplo Dióxido de
carbono (CO2)
S
Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.
Ejemplo la molécula de Nitrógeno (N2).
S
Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos
tiende a atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan
más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente
polar. Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de
los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este
fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar. Para
distinguir entre estos enlaces una propiedad útil es la electronegatividad, que es
la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.
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3.4 ENLACE METÁLICO.Los átomos de los metales (en estado
sólido) están unidos por medio del enlace
metálico. Todos y cada uno de los átomos
del metal comparten, con todos los demás,
los electrones de la capa de valencia (última
capa), formando así una red tridimensional
y compacta de cationes ordenados (cristal
metálico) inmersa en una nube de
electrones compartidos. Esta estructura
tiene una gran estabilidad.
Enlace metálico
El enlace metálico explica las propiedades que, en general, presentan los metales:
o Temperaturas de fusión elevadas, por lo que son sólidos a temperatura
ambiente (excepto el mercurio que es líquido).
o Buenos conductores del calor y la corriente eléctrica, debido a la libertad de
movimiento de los electrones por todo el metal.
o Dúctiles (se pueden estirar para formar hilos) y maleables (se pueden
trabajar para formar láminas finas), no son frágiles.
o Son insolubles en agua.
3.5 FUERZAS INTERMOLECULARES.Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción electromagnéticas que
actúan entre las moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una
macromolécula. Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las
intramoleculares; por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que
para romper los enlaces de sus moléculas. Los diferentes tipos de fuerzas
intermoleculares son: Las fuerzas dipolo – dipolo y las fuerzas de dispersión ambas
integran lo que los químicos denominan fuerzas de Van der Waals y el enlace de
hidrógeno es un tipo de interacción dipolo – dipolo particularmente fuerte, dado que
sólo unos pocos elementos participan en la formación del enlace de hidrógeno.
1.1.6. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO
Es la que se da entre moléculas neutras polares. Las moléculas polares poseen
cargas parciales permanentes, además de las cargas parciales instantáneas
motivadas por las fluctuaciones de sus nubes electrónicas. Las cargas parciales de
una molécula polar pueden interaccionar con las cargas parciales de una molécula
vecina y originar una interacción dipolo-dipolo. Esta interacción existe además e
independientemente de las fuerzas de London.
La magnitud de estas interacciones depende, de las magnitudes de los dipolos que
interaccionan y de la forma de la molécula.
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1.1.7. FUERZAS DE DISPERSIÓN.Las fuerzas de London son atracciones entre moléculas debidas a dipolos
temporales causados por el movimiento de los electrones. Actúan entre cualquier
tipo de moléculas, polares o apolares. En el caso de las moléculas no polares, es la
única fuerza que actúa entre ellas.
Cuando los electrones se mueven de un lado para otro, generan un momento
dipolar instantáneo, pasajero. Los electrones pueden acumularse a un lado de una
molécula, dejando el núcleo parcialmente al descubierto al otro lado. Un extremo
de la molécula tendrá carga negativa parcial pasajera y el otro extremo carga
positiva parcial también pasajera. Las cargas parciales instantáneas de las
moléculas se atraen entre si y así pueden unirse unas con otras. Esta interacción
es efectiva entre moléculas muy cercanas.
1.1.8. EL ENLACE DE HIDRÓGENO.-
Enlace de hidrógeno
Es un tipo especial de interacción dipolo – dipolo
entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar,
(Por ejemplo N – H, O – H o F – H) y un par de
electrones no compartido en un ion o átomo
electronegativo cercano (generalmente un átomo
de flúor, oxigeno, nitrógeno de otra molécula. El
hidrógeno es el único átomo capaz de formar
este tipo de enlace porque al ser tan pequeño
permite
que
los
otros
átomos
más
electronegativos de las moléculas vecinas
puedan aproximarse lo suficiente a él como para
que la fuerza de atracción sea bastante intensa.
3.6 OTRAS INTERACCIONES.1.1.9. Interacciones hidrofóbicas.Estas interacciones han sido observadas en las
proteínas, se producen entre molecular hidrofóbicas
que presentan grupos fenólicos en su estructura. Este
tipo de interacciones son débiles, carecen de
orientación y son importantes en los fenómenos
biológicos ya que son los responsables de mantener la
integridad de las biomoléculas. Presentan una fuerza
de 1.5 Kcal/mol.
Interacciones Hidrofóbicas
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1.1.10.
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Interacciones electrostáticas.-
Se presentan entre grupos con cargas opuestas, como se da en las proteínas
entre los grupos terminales amino y carboxilo de sus aminoácidos; en muchas
proteínas, el balance de zonas polares y no polares obliga al polímero a adoptar
una estructura de tipo globular en la que extensas regiones de la proteína se
encuentran escondidas del agua, en estas regiones los puentes salinos o
interacciones electrostáticas son importantes para mantener la estabilidad en la
conformación de la proteína. Cualquier exposición de las regiones interiores de la
proteína permitirá la solvatación de los iones y la ruptura de los puentes salinos.
Presentan una fuerza de más de 10 Kcal/mol.
3.7 PREGUNTAS Y EJERCICIOS.3.1. Grafique la estructura de Lewis del NF3.
3.2. Represente la reacción Cl + Li  Li Cl, detallando la distribución electrónica y
la naturaleza del enlace.
3.3. Represente la reacción C + O2  C O2, por estructura de Lewis
naturaleza del enlace.
y la
3.4. Para la molécula del tricloruro de boro (BCl3) indique el número de pares de
electrones compartidos y sin compartir.
3.5. Indicar la naturaleza del enlace del Na2 S.
3.6. Indicar la naturaleza del enlace del CaO.
3.7. Indicar la naturaleza del enlace del H2O.
3.8. Indicar la naturaleza del enlace del NH4 NO3.
3.9. Represente la reacción para obtener el Na Cl.
3.10. En relación al enlace disulfuro, que tipo de enlace es.
I
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3.11. Esquematice cómo se forma el SiH4 a partir de sus átomos utilizando las
estructuras de Lewis?
3.12. Cuál es la estructura de Lewis del Silicio
3.13. Indique el tipo de enlace formado en las siguientes moléculas:
a) KBr
b) CO
c) O2
3.14. Indique cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa.
a) Un enlace Covalente Polar se da entre elementos con una gran diferencia de
electroinegativdad.
b) En un enlace Iónico ocurre una transferencia de electrones de un elemento a
otro.
3.15. En el enlace iónico ¿a qué se denomina reducción y oxidación?
3.16. Si un elemento del grupo I-A se une con un elemento del grupo VI-A, ¿qué
tipo de enlace se forma? ¿Por qué?
3.17. Indique las características que deben poseer dos átomos para formar un
enlace Covalente Apolar.
3.18. ¿Qué tipo de enlace se genera para formar el NaF? y explique su solubilidad
o no en el agua.
3.19. ¿Cuál de las sustancias siguientes
intermoleculares de atracción? ¿Por qué?
a) H2O
b) H2S
c) H2Se
d) H2Te
e) H2
tiene
las
mayores
fuerzas
3.20. a) Indique la naturaleza del enlace que se formará cuando el oxígeno se
combine con calcio.
b) Indique la naturaleza del enlace que se formará cuando el oxígeno se combine
con hidrógeno.
c) ¿Cuál de los dos compuestos formados tendrá mayor punto de fusión? Razone
la respuesta.
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4. REACCIONES QUÍMICAS
4.1
DEFINICIÓN:
Una reacción química (o cambio químico) es todo proceso químico en el que
una o más sustancias (reactivos) sufren transformaciones químicas para formar
una o más sustancias nuevas (productos).
Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción
química es la formación del óxido de hierro que se produce al reaccionar el oxígeno
del aire con el hierro.
2 Fe + 3 O2 
Reactivos 
2 Fe2O3
Productos
En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se
rompen, entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos
enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales como se
puede ver en el siguiente esquema de representación de la reacción del ácido
clorhídrico con el nitrato de plata.
I
En una reacción química se cumple la ley de conservación de la masa: la suma
de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.
Esto se debe a que durante la reacción los átomos sólo se reordenan en una
disposición distinta.
4.2.
REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química se representa mediante una ecuación química: En el primer
miembro se encuentran las sustancias que reaccionan (reactivos), y en el segundo
miembro las sustancias que se forman (productos), separados por una flecha, si la
reacción es irreversible o por dos (una en cada sentido), si la reacción es
reversible.
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Además de las fórmulas de las sustancias, deben estar los denominados
coeficientes estequiométricos, los cuales indican el número de moles o moléculas
de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción, usualmente cuando
el coeficiente es uno no se escribe.
También se encuentran los subíndices, que indican la cantidad de átomos
presentes de un elemento en un compuesto, cuando el subíndice es uno no se
escribe es suficiente con el símbolo del elemento. En el proceso de balanceado de
una ecuación química los subíndices no deben modificarse.
En algunos casos es necesario especificar el estado de agregación de la materia
entre paréntesis, sólido (s), líquido (l) o gas (g).
Flecha
Coeficiente
Reactivos
N 2( g )  3H 2( g )  2 NH3( g )
Estado de
agregación
Productos
Subíndice
El número y tipo de átomos, tanto en los reactivos como los productos, deben ser
iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, se dice
que la ecuación está balanceada.
Ejemplos:
H2CO3 ↔ CO2 + H2O
(reacción reversible)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) (reacción irreversible)
4.3.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:
En función del tipo de transformación, las reacciones químicas se pueden clasificar
en las siguientes.
4.3.1.
REACCIONES DE SÍNTESIS:
Reacciones de combinación en que se unen químicamente dos o más
elementos o compuestos para formar compuestos más complejos
A + B →
AB
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Ejemplos:
N2 + 3 H2
→
2 NH3
CaO + H2
→
Ca(OH)2
CaO + SO2 →
4.3.2.
QUIMICA
CaSO3
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN:
Cuando una sustancia compleja se descompone para formar dos o más sustancias
nuevas más sencillas, generalmente se necesita calor para que ocurra la reacción:
Ejemplos:
AB → A + B
MgCO3 + Q → MgO + CO2
Ca(OH)2 + Q → CaO + H2O
2 KClO3 + Q → 2 KCl + 3 O2
4.3.3.
REACCIONES DE SUSTITUCIÓN SIMPLE:
Es aquel en el cual un metal reemplaza a otro ion metálico en un solución, el metal
libre debe ser más activo que el metal que está en solución.
→ AC + B
A + BC
El elemento B del compuesto BC es sustituido por el elemento A.
Ejemplos:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4
4.3.4.
REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN:
Ocurre cuando reaccionan dos compuestos que intercambian elementos,
formándose dos nuevos compuestos:
AB + CD
Ejemplos:
→ CB + AD
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
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QUIMICA
H2SO3 + 2 NaOH → Na2SO3 + 2 H2O
4.3.5.
REACCIONES DE COMBUSTIÓN:
En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y como
resultado se desprende calor y/o luz. Combustión de hidrocarburos con O2
CH + O2 → CO2 + H2O
Ejemplos:
2 C4H10 + 13O2 → 8 CO2 + 10 H2O C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
4.3.6.
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN:
Una reacción de neutralización es un caso especial de reacción de doble
desplazamiento. En este tipo de reacción un ácido y una base reaccionan para
formar un compuesto iónico (sal) y agua. Ácido es una sustancia que libera iones
de hidrogeno y base es una sustancia que libera iones OH-.
Ácido + Base → Sal + Agua
Ejemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O
4.3.7. ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS:
En todas las reacciones químicas se produce un intercambio energético con el
medio (normalmente en forma de calor y/o luz) debido a que la energía
almacenada en los enlaces de los reactivos es distinta a la almacenada en los
enlaces de los productos de la reacción, es así que en la reacción hay emisión o
absorción de energía. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la
energía que se libera o absorbe. La energía liberada o absorbida se denomina
calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:
En una reacción exotérmica la entalpía es negativa (ΔH = -). En una reacción
endotérmica la entalpía es positiva (ΔH = +)
4.3.7.1 REACCIONES EXOTÉRMICAS:
Son aquellas que al producirse, desprenden o liberan calor representado por una
variación de entalpía ΔH.
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QUIMICA
A + BC → AB + C + ΔH
Ejemplos:
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O + ΔH
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 + ΔH
4.3.7.2 REACCIONES ENDOTÉRMICAS:
Son aquellas reacciones en las que es necesaria la absorción de calor para que
puedan llevarse a cabo.
ΔH + A + BC → AB + C
Ejemplos:
CaCO3 + ΔH → CaO + CO2
Cu + H2SO4 + ΔH → CuSO4 + H2
4.3.8. REACCIONES DE ACUERDO A SU REVERSIBILIDAD:
4.3.8.1 REACCIONES REVERSIBLES:
Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para
generar los reactivos iniciales. También se puede decir que la reacción se produce
en ambos sentidos.
A + B → AB
Ejemplos:
CO2 + H2O → H2CO3
FeCI3 + 3 KSCN → Fe(SCN)3 + 3 KCl
4.3.8.2 REACCIONES IRREVERSIBLES:
Un proceso irreversible es el que tiene lugar en un solo sentido y los productos
permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iniciales. , de
esta forma la reacción continúa en la dirección que muestra la ecuación.
A + B → AB
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Ejemplos:
2 K + HNO3
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→ 2 KNO3 + H2
AgNO3 + NaCI → NaNO3 + AgCl
4.3.9. REACCIÓN REDOX:
Las reacciones químicas de óxido-reducción (reacciones redox) son aquellas en las
que se produce una transferencia de electrones, donde se presenta una variación
de los estados de oxidación de las sustancias.
Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos pierde
electrones. Ejemplo:
Al0 →
Al3+ +3 eReducción: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana
electrones. Ejemplo:
Ag+ + 1e- → Ag0
Cada salto equivale a un electrón.
En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren
simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de
átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO hay
producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.
Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman agentes reductores.
Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan agentes
oxidantes.
En la reacción Fe0 → Fe2+ + 2 e-, el Fe es la sustancia que pierde e-, se oxida, por
tanto es el agente reductor.
En la reacción Cu2+ + 2 e- → Cu0, el Cu2+ es la especie química que gana e-, se
reduce, por tanto es el agente oxidante.
Sumando ambas ecuaciones, denominadas también
obtiene la reacción de oxidación - reducción o redox:
semireacciones,
Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0
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se
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4.3.9.1 EL POTENCIAL REDOX (E0)
El potencial Redox o potencial de oxidación-reducción (ORP) es un valor eléctrico
medido en voltios o milivoltios relacionado con los procesos de oxidación y
reducción. Este valor se mide con un electrodo de material inerte (normalmente
platino) y un electrodo de referencia. Es un valor relativo que se obtiene
comparando el potencial redox de un sistema con el potencial del electrodo normal
de hidrógeno al que se le asigna un valor de E0 = 0,00 V (potencial normal) a pH =
0. En los sistemas biológicos (pH = 7,0) el potencial redox es de E0 = - 0,42 V
El electrodo normal de hidrógeno: Consiste en un alambre de platino sumergido en
una solución 1 M de iones hidrógeno (H+), a 25° C, en la que se hace burbujear
gas hidrógeno (H2) a la presión de 1 atm.
Se indica en la siguiente forma: E0 H+ /H2 = 0. Un valor E0 positivo y de alta
magnitud indica que se favorece las reacciones de oxidación. En cambio, un valor
E0 negativo y de baja magnitud indica un ambiente altamente reductor.
Esquema del electrodo normal de hidrógeno
Los potenciales Redox se encuentran tabulados y a continuación se presentan
algunos ejemplos de los potenciales Redox de algunos sistemas.
SISTEMA
E0 (V)
Li+ + 1 e-  Li
- 3,045
Al
3+
Fe
2+
+ 3 e  Al
- 1,662
+ 2 e  Fe
- 0,44
-
-
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Cu2+ + 2 e-  Cu
F 2 + 2 e-  2 F -
QUIMICA
+ 0,336
+ 3,05
SISTEMAS BIOLOGICOS
E0 (V)
acetato- + 3 H+ + 3 e-  acetaldehído + H2O
- 0,581
cistina + 2 H + 2 e  2 cisteina
- 0,340
+ 2 e  NADPH
- 0,320
+
+
NADP + H
+
-
-
fumarato- + 2 H+ + 2 e-  succinatocitocromo c1 ( Fe
+ 0,031
3+
) + e  citocromo c1 ( Fe
3+
) + e  citocromo a3 ( Fe
citocromo a3 ( Fe
-
-
2+
2+
)
+ 0,220
)
+ 0,385
4.3.10. REACCIONES METABÓLICAS
Cada célula desarrolla miles de reacciones químicas que pueden ser exergónicas
(con liberación de energía) o endergónicas (con consumo de energía), que en su
conjunto constituyen el metabolismo celular.
a) Las reacciones exergónicas o exotérmicas:
Son aquellas que liberan energía química y calórica al medio externo, por ejemplo
todas las reacciones rédox o de óxido-reducción que están involucradas en la
respiración celular aerobia (glucólisis, ciclo de krebs, cadena oxidativa).
b) Las reacciones endergónicas o endotérmicas:
Son aquellas que necesitan incorporar energía química para sintetizar o producir
moléculas orgánicas, no se produce liberación de calor hacia el medio externo, por
ejemplo la fotosíntesis oxigénica, la síntesis de proteínas, la síntesis de lípidos.
4.4.
ESTEQUIOMETRIA:
Parte de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las
masas y los volúmenes de los reactivos y productos que intervienen en una
reacción química.
4.4.1. PESO MOLECULAR:
Es la masa relativa de una molécula, comparada con la masa del átomo de
carbono. El peso molecular puede calcularse, si se conoce la fórmula de la
sustancia, sumando los pesos atómicos y multiplicándolos por el número de
átomos presentes.
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Ejemplo el peso molecular del agua, H2O, es 18 g/mol; el peso molecular de la
glucosa, C6H12O6, es 180 g/mol.
Al cociente entre dos coeficientes estequiométricos se le denomina razón
estequiométrica, es un parámetro constante y universal para cada par de
participantes en una reacción.
3 H2SO4
+ 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3
+ 6 H2O
4.4.2 Relación mol – mol
Para la siguiente ecuación balanceada
4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
a) ¿Cuántos moles de O2 reaccionan con 3,17 moles de Al?
b) A partir de 8,25 moles de O2, ¿cuántos moles de Al2O3 se producen?
Las relaciones estequiométricas requeridas a partir de la ecuación balanceada son:
3 moles O2
4 moles Al
2 moles Al 2O3
3 moles O2
a) 3,17 moles Al  3 moles O2  2,38 moles O2
4 moles Al
b) 8,25 moles O2  2 moles Al2O3  5,50 moles Al2O3
3 moles O2
4.4.3 Relaciones mol – gramo
La siguiente ecuación muestra la reacción de descomposición del clorato de
potasio.
KClO3 → KCl + O2
a) Cuántos gramos de oxigeno (O2) serán necesarios para obtener 2,25 moles de
clorato de potasio (KClO3)
b) Si se descomponen 755 g de clorato de potasio (KClO 3), ¿cuantos moles de
cloruro de potasio (KCl) se obtendrán?
Primero se debe balancear la ecuación:
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
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a) 2,25 moles KClO3  3 moles O2  32 g O2 108 g O2
2 moles KClO3 1mol O2
b) 755 g KClO3  1mol KClO3  2 moles KCl  6,16 moles KCl
122,5 g KClO3 2 moles KClO3
4.4.4 Relación gramos – gramos.
¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2
en base a la siguiente ecuación balanceada?
4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) → 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l)
100 g Zn( NO3 )2 
1mol Zn( NO3 )2 10 moles HNO3
63 g HNO3


 83,33 g HNO3
189 g Zn( NO3 )2 4 moles Zn( NO3 )2 1mol HNO3
4.4.5 Cálculos con volumen
Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con
los siguientes requisitos: En reacciones gaseosas, el número de moles es
numéricamente igual al número de volúmenes. La reacción se lleva a cabo en
condiciones normales de temperatura y presión (T = 0° C = 273 K, P = 1 atm).
El volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones normales (CN) de
presión y temperatura es igual a 22,4 L (1 mol gas = 22,4 L)
Ejemplo: Determinar el volumen de O2, en condiciones normales, que se requieren
para quemar completamente 56 L de metano (CH4), en las mismas condiciones.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
a)
56 L CH 4 
2 L O2
112 L O2
1 L CH 4
La siguiente ecuación muestra la reacción de combustión del etano en CN.
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (g)
Calcule:
a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3,17 moles de C2H6 (etano)?
b) ¿Cuántos moles de CO2 (dióxido de carbono) se producen si se obtiene 13,5
litros de vapor de agua?
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c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de
CO2 (dióxido de carbono)?
a) 3,17 moles C2 H 6  7 moles O2  22,4 L O2  248,5 L O2
2 moles C2 H 6
1mol O2
b) 13,5 L H 2O  1mol H 2O  4 moles CO2  0,4 moles CO2
22,4 L H 2O 6 moles H 2O
c)
125 L CO2 
1mol CO2 2 moles C2 H 6 30 g C2 H 6


 83,7 g C2 H 6
22,4 L CO2 4 moles CO2 1mol C2 H 6
4.6. EJERCICIOS RESUELTOS
1. El dióxido de azufre (SO2) reacciona con el oxígeno (O2) para formar trióxido de
azufre (SO3). a) Escribe la reacción química y ajústala. b) ¿Qué sustancia es el
producto y cuáles son los reactivos?
a) 2 SO2 + O2 → 2 SO3
b) Los reactivos son el SO2 y el O2 ; el producto es el SO3
2. ¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2 en
base a la siguiente reacción?
Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2O + H2O
Primero balancear la reacción química
4 Zn + 10 HNO3 -- 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O
100 g Zn( NO3 ) 2 
1 mol Zn( NO3 ) 2
10 moles HNO3
63 g HNO3


 83,3 g HNO3
189 g Zn( NO3 ) 2 4 moles Zn( NO3 ) 2 1 mol HNO3
3. El nitrito de amonio acuoso se descompone por calentamiento según la
reacción (nitrito de amonio NH4NO2  N2 + 2 H2O). Que volumen de nitrógeno
en condiciones normales será liberado por la descomposición de 80 g de nitrito
de amonio.
NH4NO2  N2 + 2 H2O
80 g NH 4 NO2 
1 mol NH 4 NO2
1 mol N 2
22,4 L N 2


 28 L N 2
64 g NH 4 NO2 1 mol NH 4 NO2 1 mol N 2
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4. El estaño sufre una oxidación cuando reacciona con ácido nítrico de acuerdo a
la siguiente reacción: Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O a) Que cantidad (en
libras) de ácido nítrico reaccionara con 895 g de estaño. b) Que volumen de
dióxido de nitrógeno en condiciones normales se obtendrán a partir de la
reacción de 2,5 kg de estaño.
Sn + 4 HNO3  SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O
1 mol Sn 4 moles HNO3 63 g HNO3
1 lb HNO3



 4,2 lb HNO3
119 g Sn
1 mol Sn
1 mol HNO3 453,6 g HNO3
a)
895 g Sn 
b)
2,5 Kg Sn 
1000 g Sn 1 mol Sn 4 moles NO2 22,4 L NO2



 1882,4 L NO2
1Kg Sn 119 g Sn
1 mol Sn
1 mol NO2
5. La siguiente ecuación, muestra la reacción de combustión del butano
C4H10 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g)
Calcule:
a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3.17 moles de C4H10 (butano)?
b) ¿Cuántos moles de CO2 (dióxido de carbono) se producen si se obtiene 13,5
L de vapor de agua?
c) ¿Cuántos gramos de C4H10 (butano) son necesarios para obtener 125 L de
CO2
Primero balancear la reacción química
2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 
a)
3,17 moles C 4 H 10 
b)
13,5 L H 2 O 
c)
125 L CO2 
8 CO2 (g) + 10 H2O (g)
13 moles O2
22,4 L O2

 461,5 L O2
2 moles C 4 H 10 1 mol O2
1 mol H 2 O 8 moles CO2

 0,37 moles CO2
22,4 L H 2 O 13 moles H 2 O
1mol CO2 2 moles C4 H10 58 g C4 H10


 80,9 g C4 H10
22,4 L CO2 8 moles CO2 1mol C4 H10
4.7. EJERCICIOS PROPUESTOS:
4.1. Completa las siguientes reacciones
a) Síntesis CI2O + .......... → HCIO
b) Descomposición NH4NO3 → .......... + ..........
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c) Desplazamiento AI + Cr2O3
→
QUIMICA
.......... + ..........
d) Doble sustitución AI(OH)3 + HNO3 → .......... + ..........
4.2. Nombrar el tipo de reacción que representa cada una de las reacciones
planteadas a continuación.
a) 2 H2 + O2 → 2 H2O
………………….………
b) 2 Na + CI2 → 2 NaCI .……………….………
c) H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O ……………….………
d) LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O ………………….………
e) HBrO2 →
HBr + O2
………………….………
4.3. Balancear las siguientes ecuaciones
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
H2+ O2  H20
N2 + H2  NH3
H2O + Na  Na(OH) + H2
KClO3 KCl + O2
FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
Cr2O3 + Al  Al2O3 + Cr
Ag + HNO3  NO + H2O + AgNO3
CuFeS2 + O2  SO2 + CuO + FeO
4.4. La reacción en la que se combina el oxígeno con una sustancia combustible,
se denomina:
4.5. ¿Qué indican los coeficientes estequimétricos?
4.6. ¿Qué indican los subíndices en la formulas químicas?
4.7. ¿Cómo se denominan las reacciones en las que dos compuestos intercambian
elementos formando dos nuevos compuestos?
4.8. Indique las diferencias entre las reacciones exotérmicas y endotérmicas
4.9. La sosa cáustica se prepara comercialmente a partir de carbonato de sodio
y cal apagada según la reacción Na2CO3 + Ca(OH)2  CaCO3 + NaOH.
Cuantos gramos de hidróxido de sodio podrán obtenerse a partir de 0,5 kg de
Na2CO3
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4.10. ¿Cuál será la cantidad (en g) de carburo de calcio necesario para obtener
5,2 g de acetileno (C2H2)? CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2
4.11. Calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6
moles de NH3 según la siguiente ecuación: 3H2 + N2  2NH3
4.12. Calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25
moles de KClO3 según la siguiente ecuación: 2KClO3  2KCl + 3O2
4.13. Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO2) obtenidas
cuando se producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido
nítrico por la luz? 4HNO3  4 NO2 + 2H2O + O2
4.14. ¿Cuantos moles de dióxido de azufre pueden obtenerse quemando 16
gramos de azufre? S8 + O2  S O2
4.15. ¿Qué cantidad de masa de H2, que reacciona con O2, produce 11.91 g de
H2O?
4.16. sodio es un metal que reacciona en forma instantánea con agua dando
gas hidrógeno y una disolución de NaOH ¿Qué cantidad de sodio
metálico se necesitan para obtener 7,81 g de hidrógeno?
4.17. Para obtener la urea se hicieron reaccionar 637,2 g de amoníaco con
1142 g de dióxido de carbono, según la reacción:
2 NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O.
a) ¿Qué masa de producto (urea) se formó?
b) ¿Qué masa de reactivo en exceso quedó sin reaccionar?
4.18. La aspirina (ácido acetil salicílico) se prepara por calentamiento del ácido
salicílico (C7H6O3) con el anhídrido acético (C4 H6 O3).
C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O2
Cuando se calientan 2,0 g de ácido salicílico con 4,0 g de anhídrido
acético. Cuántos g de aspirina se forman?
4.19. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e
hidrógeno.
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a) ¿Qué volumen de gas, medido en C.N., se obtendrá al reaccionar 2,23 g
de cinc?
b) Si se obtienen 0,25 L de hidrógeno, medido en C.N. ¿cuál será la
cantidad de cloruro de cinc formado?
4.20. Algunas de las reacciones más conocidas de neutralización con antiácidos
es la reacción del bicarbonato sódico; esta reacción es conocida por
liberar ciertas cantidades de dióxido de carbono que finalmente se
disipan tras su ingestión según la reacción:
bicarbonato de sodio + HCl → NaCl + dióxido de carbono + H 2O. ¿Cuál
será la cantidad de dióxido de carbono (en mL) que se forman cuando
reaccionan 2,5 g de bicarbonato de sodio?
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5. NOMENCLATURA Y NOTACIÓN EN QUÍMICA INORGÁNICA
5.1. DEFINICIONES
La Química Inorgánica, es la ciencia que se encarga del estudio integrado de la
formación, composición, estructura y reacciones de todos los elementos y
compuestos inorgánicos, es decir los que no poseen enlaces carbono hidrógeno en
su estructura.
Nomenclatura, palabra que proviene del latín Nome = nombre, la nomenclatura se
basa en un lenguaje adoptado para nombrar a las sustancias puras, sean simples o
compuestas.
Notación o formulación química, proviene del griego notare = escribir, implica la
correcta escritura de los compuestos químicos.
5.2 ELEMENTO
Lavoisier, definió ELEMENTO, como toda sustancia que no puede ser
descompuesta por medios químicos, en otra más simple, está formado por una
sola clase de átomos, los que poseen el mismo número atómico.
a) Elemento atómico: Es una partícula másica, eléctricamente neutra. Jöns Jacob
Berzelius (creador del lenguaje químico) propuso representar los átomos de los
elementos por Símbolos, la escritura se realiza anotando la primera letra del
nombre con mayúscula, o dos letras si existen varios elementos que comienzan con
la misma letra, la segunda letra se escribe con minúscula, ningún símbolo lleva más
de dos letras. Algunos elementos se identifican utilizando las primeras letras del
nombre griego o latino. Ejemplo:
Elemento
Símbolo
Nombre latino
Sodium
Na
Natrium
Mercurio
Color
Na
Hg amarillo contiene
Hidrargirum
La identificación de los elementos también se efectúa, considerando algunos otros
aspectos tales como:
En homenaje al nombre de un país o continente:
Francio
Fr
Francia
Germanio
Ge
Alemania
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Europio
Eu
QUIMICA
Europa
Considerando a los astros y planetas:
Selenio
Se
A la Luna
Paladio
Pd
Al asteroide Palas
Uranio
U
Al Planeta Urano
En homenaje a algunos científicos:
Curio
Cm
Marie y Pierre Curie
Lawrencio
Lw
H. Lawrence
b) Elemento Iónico: Un elemento iónico, es una partícula másica con carga
eléctrica positiva o negativa. Para su representación se utiliza el símbolo del
elemento iónico acompañado de su carga positiva o negativa, colocada en la parte
superior y derecha del símbolo.
Se deben diferenciar los términos anión y catión. Anión es un ion cuya carga neta
es negativa, debido al incremento en el número de electrones; en cambio un catión
es un ion con carga neta positiva debido a la pérdida de uno o más electrones.
ION POSITIVO DEL BERILIO
Ión Positivo
Ión Negativo
Compuesto
(Catión)
(Anión)
Na+
As O - 3
Na+NO- 3
Ca++
l O3-
Cu2+ (Cl O3-)2
Al+++
S O4=
Bi3+2 (S O4=)3
5.2.1. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Los elementos en función a su comportamiento químico se clasifican en: metales, no
metales, semimetales, gases nobles.
Los metales, son elementos que tienen gran tendencia a perder electrones formando
iones positivos o cationes y los no metales a ganarlos, dando iones negativos o
aniones, los semimetales, tienen comportamiento químico de metales y no metales,
por ello se los denomina anfóteros. Los gases nobles son elementos de poca afinidad
química.
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5.3 VALENCIA
Edward Frankland, en 1852, desarrolla la “teoría de la valencia”, en la que hace
referencia a la palabra latina “Valencia” que significa “poder combinante”, es decir,
la capacidad de combinación de un átomo.
En los enlaces químicos se pueden perder, ganar o compartir electrones para
adquirir la configuración del gas noble más cercano en la tabla periódica. Esos
electrones presentes en las últimas capas de los átomos, son los que entran en
juego a la hora de formar enlaces químicos y se les conoce como electrones de
valencia.
La Tabla Periódica es un sistema de clasificación de los elementos químicos. Está
formada por filas (periodos) y columnas (grupos). Los grupos reúnen a los
elementos que tienen la misma cantidad de electrones en su nivel exterior y por lo
tanto las mismas propiedades químicas. La valencia de los elementos, está en
función al número del Grupo de la Tabla periódica, es decir, que de los Grupos
pares las valencias presentan valencias pares.
ELEMENTOS QUÍMICOS Y SUS VALENCIAS
METALES
MONOVALENTES
DIVALENTES
TRIVALENTES
Litio
Li +1
Berilio
Aluminio
Al +3
Sodio
Na +1
Magnesio Mg +2
Galio
Ga +3
Potasio K +1
Calcio
Indio
In +3
Rubidio Rb +1
Estroncio Sr +2
Escandio
Sc +3
Be +2
Ca +2
MONO-DIVALENTES
DI-TRIVALENTES
Cobre
Hierro
Cu +1, +2
Mercurio Hg +1, +2
MONO-TRIVALENTES
Oro
Au +1, +3
Talio
Tl +1, +3
Fe +2, +3
Cobalto
Co +2, +3
TRI-PENTAVALENTES
Niquel
Ni +2, +3
Bismuto
Bi +3, +5
DI-TETRAVALENTES
Estaño Sn +2,+4
Plomo
Pb +2, +4
Platino Pt +2, +4
Paladio Pd +2, +4
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NO METALES
Halógenos
Fluor
Cloro
Bromo
Yodo
Símbolo Valencia Valencia
Negativa Positiva
F
-1
Cl
-1
1+3+5+7+
Br
-1
1+3+5+7+
I
-1
1+3+5+7+
Nitrogenoides
Nitrógeno
Fósforo
Arsenio
Antimonio
Boro
Calcógenos
Oxígeno
Azufre
Selenio
Teluro
Símbolo Valencia
Negativa
O
-2
S
-2
Se
-2
Te
-2
Valencia
Positiva
2+4+6+
2+4+6+
2+4+6+
Carbonoides
N
P
As
Sb
B
-3
-3
-3
-3
-3
Carbono
Silicio
3+5+
3+5+
3+5+
3+
C
Si
-4
-4
4+
4+
POLIVALENTES (ANFÓTEROS)
Cromo
Cr
+2, +3, +6
Manganeso
Mn
+2, +3, +4,+6, +7
Molibdeno
Mo
+2, +3, +4, +5, +6
Wolframio
W
+2, +3, +4, +5, +6
Uranio
U
+3, +4, +5, +6
Iridio
Ir
+2, +3, +4, +6
Titanio
Ti
+3, +4
5.4 COMPUESTO IÓNICO
Dalton, supuso que cuando se mezclaban dos elementos, se obtenía como
resultado un compuesto químico, el mismo que contenía un átomo de cada uno, es
decir, cuando los átomos que constituyen un sistema material son diferentes, el
conglomerado formado se llama compuesto químico.
Ejemplo:
4 Li + O 2
2Li 2 O
Oxido de litio
El catión, constituyente electropositivo, debe ir al principio.
El anión, constituyente electronegativo, irá en segundo lugar.
Se denominan nombrando primero el componente electronegativo y al final el
componente electropositivo.
Los compuestos se clasifican en función al número de elementos que compone la
molécula en: Compuestos Binarios, aquellos que están formados por 2 elementos;
Compuestos Ternarios, aquellos que están formados por 3 elementos; Compuestos
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Cuaternarios, aquellos que están formados por 4 elementos; Compuestos
Complejos, aquellos que están formados por más de 4 elementos.
Son aquellos metales que al perder electrones adquieren carga positiva y los No
metales al ganar electrones adquieren carga negativa. Estos al combinarse forman
compuestos iónicos, cuya aplicación es amplia, entre los que se encuentran:
Ti O2
Oxido de Titanio, para la fabricación de biomateriales (placas).
H2 O2
Peróxido de Hidrógeno o agua oxigenada, como antiséptico.
Al (OH)3
Hidróxido de Aluminio, como antiácido.
Cl Na
Cloruro de sodio, sal común en soluciones fisiológicas.
Ba2 SO4
Sulfato de Bario, como contraste radiológico.
Na Cl O
Hipoclorito de sodio, como antiséptico y blanqueador.
Ca CO3
Carbonato de calcio, en la fabricación de yeso.
ATOMO
ATOMO
CATION
ANION
5.5 COMPUESTOS MOLECULARES
Están formados por unidades moleculares discretas, formados por elementos no
metálicos, generalmente son compuestos binarios, la escritura es irregular para los
compuestos que presentan hidrógeno.
Ejemplos:
HCl
Cloruro de hidrógeno/ ácido clorhídrico
CO
Monóxido de Carbono
NH3
Amoniaco
5.6. FORMULA QUÍMICA
La fórmula química es una representación simbólica de la molécula o unidad
estructural de una sustancia, en la que se indica la cantidad o proporción de
átomos que intervienen en el compuesto. Así por ejemplo:
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Coeficiente
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2 Bi2 O3
Subíndice
El compuesto está formado de 4 átomos de Bismuto por cada 6 átomos de
oxígeno. La condición para que la fórmula de un compuesto esté bien escrita es que,
la suma de los productos del número de átomos de un elemento por su valencia (con
su signo) debe ser nula. Esta regla está basada en que las sustancias deben ser
eléctricamente neutras. El elemento más electronegativo actúa con valencia negativa,
y el otro u otros, con positiva.
a) Fórmula Empírica: Indica cuáles son los elementos presentes y la proporción
mínima de los diferentes átomos que forman dicho compuesto, en números
enteros, son las fórmulas más sencillas. Así el sulfuro de calcio se representa:
Ca S ó en general Cax S x
Otro ejemplo: Peróxido de Hidrógeno, su fórmula empírica es HO
b) Fórmula Molecular o Global: Indica el número exacto de átomos de cada
elemento y clase de átomos de una molécula. Ejemplo:
H2O2 Peróxido de hidrógeno
HCl
Ácido clorhídrico (1 átomo de hidrógeno y 1 de cloro)
C6 H6 Benceno (6 átomos de carbono y 6 átomos de hidrógeno)
Esta fórmula permite escribir directamente la fórmula de un compuesto.
c) Fórmula funcional: Muestra el grupo funcional del compuesto:
OH
Al
OH
OH
d) Fórmula Estructural: Las fórmulas estructurales de los compuestos, son
aquellas que expresan el número total de los elementos que forman parte de un
compuesto, su composición centesimal y la función química. Representa la
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QUIMICA
ordenación de los átomos y cómo se enlazan para formar moléculas. Ejemplo:
Bromo hexano:
H H H H H H
H – C – C- C- C- C- C- Br
H
H H H H H
5.7 SISTEMATIZACIÓN DE LA NOMENCLATURA
Los sistemas de nomenclatura para nombrar los compuestos, son los siguientes: la
Nomenclatura sistemática o de I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada), la nomenclatura funcional o de STOCK, la nomenclatura clásica o
tradicional.
La nomenclatura sistemática o de I.U.P.A.C., nombra a los compuestos binarios y
ternarios básicos utilizando prefijos de cantidad numéricos como: di, tri, tetra, etc;
para indicar la proporción de cada uno de los elementos que se encuentren repetidos
en el compuesto.
La nomenclatura Funcional o STOCK, se caracteriza por la introducción de números
romanos entre paréntesis, para indicar los números o estados de oxidación (valencia)
de los elementos. El número de oxidación del elemento se indica en números
romanos y entre paréntesis inmediatamente después del nombre. Si en el
compuesto interviene un elemento cuyo número de oxidación es constante es
innecesario indicarlo.
La Nomenclatura Clásica, designa nombres a los compuestos tomando en cuenta la
función a la cual pertenece, dando un Nombre genérico y un Nombre Específico a
cada compuesto. Se utilizan las terminaciones –oso o –ico para los estados de menor
y mayor valencia de los elementos (respectivamente), y se usa hipo…oso o
hiper...ico, en el caso de que existan más de dos valencias para un elemento.
5.8 CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
5.8.1 ÓXIDOS METÁLICOS Ó BÁSICOS.
Son compuestos que resultan de combinar un metal con el oxígeno.
Metal + Oxigeno
Óxido Metálico
Ba
+ O2
Ba O
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El oxígeno actúa con valencia −2. En la escritura colocar primero el símbolo del
elemento distinto del oxígeno y a continuación del oxígeno.
El oxígeno se combina con todos los elementos químicos, excepto con los gases
nobles.
En cuanto a su nomenclatura:
a) Nomenclatura Clásica: Se nombran con la palabra “óxido” seguida del nombre
del metal, precedida de la preposición – de - . Si éste tiene varias valencias, la
terminación del nombre del metal es en -oso o en -ico, según actúe con la menor o
con la mayor valencia, respectivamente.
b) Nomenclatura Stock: Se nombra con la palabra “óxido”, seguida del nombre del
metal y entre paréntesis en números romanos el número de oxidación.
c) Nomenclatura IUPAC: Se emplearán los prefijos correspondientes a los
subíndices.
COMPUESTO
IUPAC
STOCK
CLASICA
Fe2 O3
Trióxido de dihierro.
Oxido de hierro (III)
Oxido férrico
Ra O
Monóxido de radio
Oxido de radio (II)
Oxido de radio
Pb O2
Dióxido de plomo
Oxido de plomo (IV)
Oxido plúmbico
Pt O
Monóxido de platino
Oxido de platino (II)
Oxido platínico
Ni 2O3
Trióxido de diníquel
Oxido de niquel (III)
Oxido niquélico
5.8.2 ÓXIDOS NO METÁLICOS, OXIDOS ACIDOS Ó ANHÍDRIDOS
Resultan de la combinación de un No metal con el Oxigeno, formando un anhídrido u
óxido No Metálico:
No metal
Si
+ Oxigeno
+
O2
Oxido No Metálico ó Anhídrido
Si O2
a) Nomenclatura de IUPAC o Sistemática: Se utilizan prefijos para indicar la
proporción en que se encuentran presentes el oxígeno y el No Metal.
b) Nomenclatura de STOCK: La denominación es con la palabra “óxido”, seguida
del nombre del No metal y la valencia del No metal con números romanos entre
paréntesis.
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c) Nomenclatura Clásica: Se nombra con la palabra Anhídrido, seguida del nombre
del No Metal y si éste tiene varias valencias, la terminación del nombre del No metal
es en: -oso o en –ico-, según actúe con
la menor o con la mayor valencia,
respectivamente. Si tiene más de dos
valencias, se emplean los prefijos
hipo- para la menor y per- para la mayor.
COMPUESTO
IUPAC
STOCK
CLASICA
Cl2 O
Monóxido de dicloro
óxido de cloro (I)
Anhídrido
hipocloroso
Br2O5
Pentóxido de dibromo
Óxido de bromo (V)
Anhídrido Brómico
l2 O7
Heptóxido de diyodo
Óxido de yodo (VII)
Anhídrido peryódico
CO
Monóxido de carbono
Óxido de carbono (II) Anhídrido carbonoso
N2O3
Trióxido de dinitrógeno
Óxido de nitrógeno Anhídrido nitroso
(III)
5.8.3 HIDRUROS METÁLICOS
Compuestos formados por la unión de un metal y el hidrógeno. El hidrógeno actúa
con valencia (–1), porque es más electronegativo que los metales que actúan con
positiva.
Metal + Hidrógeno
2Bi
+ 3H2
Hidruro Metálico
2Bi H3
a) Nomenclatura sistemática: Se nombran con la palabra genérica “hidruro”
seguida del nombre del elemento Metálico. Las proporciones de los constituyentes se
pueden especificar, mediante prefijos griegos.
b)
Nomenclatura de STOCK: La denominación es con La palabra “hidruro”,
seguida del nombre del Metal y la valencia del metal con números romanos entre
paréntesis.
c) Nomenclatura Clásica: Se nombra mediante la palabra “hidruro”, seguida del
metal con la terminación -ico u –oso para indicar la valencia del mismo.
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COMPUESTO
IUPAC
STOCK
CLASICA
Na H
Monohidruro de sodio
Hidruro de sodio (I)
Hidruro sódico
Cu H2
Dihidruro de cobre
Hidruro de cobre (II)
Hidruro cúprico
Al H3
Trihidruro de alumninio
Hidruro de aluminio Hidruro alumínico
(III)
5.8.4 HIDRUROS NO METÁLICOS O ÁCIDOS HIDRÁCIDOS
Estos compuestos están formados por la unión de un no metal y el hidrógeno. El
hidrógeno actúa con (1+) y el no metal con valencia negativa.
Hidrógeno + No Metal
H2
+
Hidruro No Metálico
S
H2S
ácido sulfhídrico
La combinación del hidrógeno (+1) con un no metal de los grupos VIA y VIIA, dará como
resultado los denominados hidruros no metálicos o ácidos hidracidos y la combinación del
hidrógeno (+1) con un no metal de los grupos IIIA, IVA y VA resulta em hudruros no
metálicos volátiles.
a) Nomenclatura sistemática IUPAC: Se nombran con la palabra genérica “hidruro”
seguida del nombre del elemento no metálico. Las proporciones del hidrogeno se
pueden especificar mediante prefijos griegos.
b) Nomenclatura STOCK: se nombra el No metal com la terminación URO, luego
la preposición DE, y posteriormente la palabra HIDRÓGENO.
c) Nomenclatura clásica: El nombre genérico es ACIDO, y el nombre del no
metal presenta el sufijo HIDRICO.
COMPUESTO
IUPAC
STOCK
CLÁSICA
HF
Fluoruro de hidrógeno
Fluoruro
hidrógeno
de Ácido flurhídrico
H2 Se
Seleniuro de dihidrógeno
Seleniuro
hidrógeno
de Ácido selenhídrico
HI
Ioduro de hidrógeno
Ioduro de hidrógeno
Ácido yodhídrico
H2S
Sulfuro de dihidrógeno
Sulfuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
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5.8.5 HIDRÓXIDOS O BASES
Son compuestos que resultan de la combinación de un óxido metálico o básico con el
agua. El hidrógeno y el oxígeno forman el grupo hidróxido OH- que actúa con valencia
-1.
Oxido Metálico + Água
Hg O + H2 O
Hidróxido
Hg (OH) 2
a) Nomenclatura sistemática: El hidróxido se nombra con los prefijos numerales
mono, di, tri, tetra, etc, para indicar las proporciones del ión hidróxido y del ión
metálico.
b) Nomenclatura de STOCK: Un hidróxido se nombra con la palabra “hidróxido”, la
preposición – de -, el nombre del Metal y la valencia del metal con números romanos
entre paréntesis.
c) Nomenclatura Clásica: Se nombra mediante la palabra “hidróxido”, el nombre del
metal con la terminación -ico u –oso para indicar la valencia, mayor y menor
respectivamente (1)(2)(4). Ejemplos:
Fórmula
Nomenclatura
Nomenclatura
de Stock
Nomenclatura
Sistemática
Clásica
LiOH
Hidróxido de lítio
Hidróxido de litio
Hidróxido de litio
Ba (OH)2
Hidróxido de bario (II)
Dihidróxido de bario
Hidróxido bárico
Ni(OH)2
Hidróxido de níquel (II)
Dihidróxido de niquel
Hidróxido niqueloso
Cr(OH)3
Hidróxido de cromo(III)
Trihidróxido de cromo
Hidróxido crómico
KOH
Hidróxido de potasio
Hidróxido de potasio
Hidróxido potásico
5.8.6 ÁCIDOS OXOÁCIDOS
Son compuestos que resultan de la combinación de un óxido ácido o anhídrido con el agua, a
los que se denomina Acido Oxácido.
Oxido ácido + Agua  Ácido oxoácido
SO3
+ H2 O

H2 SO4
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a) Nomenclatura de IUPAC o Sistemática: Los compuestos se nombran con la
palabra “óxo”, seguida del prefijos mono, di, tri, tetra, etc. y del nombre del No Metal
acabado en “- ato”, se indica la valencia del no metal entre paréntesis y en números
romanos, y se termina con “de hidrógeno”. Se puede suprimir el prefijo “mono”.
b) Nomenclatura de STOCK: La denominación es con la palabra “Ácido”, seguida
del nombre del No Metal y el prefijo numerales (monoxo, dioxo, trioxo, etc) y la
terminación –ico- con el número de valencia en romanos, entre paréntesis.
c) Nomenclatura Clásica: La denominación es con La palabra “Ácido”, seguida del
nombre del No Metal y el prefijo –hipo – per – y los sufijos - oso e - ico. Ejemplos:
Fórmula
Nomenclatura
Clásica
Nomenclatura Funcional
HClO
Ácido hipocloroso
Ácido oxoclórico(I)
HClO2
Ácido cloroso
HBrO3
HNO2
Nomenclatura
Sistemática
IUPAC
o
oxoclorato(I)
hidrógeno
de
Ácido dioxoclórico(III)
dioxoclorato(III)
hidrógeno
de
Ácido brómico
Ácido trioxobrómico(V)
trioxobromato(V)
hidrogeno
de
Ácido nitroso
ácido dioxonítrico(III)
dioxonitrato (III)
de hidrógeno
HClO4
Ácido perclorico
ácido tetraoxoclorico(VII)
tetraoxoclorato(VII) de
hidrógeno
5.8.7 ÁCIDOS POLIHIDRATADOS O POLIACIDOS
Son aquellos elementos que pueden combinarse con más de una molécula de agua,
para estos en su nomenclatura clásica se usan los prefijos meta- (1 H2O), piro- (2
H2O) y orto- (3 H2O) para los ácidos de los no metales trivalentes y pentavalentes.
Los prefijos meta- (1 H2O) y orto- (2 H2O) para los ácidos de los no metales
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tetravalentes. Los ácidos que resultan de la máxima hidratación de los anhídridos,
pueden nombrarse también sin el prefijo orto-.
Ejemplos:
El arsénico, antimonio, boro y vanadio forman los mismos ácidos que el fósforo.
P2O5 + H2O  HPO3
ácido metafosfórico
P2O5 + 2H2O  H4P2O7
ácido pirofosfórico
P2O5 + 3H2O  H3PO4
ácido ortofosfórico
En cambio el Si y el Ti, presentan las siguientes variantes:
H2O

H2 Si O3
2 Si O2 + 3 H2O

H6 Si2O7
Si O2 + 2 H2O

H4 Si O4 ácido ortosilícico o silícico
Si O2 +
ácido metasilícico
ácido pirosilícido o disilícico
5.8.8 TIOACIDOS: Se forman al sustituir total o parcialmente los átomos de
oxígeno de un ácido oxácido. (Normal, Polihidratado o Poliácido) por igual
cantidad de átomos de azufre. Ejemplo:
HClO3
H2CO3


HClO2S
H2COS2


Ácido Tioclórico
Ácido ditiocarbónico
5.8.9 SALES:
Son compuestos formados por la combinación de uno o más cationes y uno o más aniones.
Ejemplo:
Cátion + Anión
 Sal
2 K+ + SO= 3
 K 2SO3
Muchas sales se obtienen por reacción directa entre ácidos y un metal, una base o un
óxido metálico.
En función a la presencia de diferentes clases de cationes y aniones, las sales se
clasifican en Sales Neutras, Ácidas, Básicas, Oxisales.
5.8.9.1 Sales haloideas neutras o hidrosales: Resultan de la combinación de un
metal con un radical halogénico neutro, también se comprende como el resultado de
la sustitución total de los átomos de hidrógeno de un ácido hidrácido, que entra en
combinación con un metal, óxido o un hidróxido.
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a) Nomenclatura IUPAC: Se nombran con el nombre del no metal con el sufijo URO
y prefijos numerales di,tri,etc, y por último el nombre del metal.
b) Nomenclatura STOCK: Se nombran con el nombre del no metal con el sufijo URO
la preposición – de- seguida del nombre del metal y entre paréntesis el número de
oxidación.
c) Nomenclatura clásica: El nombre del no metal con el sufijo URO y el nombre del
metal que lleva el sufijo ICO u OSO.
Fórmula
Nomenclatura IUPAC Nomenclatura de Stock Nomenclatura Clásica
BaF2
difluoruro de Bario
Fluoruro de bario
Fluoruro bárico
Cloruro de cobalto (III)
Cloruro cobáltico
CoCl3
tricloruro de cobalto
CuBr
monobromuro de cobre Bromuro de cobre(I)
Bromuro cuproso
SnS2
disulfuro de estaño
Sulfuro estánnico
Sulfuro de estaño (IV)
5.8.8.2 Sales oxisales neutras
Es el resultado de la sustitución total de los átomos de hidrógeno de un ácido
Oxácidos y se forman cuando reaccionan con metales, óxidos e hidróxidos.
Cátion + Anión
SO= 4 + 2Cs+
 Sal ácida

Cs2 SO4 Sulfato césico ó Sulfato de cesio
a) Nomeclatura IUPAC: el nombre genérico es SAL, el nombre específico lleva la
palabra OXO con prefijos numerales y el nombre del no metal con sufijo ATO entre
paréntesis la valencia en números romanos, luego la preposición DE, y por último el
nombre del metal con su valencia en números romanos entre paréntesis.
b) Nomenclatura STOCK: el nombre genérico es SAL, el nombre específico lleva el
nombre del Radical halogénico terminado en ATO o ITO, luego el nombre del metal
con su valencia en números romanos entre paréntesis.
c) Nomenclatura clásica: El nombre genérico es SAL, el específico lleva el nombre
del radical halogénico terminado en ITO o ATO y luego el nombre del metal.
Sal
Nomenclatura Clasica
Nomenclatura IUPAC
Na ClO
hipoclorito de sódio
monoxoclorato(I) de sodio
K2 SO3
sulfito potásico
trioxosulfato(IV) de potasio
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Fe SO4
Cu(NO3)2
sulfato ferroso o de hierro(II)
QUIMICA
tetraoxosulfato(VI) de hierro(II)
nitrato cúprico o de cobre(II)
ditrioxonitrato(V) de cobre(II)
Mg(MnO4)2 permanganato de magnésio
ditetraoxomanganato(VII) de magnésio (II)
5.8.8.3 SALES OXISALES ACIDAS
Las sales ácidas resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido por
metales. Están formadas por un anión que todavía contiene hidrógeno (ácido) y un
catión el metal, por lo que la sustitución de átomos de hidrógeno es de forma parcial.
Cátion + H radical halogénico
Ag+
+
HSO- 4
 Sal ácida
 Ag HSO4
Sulfato ácido argéntico
a) Nomenclatura IUPAC: el nombre genérico es SAL, en el nombre específico se
escribe primero el prefijo HIDROGENO, seguido de un sufijo numeral y la palabra
OXO y luego el nombre del no metal terminado en ATO co su valencia en números
romanos entre paréntesis, y finalmente el nombre del metal con su valencia en
números romanos entre paréntesis. Puede incluir prefijos multiplicativos bis, tris,
tetraquis, etc.
b) Nomenclatura STOCK: lleva el nombre genérico SAL, el nombre específico lleva
la palabra HIDROGENO con el prefijo numeral, luego el nombre del radical
halogénico y el nombre del metal con su valencia en números romanos entre
paréntesis.
c) Nomenclatura clásica: el nombre genérico es SAL, el nombre específico lleva la
palabra ÁCIDO con prefijo numeral y luego el nombre del metal.
Fórmula
LiHCO3
Sal hidrógenotrioxocarbonato (IV) de lítio (I)
IUPAC
Sal hidrogeno carbonato de litio (I)
STOCK
Sal carbonato ácido de lítio o bicarbonato de lítio.
NaHSO4
CLÁSICA
Sal hidrógenoteraoxosultafo (VI) de sódio (I)
Sal hidrogeno sulfato de sódio (I)
NaH2PO4
IUPAC
STOCK
Sulfato ácido de sodio o bisulfato de sodio
CLÁSICA
Sal dihidrógenoteraoxofosfato (V) de Sodio (I)
IUPAC
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Al2(HPO4)3
QUIMICA
Sal dihidrógeno fosfato de sódio (I)
STOCK
Fosfato diácido de sódio
CLÁSICA
Sal tris hidrógenotetraoxofosfato (V) de dialuminio (III) IUPAC
Sal hidrogeno fosfato de alumínio (III)
STOCK
Fosfato monoácido de aluminio
CLÁSICA
5.8.8.4 SALES OXISALES BÁSICAS
Estas sales están formadas por la sustitución simultánea de todos los átomos de
hidrógeno de un ácido oxácido, por radicales oxhidrilo. Para su formulación se suman
las valencias del radical oxhidrilo con las del radical y se divide entre la valencia del
metal el resultado se coloca como subíndice del metal.
Cátion +
Mo++
Anión Básico
 Sal Básica
+ (OH) ClO- 3
 Mo (OH) ClO3
Clorato básico de molibdeno
a) Nomenclatura IUPAC: el nombre genérico es SAL, en el nmbre específico se
coloca la palabra HIDROXI, con prefijo numeral, luego la palabra OXO, con prefijo
numeral, el nombre del radical terminado en ATO, la valencia en números romanos
entre parétesis y el nombre del metal con su valencia en número romanos entre
paréntesis
b) Nomenclatura STOCK: en el nombre específico se coloca la palabra HIDROXI,
con prefijo numeral, el nombre del radical halogénico y el nombre del metal con su
valencia en números romanos entre paréntesis.
c) Nomenclatura clásica: en el nombre específico está la palabra BASICO, con
prefijo numeral y el nombre del metal.
K3 OHSO4
Al(OH)2IO3
Hidroxitetraoxosulfato (VI) de potasio
IUPAC
Hidroxi sulfato de potasio (I)
STOCK
Sulfato básico de potasio
CLÁSICA
Dihidroxitrioxoyodato (V) de aluminio (III)
IUPAC
Dihidroxi yodato de aluminio (III)
STOCK
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Yodato dibásico de aluminio
Ba OH ClO
QUIMICA
CLÁSICA
Hidroxidioxoclorato (I) de bário (II) IUPAC
Hidroxi hipoclorito de bário (II)
Hipoclorito básico de bario
STOCK
CLÁSICA
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QUIMICA
5.9 PREGUNTAS PLANTEADAS Y EJERCICIOS PROPUESTOS
5.1. Explique ¿cuál es la combinación necesaria para obtener un ácido oxoácido?
5.2. ¿Cómo se obtiene una sal haloidea neutra?
5.3. Para nombrar una sal oxisal básica, ¿cuales son los pasos a considerarse en la
nomenclatura IUPAC?
5.4. ¿Cómo se representa un elemento iónico?
5.5. Respecto a la tabla periódica, las valencias de los elementos ¿en función a que están
dadas?
5.6. ¿Cómo se denominan los compuestos que resultan de de la combinación del
hidrogeno (+1) con un no metal los grupos VIA y VIIA?
5.7. ¿ como se denominan los compuestos que resultan de la combinación de un
óxido metálico o básico con el agua?
5.8. ¿Cuál es la característica principal de los ácidos poliácidos?
5.9. Cuantos átomos de cada elemento tiene la siguiente formula: 2Al2O3
5.10. Escribir los nombres de los siguientes óxidos básicos en los tres sistemas de
nomenclatura:
Ca O:………………………………………………………………………………..............
Sn O: .............................................................................................................................
Cr O: ..............................................................................................................................
Na2 O: ..............................................................................................................................
Hg O: ...............................................................................................................................
5.11.
Completar los nombres, según la nomenclatura IUPAC, STOCK y Clásica:
l2 O3 :…………………………………………………………………
P2 O5 :…………………………………………………………………
Br2 O7 :…………………………………………………………………
C O2 :…………………………………………………………………..
Te O2………………………………………………………………….
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5.12.
QUIMICA
Escriba la fórmula molecular de los siguientes anhídridos:
Sesquióxido de fósforo
………………………………….
Oxido de selenio (IV)
…………………………………..
Anhídrido hiposulfuroso
…………………………………..
Dióxido de carbono
…………………………………..
Anhídrido silícico
…………………………………...
5.13. Complete los siguientes ejercicios en base a la teoria de los hidruros no metálicos.
B H3
...............................................................................................................................
FH
...............................................................................................................................
C H4
...............................................................................................................................
N H3
...............................................................................................................................
S H2
...............................................................................................................................
5.14. Complete los siguientes ejercicios en base a la teoria de los hidruros metálicos
KH
................................................................................................................................
Ga H3
...............................................................................................................................
Ba H2
...............................................................................................................................
Cs H
...............................................................................................................................
Ni H2
...............................................................................................................................
5.15. Escriba la formula molecular de los siguientes compuestos:
Trihidruro de antimonio……………………………
Trihidruro de fósforo……………………………….
Trihidruro de nitrógeno…………………………….
Cloruro de hidrógeno………………………………
Ioduro de hidrógeno………………………………..
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5.16. Escriba la formula molecular de los siguientes compuestos:
Hidruro auroso ……………………………………..
Hidruro plúmbico ………………………………….
Hidruro de hierro (III)……………………………….
Monohidruro de potasio ………………………………….
Hidruro de oro (III) ………………………………….
5.17. Nombre los siguientes compuestos
Li OH
.....................................................
Ba (OH)2 .....................................................
Bi (OH)3 .....................................................
Sn (OH)4 .....................................................
Au (OH)3 …………………………………….
5.18. Escriba la fórmula molecular de los siguientes compuestos
Hidróxido de plata……………………..
Permanganato de potasio………………….
Bicarbonato de sodio………………….
Bromuro de cinc………………………………
Carbonato básico de bario
……………
Boramina………………………………………
Fosfato ácido de sodio………………….
Bisulfato de aluminio………………………..
Amoniaco………………………………..
Ácido sulfhídrico…………………………….
Fosfato diácido plumboso……………
Hidruro de rubidio……………………………
5.19. En los tres tipos de nomenclatura, escriba los nombres de los siguientes compuestos:
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NaCl………………………………………………………………………………
Mg OH ……………………………………………………………………
Cl2O7……………………………………………………………………………………..…..
Sr (OH)2…………………………………………………………………………………
Cu H Se O4……………………………………………………………………………………………………………………
Ni (H SO3)3……………………………………………………………………………
Cu (PO3)2………………………………………………………………………….
H I…………………………………………………………………………………….
H3PO3……………………………………………………………………………………..
5.20. Escribir la fórmula molecular de los siguientes compuestos:
…………………………..
Trióxido de dialuminio
Ácido hipocloroso
…………………………..
Bicarbonato de sodio …………………………..
Monóxido de dipotasio
…………………………..
Cloruro de magnesio
…………………………..
Hidruro de plata
……………………………
Oxido de talio (III)
……………………………
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73
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QUIMICA
6. SOLUCIONES
6.1. INTRODUCCIÓN
En los organismos biológicos, se llevan a cabo innumerables reacciones químicas
de manera simultánea, para hacer posible el milagro de la vida, gracias a la
adecuada concentración de solutos en el solvente universal, que el agua, estos
organismos se encuentran en homeostasis, por lo que es de suma importancia
para los futuros profesionales en el área de la salud, conocer las características
físicas y químicas de las soluciones así como su utilidad.
6.2. CONCEPTO DE DISOLUCIÓN
Las disoluciones, conocidas también como soluciones, son mezclas
homogéneas de dos o más sustancias, en que las partículas que la forman son de
dimensiones moleculares o iónicas, de tal forma que pierden sus características
individuales.
6.3. COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN
SOLUTO: Es una sustancia, que se encuentra en menor cantidad y que se
disuelve.
SOLVENTE: Es una sustancia
dispersante que se encuentra
en mayor cantidad y le dará la
característica a la SOLUCION.
Este solvente en la mayoría de
los casos se encuentra en
forma líquida, pero también
puede ser gaseosa o sólida. A partir de esto, tenemos la primera fórmula a
emplearse en este capítulo(Fig.1)
AGUA: SOLVENTE UNIVERSAL
El agua es un disolvente polar gracias a su capacidad de disolver sustancias
polares e iónicas; se conoce como el solvente universal ya que casi todas las
reacciones químicas del organismo, la naturaleza y la industria, se llevan a
cabo en solución acuosa. En cuanto a su estructura química, ésta se
encuentra formada por OH- e H+, donde los átomos de Hidrógeno se disponen
en dos de los vértices de un tetraedro separados por un ángulo de 105°
alrededor de un átomo de Oxígeno.
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74
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QUIMICA
Los otros dos vértices están ocupados por los pares de
electrones no compartidos (Fig.2). Todas sus propiedades
están estrictamente ligadas a su estructura. También
cuanta con interacciones dipolo-dipolo, por lo que la
separación de sus cargas positivas y negativas le conferirá
propiedades de dipolo eléctrico, por lo que las moléculas
se atraen como pequeños imanes entre sí.
Fig.2: Estructura
LIQUIDO
INTRACELULAR
química del agua
LIQUIDO
EXTRACELULAR
En el cuerpo humano a
la cantidad de agua
existente es conocida
40
como AGUA
%
CORPORAL TOTAL
15%LIQUIDO
(ACT), representando
INTERSTICIAL
en un adulto promedio
5%LIQUIDO
de 70 Kg al 60% de su
20
INTRAVASCULAR
peso total, es decir, 42
%
litros; en las mujeres es
del 50%; en un recién
nacido 80%; en varones adultos 52%, obesos 45%. También puede ser calculado
mediante la siguiente fórmula:
ACT = PESO X 0,6 (VARONES) o 0,5
(MUJERES)
6.4.
CARACTERISTICAS DE LA SOLUCIONES
Podemos resaltar que considerando que las soluciones son mezclas homogéneas,
la proporción de sus componentes tiende a ser variable, pero sus propiedades
químicas no se alteran ni del soluto ni del solvente. En cambio las propiedades
físicas tienden a variar dependiendo si se trata del solvente puro o si se encuentra
en solución.
En las soluciones iónicas, existe mayor fuerza de atracción entre sus componentes
y tienden a ser buenos conductores de electricidad. Ejemplo NaCl en agua. En
cambio las soluciones moleculares conservan su individualidad y simplemente se
hidratan, siendo pésimos conductores eléctricos, ejemplo azúcar en agua.
6.5.
PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES
Pueden ser clasificadas en las siguientes:
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6.5.1. Propiedades Coligativas de las Soluciones:
Son las que dependen exclusivamente del número de moléculas o iones de soluto
presentes en la disolución, son resultado de un efecto “colectivo” y sirven para
determina r el peso molecular de los solutos, son las siguientes:
6.5.1.1 Presión osmótica (π):
Es la presión requerida para evitar el aumento de volumen de una solución por la
transferencia de disolvente puro a través de una membrana semipermeable,
evitando el fenómeno de osmosis.
La osmosis, es un proceso de vital importancia
en los seres vivos, que permite la distribución
equitativa del agua, permitiendo de este modo el
intercambio de productos de nutrición y desecho
a trabes de las membranas y paredes celulares,
es el flujo neto del solvente que va de la
disolución diluida hacia la más concentrada
atravesando una membrana semipermeable, que
en organismos biológicos equivale a la membrana
celular.
Pero desde el punto netamente químico, la presión osmótica está comprobado que
las soluciones moleculares no electrolíticas están determinadas por su
concentración molar y también son directamente proporcionales a la temperatura,
por lo esto se puede expresar con la siguiente fórmula:
Donde: m= masa del soluto en la solución; R= Constante
m R T
universal de los gases, que en este cado es igual a 0,082
π=---------------MV
atm L/ K mol, o tambien a 62,1 mmHg L/ K mol; T=
temperatura en Kelvin; M= peso molecular del soluto; V=
volumen te la solución en litros.
6.5.1.2 Presión de vapor:
Es propio en las soluciones líquidas y es la medida del número de moléculas que
escapan de la superficie del líquido por unidad de área. Generalmente la presión
de vapor de las disoluciones de
solutos no volátiles en un
Pvapor solución= Povapor disolvente ● Xd solvente
disolvente son menores que las
nd
del disolvente puro.
Ó
P= Po ● ――――
nd●ns
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La Ley de Raoult establece que la presión de vapor (P) de un disolvente en una
solución es igual a la presión de vapor del disolvente puro (Po), multiplicada por la
fracción molar del disolvente puro (Xd) en la solución.
6.5.1.3
Punto de congelación:
Conocido también como punto crioscópico, representa la temperatura a la cual
los cristales están en equilibrio con la solución, es decir, la temperatura a la cual la
fase líquida y sólida tienen igual presión de vapor.
ΔTc= Kc ● m
Generalmente el descenso del punto de congelación del
disolvente en soluciones diluidas es proporcional a la molalidad de la solución (m).
Esto expresado en ecuación matemática es igual
ms ● 1000
a lo que se encuentra en recuadro, donde: ΔTc=
Δ Tc= Kc ● ---------------md● Ms
Descendo del punto de congelación; Kc=
constante molal del punto de congelación (KC=°C
Kg/mol); ms=masa del soluto; md= masa del
solvente; Ms=peso molecular del soluto. Por lo que para obtener el resultado final
se deberá utilizar la siguiente fórmula:
ΔTc = To - T
Donde: To= punto de congelación del solvente puro; T= punto de congelación de la
solución. Además se debe tomar en cuenta la constante molal del punto de
congelación, que se expresa en Kc=°C Kg/mol, siendo constantes en algunos
disolventes:
CUADRO DE CONSTANTES CRIOSCOPICAS
SOLVENTE
FÓRMULA
PUNTO EBULLICIÓN
Kc (°C Kg/mol
°C
Agua
Benceno
Acido acético
Fenol
6.5.1.4
H2O
C6H6
C2H4O2
C6H5OH
0,00
5,50
16,58
40,90
1,86
5,12
3,90
7,30
Punto ebulliscópico:
Es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión
atmosférica, en un determinado lugar. Es así que el agua a nivel del mar hierve a
100°C, y su presión de vapor es de 760 mmHg, en cambio en la ciudad de La Paz,
que se encuentra 3600 m.s.n.m., el agua hierve a 87°C, por que la presión
atmosférica es de aprox. 495 mmHg, por lo que aquellas ciudades que se
encuentran a grandes alturas, su presión atmosférica será
ΔTe= Ke ● m
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menor del mismo modo que su punto de ebullición. Pero si se adiciona un soluto no
volátil al solvente puro su punto de ebullición aumentará, esto se considera como el
efecto ebulliscópico, esto también se aplica cuando la solución aumenta su
molalidad (m).
Matemáticamente esto corresponde a: (ver recuadro)
Donde: ΔTe0 Elevación del punto de ebullición;
ms ● 1000
Ke= constante molal del punto de ebullición (Ke=|C
ΔTe = Ke● -----------------Kg/mol); ms= masa del soluto; md= masa del
md● Ms
solvente; Ms= peso molecular del soluto.
En relación a Ke, implica que 1 mol de cualquier
soluto disuelto en ese solvente la temperatura de ebullición aumentará ese Ke, es
decir se añade a la solución conocida a nivel del mar 100°C , a 3600 m.s.n.m a
87°C.
CUADRO DE CONSTANTES EBULLISCÓPICAS
SOLVENTE
FÓRMULA
Agua
Alcohol etílico
Benceno
Cloroformo
H2O
C2H5OH
C6H6
Cl3CH
6.5.2.
PUNTO
EBULLICIÓN °C
100,00
78,40
80,10
61,30
DE
Ke (°C Kg/mol)
0,52
1,22
2,53
3,86
Propiedades Aditivas:
Depende de la suma de las propiedades de los constituyentes de una solución.
Ejem.: Peso Molecular de cada uno de los solutos.
6.5.3. Propiedades Constitutivas:
Dependen de la disposición, número y clases de átomos que forman las moléculas
de una solución.
6.6. CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES:
Existen varios parámetros a ser considerados para la clasificación de las
disoluciones.
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6.6.1. POR EL ESTADO DE AGREGACIÓN DEL SOLVENTE.
Tenemos las siguientes combinaciones:
SOLVENTE
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Gas
Gas
Gas
SOLUTO
Sólido
Líquido
Gas
Sólido
Líquido
Gas
Sólido
Líquido
Gas
SOLUCION
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Gas
Gas
Gas
EJEMPLO
C6H12O6 en H2O; NaCl en H2O
C2H5OH en H2O; H2SO4 en H2O
CO2 en H2O; O2 en H2O
Cu+Sn; Zn + Sn (aleaciones)
Hg en Au; Hg en Ag(amalgamas)
H ocluido en Pt; H ocluido en Pl
Humo en aire; Polvo en el aire
Vapor de agua en el aire
O2, Ar, Xe en N
6.6.2. POR SU CONCENTRACIÓN: Las soluciones pueden ser:
DISOLUCIÓN
Diluida
Concentrada
Saturada
Sobresaturada
RELACIÓN SOLUTO
SOLVENTE
Soluto mucho menor que el
disolvente
Soluto menor que el disolvente
Soluto más abundante que el
disolvente
Soluto mucho mayor que el
disolvente hay precipitación del
soluto a temperatura ambiente.
EJEMPLO
1 g de NaCl en 1L de disolvente (0,01M)
58,5 g de NaCl en 1L de disolvente (1M)
117 g de NaCl en 1L de disolvente (2M)
351 g de NaCl en 1L de disolvente (6M)
En este tipo de clasificación se debe considerar la capacidad del solvente para
contener al soluto sin llegar a la precipitación y esto dependerá exclusivamente de
su solubilidad.
La SOLUBILIDAD, representa la cantidad máxima de soluto capaz de disolverse
en una cantidad de solvente a una presión y temperatura determinadas. Su unidad
es el tanto por ciento (%). Los factores que modifican la solubilidad son:
a) la temperatura, a mayor temperatura mayor solubilización.
b) la presión, que afecta a soluciones gaseosas, a mayor presión mayor
solubilidad.
c) el tamaño de las partículas, a menor tamaño de las partículas mayor solubilidad.
d) la agitación, a mayor agitación mayor solubilidad.
6.6.3. POR EL DIAMETRO DE SUS PARTICULAS: Las soluciones son:
DISOLUCIÓN
Dispersiones,
suspensiones
disoluciones
o
falsas
CARACTERÍSTICAS
El diámetro de sus partículas excede los 0,1 µm
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Dispersoides, coloides, disoluciones coloidales
El diámetro de sus partículas está entre 0,001 a 0,1
µm. Producen el fenómeno Tyndall.
Dispérsidos o disoluciones verdadera
El diámetro de sus partículas es menor a 0,001 µm.
6.6.5.
POR SU COMPOSICIÓN: Pueden ser:
a) Soluciones Electrolíticas:
Presenta electrolitos: Na, Cl, K, Mg, etc.
b) Soluciones No electrolíticas:
Contiene moléculas sin carga eléctrica: urea, glucosa, sacarosa, manosa, etc.
6.6.6. POR SU TONICIDAD: Las soluciones se comparan con la
Osmolaridad plasmática, ésta es el conjunto de partículas osmóticamente
activas en una solución, su valor normal oscila entre 290-310 mOsm/L, y se
clasifican en:
DISOLUCIÓN
Hipotónicas
Isotónicas
Hipertónicas
CARACTERÍSTICAS
Menor a la osmolaridad plasmática. NaCl al 0,3%
Igual a la osmolaridad plasmática. NaCl 0,9%
Mayor a la osmolarida plasmática NaCl 20%
La importancia de este tipo de soluciones radica, en la práctica médica, en la toma
de decisión pertinente al momento de administrar alguna solución vía intravenosa
al paciente, debido a que las células sanguíneas circulantes (eritrocitos), sufren
cambios trascendentales en su morfología, al someterse a la osmolaridad de estas
sustancias. Es así que se observan las siguientes consecuencias:
En soluciones hipotónicas, los eritrocitos se edematizan por el ingreso de líquido,
hasta reventar (HEMÓLISIS)
En soluciones isotónicas, no sufre ningún cambio.
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Hemolisis
Normal
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Crenocitosis
En soluciones hipertónicas, libera líquidos, se arruga, hasta destruirse
(CRENOCITOSIS).
6.6.7.
Solvatación
El proceso de solvatación producido por
moléculas
de
agua
se
denomina
hidratación.
Iones rodeados por moléculas de H2O
6.7. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
La concentración está determinada por la cantidad de sustancia disuelta en un
peso determinado de la solución o del solvente, ésta se expresa en diversas
formas, UNIDADES FÍSICAS o UNIDADES QUÍMICAS.
6.8. UNIDADES FÍSICAS PARA MEDIR LA CONCENTRACIÓN DE LAS
SOLUCIONES
UNIDAD
FÓRMULA
PORCENTAJE EN PESO (%P/P) o (%m)
PORCENTAJE EN VOLUMEN (%V/V) o (%v)
PORCENTAJE EN PESO – VOLUMEN (%P/V) o
(%m/v)
A modo de ejemplos, analice los siguientes ejercicios:
EJEMPLO 1: Si se disuelven 40 g de NaCl, en 100 g de agua, ¿cuál sería su
concentración?.
40g de NaCl
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RESPUESTA: %P/P = ---------------------- x 100 = 28,57%P/P
140g solución
EJEMPLO 2: Calcule la concentración %V/V, de 50mL de etanol, disueltos en 2300
mL de agua.
50mL de etanol
RESPUESTA: %V/V= ------------------------- x 100 = 2,13% V/V
2350 mL solución
EJEMPLO 3: Se encuentran disueltos 12g de glucosa en 56mL de solución. Cuál
es su concentración?
12g de glucosa
RESPUESTA: %P/V= ------------------------ x 100 = 17,65%P/V
68 mL solución
A partir de esta unidad también se pueden resolver los siguientes ejercicios:
EJEMPLO 4: Calcular la cantidad de soluto se encuentra contenido en 500g de
solución al 5%.
Nota: para la resolución de este problema emplearemos la “regla de tres
simple”
RESPUESTA:
Considerar que si la solución está al 5%, significa que :
Hay
5 g de soluto
-----------------Cuánto
X g de soluto
------------------
100g de solución
500g de solución
Xg de soluto = 500g de solución x 5g de soluto = 25 g de soluto
100g de solución
EJEMPLO 5: Calcular la cantidad de solución que puede prepararse con 2g de sal,
para que la solución resultante tenga una concentración al 0,5%
RESPUESTA:
Con 0,5 g de sal
Con 2g de sal
---------------- 100g de solución
---------------Xg de solución
Xg de solución = 2g de sal x 100g de solución = 400 g de solución
0,5 de sal
EJEMPLO 6: Calcular la masa de carbonato de calcio, que existe en 210g de una
solución al 3,5% en m/m de Ca CO3
RESPUESTA:
3,5g Ca CO3 ----------------------- 100 g de solución
X= 7,35g Ca CO3
X g Ca CO3------------------------ 210g de solución
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6.9. UNIDADES QUÍMICAS PARA MEDIR LA CONCENTRACIÓN
Son otra forma de expresar la concentración de las disoluciones.
UNIDADES
FÓRMULA
MOLARIDAD (M)
MOLALIDAD (m)
NORMALIDAD (N)
FRACCION MOLAR
FRACCIÓN MOLAR DEL SOLUTO
FRACCION
DISOLVENTE
MOLAR
DEL
M= N° de moles de soluto (mol)
Volumen de solución (L)
m= N° de moles de soluto (mol)
Kg de solvente (Kg)
N= Nº Eq-g de soluto (Eq-g)
Volumen de solución (L)
Xi = N° de moles parciales a un componente (np)
N° de moles totales del componente (nt)
Xs =
Número de moles de soluto
.
N° de moles del soluto + N° moles del disolvente
Xd=
N° de moles del disolvente
.
N° de moles del soluto + N° de moles del disolvente
EJEMPLO 7: Calcular la molaridad de una solución que contiene 6g de NaCl
disueltos en 2050mL de agua.
PROCEDIMIENTO:
1° Determinar el Peso molecular del NaCl, 3° Convertir mL a L de solución
a partir del peso atómico de cada
Si 1000mL ――― 1 L
2050mL
――― X L de solución
elemento
X = 2,05 L de solución
Na = 35,5
Cl = 23 .
4° Aplicar la fórmula
58,5 g/mol
2° Determinar la cantidad de moles
exitentes
Si 1 mol de NaCl ―― 58,5 g de NaCl
X mol de NaCl ――
6 g de NaCl
X mol de NaCl = 0,1 mol de NaCl
0,1 moles de NaCl
M= ------------------------------2,05 L de solución
= 0,05 M
RESPUESTA: La molaridad de una
solución que contiene 6g de NaCl
disueltos en 2050mL de agua es de 0,05M
EJEMPLO 8: Calcular la molalidad de una solución que contiene 25g de hidróxido
de sodio disueltos en 2000 g de agua.
1° Calcular el número de moles en 25g de 3° Aplicar la fórmula
0,63 moles de NaCl
NaOH
40 g NaOH ------------ 1 mol de NaOH
25 g NaOH ----------- X moles de NaOH
X= 0,625 moles de NaOH
2° Convertir g a Kg
1000 g -------------------2000g -------------------- X Kg
X = 2 Kg de agua
1 Kg
m= --------------------------------- = 0,28 m
2Kg de solvente
RESPUESTA: La molalidad de una
solución que contiene 25g de hidróxido de
sodio disueltos en 2000 g de agua, es igual
a 0,28m.
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6.9.1. Equivalente gramo (g/Eq-g)
Para determinar la Normalidad (N) de una solución se requiere calcular en primera
instancia el respectivo Eq-g/g del compuesto químico, este es variable
dependiendo del compuesto:
COMPUESTO
Elemento químico
Hidróxidos
Ácidos hidrácidos
Sales haloideas
FORMULA
Eq-g = PM .
Valencia
Eq-g =
PM
.
N° de oxhidrilos
Eq-g =
PM
.
N° de Hidrógenos
Eq-g =
PM
.
Cargas (+) o (-)
EJEMPLO 9: Cuál es la Normalidad, de 3L de solución de H2CO3, con 240g de
este ácido?
1° Determinar los g/Eq-g
2° Aplicar la formula
PM del H2CO3 = 78 g/mol
N= 6,15 Eq-g H2CO3 = 2,05 N
Eq-g = 78 g/mol = 39 g/Eq-g
3L
2
RESPUESTA: La Normalidad de la
Es decir:
solución es de 2,05N
39 g H2CO3 ---------- 1 Eq-g H2CO3
240g H2CO3 ---------- X Eq-g H2CO3
X= 6,15 Eq-g H2CO3
EJEMPLO 10: Calcular la fracción molar de una solución que contiene 56 g de
cloruro de potasio en 450 g de agua.
1° Determinar el número de moles
existentes en el soluto
3° Determinar la Fracción molar del
soluto
Si 74 g NaK ------------ 1mol NaK
67 g NaK
------------ X mol NaK
X= 0,91 moles de NaK
0,91 moles NaK
X NaOH= -------------------------------------------= 0,04
0,91moles NaK + 25 moles H2O
2° Determinar el número de moles del
disolvente
4° Determinar la Fracción molar del
disolvente
Si 18 g H2O
------- 1 mol H2O
450g H2O ------- X mol H2O
X= 25 moles H2O
25 moles H2O
X H2O = ---------------------------------------------- = 0,96
0,91 moles NaOH + 25 moles H2O
5° Verificar resultados. La sumatoria de ambas fracciones molares debe ser
igual a 1.
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X NaOH + X H2O = 0,04 + 0,96 = 1
6.9.2. Número de equivalentes gramo (# de eq-g)
Está dato por el cociente entre una masa dada de compuesto
y el valor de los eq-g del compuesto.
m
Eq-g = ---------Eq-g
EJEMPLO 11: Cuántos equivalentes gramo hay en 300g de H2SO4
RESPUESTA:
# eq-g = 300g
49 g/eq-g
= 6,12 eq-g H2SO4
6.9.3. Densidad
Es el peso en gramos de un mililitro (mL) de solución
masa (g)
D= -------------------Volumen (mL)
EJEMPLO 12: Calcule la Molaridad de una solución
que contiene 45g de H3PO4 en 1250mL de agua, y
cuya densidad es de 1,25 g/mL.
RESPUESTA:
El PM del H3PO4 es 98 g/mol
Calcular moles de soluto
Masa
45g H3PO4
Moles= ------------- = ----------------------- = 0,46 moles de H3PO4
PM
98g/mol
Calcular el volumen
d= m ; v= m = 1295g de solución = 1036 mL de solución
v
d
1,25 g/mL
Por lo tanto:
M= 0,46 moles de H3PO4 = 0,44 M
1,036 L de solución
CONCLUSION: La Molaridad de una solución que contiene 45g de H3PO4 en
1250mL de agua, y cuya densidad es de 1,25 g/mL es de 0,44M.
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6.10. DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES
Hace referencia a la obtención de una solución de concentración menor a partir de
una solución madre (inicial) de mayor concentración. Esto se obtiene por medio de
la dilución, es decir, la agregación de disolvente a la segunda. La fórmula a
utilizarse es:
C 1 x V1 = C2 x V2
Donde:
C1
C2
= Concentración antes de la dilución
V1 = Volumen antes de la dilución.
= Concentración después de la dilución
V2 = Volumen después de la dilución
OJO: al adicionar agua a una solución no se altera la cantidad de soluto, pero si se
disminuye su concentración
EJEMPLO 13: Calcule el volumen de ácido nítrico al 12% que debe emplearse
para preparar 800 mL de ácido nítrico al 3%
Datos:
C1 = 12%
V1 = ?
C2 = 12%
V2 = 800 mL
Aplicando la fórmula
16% x V1 = 3% x 800 mL
V1 = 3% x 800 mL
3%
V1 = 200 mL
RESPUESTA: Para preparar 800 mL de ácido nítrico al 3%, se deberán extraer
200mL de la solución inicial y aumentarle 600mL de agua.
EJEMPLO 14: calcule el volumen de permanganato de potasio KMnO4,
0,13M para preparar 3,5 L de una solución 0,6M de KMnO4
Datos:
C1 = 0,9M
V1 = ?
C2 = 0,6M
V2 = 3,5L
Aplicando la fórmula
0,9M x V1 = 0,6M x 3,5L
V1 = 0,6M x 3,5 L
0,9M
V1 =2,33 L
RESPUESTA: Para preparar 3,5L solución de K MnO4 al 0,13M a partir de
una solución de KMnO4 al 0,6M, se deberán extraer 2,33L de la solución inicial y
mezclarlas con 1,17L de agua.
6.11. MEZCLA DE SOLUCIONES
Para disponer de una solución, con una concentración determinada de sustancia,
a partir de soluciones (de la misma sustancia) de diferente concentración se
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procede a utilizar el recurso denominado cruz de mezcla que consiste en el
siguiente procedimiento:
CA = Concentración A: en %, N y M
CB = Concentración B en: %, N y M
CR = Concentración requerida
PT = Parte total de la mezcla
Partes mL CA (CB-CR)
CA
CR
Partes mL CB (CA-CR)
CB
PT =
mL de CA + mL de CB
Mediante esto se indica la cantidad que se debe tomar de las concentraciones
respectivas para mezclarlas.
Para que nuestra mezcla esté de forma correcta se debe tomar en cuenta la
siguiente regla:
Si las CA y CB son menores que CR, no se obtiene la nueva concentración
Si las CA y CB son mayores que CR, no se obtiene la nueva concentración
EJEMPLO 15: Se dispone de dos soluciones de H2SO4 cuyas concentraciones son
de 5% y 8%, se desea preparar 200 mL de solución al 6%. Calcular los volúmenes
que se desean extraer de las soluciones anteriores para obtener la concentración
requerida.
CA= 5%
CB=8%
CR=6%
PT= CA + CB
5%
2mL de la concentración 5%
6%
8%
1mL de la concentración 8%
PT= 2 +1 = 3mL
Esto indica que se debe tomar, 2mL de la solución al 5% y 1mL de la
concentración al 8%, y así se obtendrá 3 mL de una solución al 6%; pero
como necesitamos 200 mL y no 3 mL debemos realizar una regla de 3
simple:
Si en 3mL ------------------- hay 2mL de H2SO4 al 5%
200mL-------------------- X
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X= 133,33mL de H2SO4 al 5%
Si en 3mL-----------------------hay 1mL de H2SO4 al 8%
200mL---------------------- X
X= 66,66 de H2SO4 al 8%
RESPUESTA: Para preparar 200 mL al 6% se debe extraer 133,33 mL y
66,66mL de la solución al 5% y 8% respectivamente.
6.12. MISCELÁNEA DE PROBLEMAS PROPUESTOS
1. Si Ud añade a 430g de soluto 1535g de H2O (d=1g/mL). Siendo el olumen
de la solución 1,5L. Calcule la densidad de la solución
Datos:
Procedimiento:
m solución= 1965g
m solución 1965g
V solución= 1,5L
Densidad:
――――
= ――――=1,31g/mL
D solución= ?
V solución
1500mL
R. La densidad de la solución es 1,31 g/mL
2. Calcular la presión osmótica de una solución que contiene 20,5g de
glucosa disueltos en 2,8 L de solución a 37°C.
DATOS
Aplicando la formula
ms= 20,5 g
π = mRT
V = 2,8 L
MV
R = 0,082 atm L/K mol
T = 37°C + 273 = 310 K
π= 20,5g●0,082 atm L/K mol●310 K
π = ---180g/mol ● 2,8L
π= 0,13 atm
R. La presión osmótica es igual a 0,13 atm.
3. Calcular la presión de vapor de una solución que contiene 30g de etanol
disueltas en 200g de agua. Presión de vapor del agua a 28°C=28,35mmHg.
Datos
1° se debe calcular la molaridad
2° Aplicando la fórmula
P=------P= Po● __nd__
del soluto y del solvente
Po= 28,35 mmHg
nd+ns
PM C2H5OH= 46 g/mol
Xd= -----P= 28,35mmHg●
11,11moles
ns= 0,65 moles
ns=
11,11 mol+0,5mol
PM H2O= 18g/mol
nd=
P= 27,13 mmHg
nd= 11,11 moles
R. La presión de vapor es de 27,13 mmHg.
4. Si se disuelve 15g de Cl3CH en 250g de H2O. Cuál sería el punto de
ebullición de la solución. Ke del Cl3CH=3,86°C Kg/mol
Datos:
1° Calcular la molalidad de la
2° Aplicando la fórmula
ΔTe=-----solución
ΔTe= Ke●m
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m=---------Ke= 3,86°C Kg/mol
T= --------
QUIMICA
PM Cl3CH= 119,5g/mol
ΔTe= 3,86°CKg/mol●0,52mol/Kg
ΔTe=2,01°C
m=
3° Finalmente
T= To – ΔTe
T= 87°C + 2,01°C
T= 89,01°C
0,13 g/mol =0,52
0,25 kg H2O
RESPUESTA: La nueva solución hervirá a 89,01°C
5. Si dispone de 550g de H2O cuyo constante molal del punto de congelación
es de 1,86°C Kg/mol, y le adiciona 30g de ácido acético (PM=59g/mol). Calcule
el nuevo punto de congelación. El punto de congelación del agua es 0,0°C.
Datos
1° Calcular la molalidad
2°Aplicando la fórmula
Tc = 0,0°C
de la solución
ΔTc= Kc●m
Kc= 1,86 °C Kg/mol
PM CH3-COOH =60g/mol ΔTc= 1,86°C Kg/mol●0,91mol/Kg
m= ………….
ΔTc= 1,69°C
m= 0,5 g/mol =0,91
T = ……….
3° Finalmente
0,55Kg H2O
T= To – ΔTe
T= 0,0°C– 1,69°C
T= - 1,69°C
RESPUESTA: La solución tendrá como punto de congelación -1,69°C
6. Para preparar una solución de Ba SO4 que contenga 30,5mg de Ba por mL.
Qué cantidad de Ba SO4 para preparar 800mL de solución?
Datos:
Procedimiento
Vol= 800mL
C = 30,5 mg/mL Ba
M BA SO4= ----
30,5 mg --------------- 1mL
X
---------------- 800mL
X= 24,4g Ba
233,3 g Ba SO4 ---------- 137,3g Ba
X
---------- 24,4g Ba
X= 41,46 g Ba SO4
RESPUESTA: Se requerirán 41,46g de Ba SO4
7. Una solución concentrada de ácido sulfúrico, tiene 95% de peso de H2SO4
puro, densidad de la solución d=1.84 g/mL ¿Qué volumen de esta solución
contiene 360 g H2SO4 puro? ( Nota: % en peso = en masa )
Es decir:1mL de la solución hay 1.84g.
Datos:
C =95% de H2SO4
δ =1.84 g/mL
m = 360 g H2SO4
V = ¿? mL
Como el 95% es H2SO4 puro:
1mL de solución= 0.95 ● 1,84gde H2SO4 puro
m = 1,748g de H2SO4 puro/mL de sol
Luego: 1mL de solución ……… 1,748g H2SO4 puro
X mL
……… 360g H2SO4 puro
v= 360 mL = 205,95 mL de solución
1,748
RESPUESTA: El volumen de la solución que contiene 360 g H2SO4 puro es
205,95mL
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8. A una 300g de solución de bromuro cálcico al 13% se añaden 25g de Br2Ca,
cuál será la nueva concentración en %m?
Datos:
Procedimiento:
mBr2Ca = 25g
m sol= 300g al 13%
%m= ------
13g---------------100g
X g---------------300g
X=39g de Br2Ca
Se añaden 25 g de Br2Ca
%m= 64g de Br2Ca x 100 = 21,33%
300 g solución
RESPUESTA: La concentración de la nueva solución es de 21,33%m
9. En el laboratorio le solicitan 500mL de KClO4 al 3M, con cuántos g de
KClO4 la prepararía?
Datos:
Procedimiento:
C= 3M
V= 500mL
m = -------PM= 138,5 g/mol de KClO4
1 mol ……………..138,5 g KClO4
3 moles…………… x
X= 415,5g KClO4
Entonces:
415,5g KClO4 --------- 1000mL
X
--------- 500mL
X= 207,75 g KClO4
RESPUESTA: Se preparará con 207,75g KClO4
10. A partir de 750mL de fructosa al 10%, se harán las siguientes diluciones
3:10; 2:8 y 5:15. Calcule las concentraciones de las diluciones preparadas.
a) Dilución 3:10
Esto
significa que para preparar una dilución 3:10
a partir de una solución de fructosa al 10%, se deberá extraer 225mL de la solución
inicial y completar con 525mL de agua hasta llegar a los 750mL requeridos.
Para determinar las nuevas concentraciones utilizaremos la fórmula de:
C1 x V1 = C2 x V2
Entonces: 10% x 225mL = C2 x 750mL
Despejando:
C2= 10% x 225mL = 3%
750 mL
b) Dilución 2:8
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En este caso se dividió la solución en 8 partes iguales donde cada una equivale a
93,75mL.
Por lo que se diluirá 187,5mL de la solución inicial de fructosa al 10%con 562,5 mL
de agua.
Empleando la fórmula anterior tenemos que:
C2= 187,5mL x 10% = 2,5%
750 mL
c) Dilución 5:15
Siguiendo el procedimiento anterior, el resultado será 3,33%
11. Calcule la molaridad de una solución de NaClO al 10% cuya d=0,98g/mL
Procedimiento:
1mol NaClO ----- 74,5g NaClO
PM NaClO= 74,5g/mol
X
Entonces:
0,98g---------------------- 1mL
X g---------------------- 100mL
X = 98g NaClO
Por lo tanto:
98g---------------------100%
X g-------------------- 10%
X=9,8g
----- 9,8g NaClO
X= 0,13moles NaClO
M= mol/L
M= 0,13 moles = 1,3M
0,1 L
RESPUESTA: la molaridad de la solución de NaClO es de 1,3M
12. Calcule la molaridad de 860mL de solución de KMnO4 al 2%
Datos:
V = 0,86L
C= 2%
Moles=------M= ------PM= 157,94 g/mol
Procedimiento:
2g --------------------- 100mL
X --------------------- 860mL
X= 17,2 g KMnO4
Entonces:
1mol ------------------ 157,94gKMnO4
X ------------------ 17,2 g KMnO4
X = 0,11 mol
M= 0,11mol =0,13M
0,86L
RESPUESTA: La molaridad de la solución es de 0,13M
13. Para preparar 800mL de NaOH al 0,3M. Cuántos g de NaOH utilizaría.
Además calcule la concentración de la nueva solución en %m/v.
Datos:
Procedimiento:
V = 800mL
M= 0,3M
gNaOH= ……
0,3 moles NaOH ……….. xg NaOH
1mol NaOH ………… 40g NaOH
X= 12g NaOH
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%m/v: …….
PM NaOH=40g/mol
QUIMICA
12gNaOH ……………. 1000mL
xgNaOH ……………. 800mL
X=9,6 g NaOH
%m/v= 9,6g NaOH x 100 = 1,2%
800 mL sol
RESPUESTA: Se requieren 9,6g de NaOH, para preparar la solución y la nueva
concentración es de 1,2%m/v.
14. Calcular la normalidad de una solución de NaCl al 20%, cuya d=2,3g/mL
Datos:
Procedimiento: Por factorización tenemos:
C= 20%
20gNaCl x 1Eq-gNaCl x 2,3g x 1000mL = 7,86 Eq-g/L
d= 2,3 g/mL
100g
58,5gNaCl 1mL
1L
N=……..
Eq-g=…….
RESPUESTA: La Normalidad de la solución será de 7,86N
15. Calcular la molalidad de una solución de HCl al 23%
Datos:
Procedimiento:
23gHCl ……… x mol
C= 23%
36,5gHCl……..1mol
m=……
X= 0,63 mol HCl
PM=36,5g/mol
m= moles soluto/ Kg solvente
m= 0,63 mol HCl/ 0,077Kg
m= 8,18m
RESPUESTA: La molalidad de la solución es de 8,18m
16. Se cuentan con 2 soluciones de NaCl, cuyas características son las
siguientes:
Sol 1: V1= 500mL ; C1= 35g/L ; M= 0,8M
Sol 2: V2= 1,5L
;C2= 63g/L ; M= 1,3M
Si se mezclan ambas nos darán una nueva solución, cuales serían las
características de esta solución?
Procedimiento:
Para calcular M3
V3= V1+V2
(M1 X V1)+(M2 X V2)= M3 X V3
V3= 0,5L + 1,5 L = 2L
Para calcular C3
(C1 X V1)+(C2 X V2)= C3 X V3
M3= (0,8M x 0,5L) + (1,3M x 1,5L)
2L
M3= 1,175M
C3= (35g/L x 0,5L) + (63g/L x 1,5L)
2L
C3 = 56g/L
RESPUESTA: Sol 3: V3=2L ; C3=56g/L ; M=1,175M
17. Se cuenta con una solución de Al(OH)3 al 0,8N, que tiene 27,8g de esta
base. Calcular el volumen de la solución. PM Al(OH)3 = 78g/mol
Procedimiento por factorización:
27,8g Al(OH)3 x 1Eq.g Al(OH)3 x
1000mL
=
26 g Al(OH)3
0,8 Eq.g Al(OH)3
1336,54 mL ó 1,336L
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RESPUESTA: Se obtendrá un volumen de 1,36L de Al(OH)3
18. Cuál es la molaridad de una solución de NaOH al 13%, cuya d=1,43g/mL.
Por factorización:
13 g NaOH x 1mol NaOH X 1,43 gsol
100 g sol
40 g NaOH
1mL sol
x 1000mL sol = 4,65 M
1L sol
RESPUESTA: La molaridad de la solución es igual a 4,65M.
19. Calcular la densidad g/mL de una solución que contiene 3,5g de NaCl en
900g de H2O, siendo el volumen final 1 litro.
Datos:
Procedimiento:
m sol= 903,5g
d= m/v
V sol = 1000mL
d=903,5g = 0,9035 g/mL
d = ……..
1000mL
RESPUESTA: La densidad de la solución es de 0,9g/mL.
20. Si hay una solución de H2SO4 al 24% cuya d=2,4g/mL. Cuál es el peso de
H2SO4 en 930 mL de solución.
930 mL x 2,4 g
1mL
x 24g H2SO4 = 535,68 g H2SO4
100g
RESPUESTA: El peso de H2SO4 es de 535,68g.
6.13. EJERCICIOS PROPUESTOS DE SOLUCIONES
Para completar el presente capítulo realice los siguientes ejercicios, cada uno
cuenta con su respectiva respuesta.
1. ¿Cuántos gramos de solución de KF al 25% se requieren para obtener 6,3g
de KF?
2. Si se disuelven 30 g de glucosa en 1600 g de agua. Cuál sería la
concentración en %m/m?
3. Calcular la cantidad de solvente presentes en 250mL de solución al 3%
4. Si cuenta con una lata de alcohol caimán al 90%, y le añade 100mL de agua
por litro de alcohol. Cuál sería la nueva concentración en % v/v?
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5. Calcule la molaridad de 60g de hidróxido de bario disueltos en 2500mL de
solución.
6. Calcule el volumen de una solución de NaCl al 6M que se prepara a partir
de 14gNaCl
7. Cómo prepararía 350mL de KOH al 0,7M a partir de KOH al 1,35M.
8. Si a 700mL de etanol al 0,9M se le añaden 200mL de agua. Cuál sería la
nueva concentración en %v/v y su molaridad
9. Calcule cuántos Eq.g existen en 230g de ácido fosfórico
10. Cuántos Eq.g de soluto hay en 333mL de ácido carbónico al 3N
11. Se requiere preparar 300mL de una solución de NaCl al 3% y se dispone
de las siguientes concentraciones, con una concentración del 6% y del 1%.
12. Calcular la cantidad de ácido cloroso que se tiene que disolver en agua
para obtener 500mL de solución al 2,4N
13. ¿Qué volumen de Solución glucosada al 25% debe usarse para para
preparar 1000 mL de solución glucosada al 5%?
14. Calcular el peso de NaCl que se requiere para preparar 3L de solución al
15% cuya d=1,25g/mL y cual su Normalidad
15. Cuál es la molalidad de 35g de sacarosa disueltos en 1,5 Kg de agua
16. Calcular la molaridad de 650mL de solución de ácido clorhídrico al 2,5%.
R: 0,71 M.
17. Si se disuelven 30g de NaCL en 90g de agua. Cuáles son sus fracciones
molares.
18. Para preparar 3L de una solución al 4% cuál es el volumen de una
solución al 14% que debe mezclar con agua.
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19. Si el benceno congela a 5,5°C y la constante molal del punto de
congelación es de 5,12°C Kg/mol. Calcule el punto de congelación si contiene
6,3% de agua
20 ¿Cuál es el ACT de un hombre que pesa 97kg, y cuál la distribución en
LEC y LIC?
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7. REACCIONES ÁCIDO - BASE
Las reacciones ácido base o llamadas también reacciones de neutralización,
desde el punto de vista biológico se ven vinculadas al metabolismo
intermedio, debido a que los organismos vivos generan gran cantidad de
ácidos y a su vez sustancias alcalinas es que la concentración de
hidrogeniones [H+] libres en los distintos compartimentos corporales
permanecen dentro de límites estrechos. Gracias a la acción de
amortiguadores fisiológicos se evita grandes cambios en la concentración de
hidrogeniones, y a los mecanismos de regulación mediata y tardíos como
son el pulmonar y renal, son en última instancia los responsables del
mantenimiento del pH plasmático en los mamíferos.
7.1. TEORÍAS ACIDO-BASE
Acerca de la definición de ácidos y bases se han planteado
innumerables teorías desde 1903, donde, Svante August
Arrhenius, que a parir de su teoría de disociación electrolítica
estableció que los ácidos son sustancias que pueden donar
protones (H+) en un medio acuoso y las bases son sustancias
que pueden donar iones hidróxido (OH-) en un medio acuoso.
Siendo objeto de múltiples críticas, su teoría en la actualidad es de mucha utilidad
sólo en soluciones acuosas.
De tal manera en 1923, Johannes Brönsted y Thomas Lowry, propusieron una
teoría aplicable tambien a disolventes no acuosos, donde ácido es toda sustancia
capaz de ceder o transferir protones (H+) hacia otra sustancia, y base es toda
sustancia capaz de aceptar el protón cedido o transferido de otra, siendo la
reacción ácido base, una reacción de transferencia de protones. Ejemplo:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Donde un ácido (HA), reacciona con una base (H2O) para formar la base
conjugada del ácido (A-) y el ácido conjugado de la base (H3O+). La reacción
generalmente se escribe omitiendo al agua. Acorde a esta teoría debe existir
siempre la posibilidad que soluciones anfóteras que cumplan con esta
característica de generar pares conjugados, claro ejemplo el agua y los
aminoácidos.
De acuerdo con lo anterior, el ion acetato (CH3COO-), es la base conjugada del
ácido acético (CH3COOH); de la misma forma el ion amonio (NH4+) es el ácido
conjugado del amoniaco (NH3), esto es :
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Muchas sustancias amortiguadoras actúan tanto comoo ácidos y bases
indistintamente, o según el requerimiento del medio en el que se encuentran, tal es
el caso del agua y los aminoácidos.
Años más tarde, Gilbert Lewis quien propuso la teoría electrónica, en base a la
cuál describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de
electrones y una base es aquella que puede donar un par de electrones, esta teoría
es aplicable sobretodo en química orgánica, y se baso en los compuestos que
interactúan con el boro.
F
F
B
F
H
+
:N H
F
H
H
B :N H
F H
F
En el caso del trifluoruro de boro tiene un sexteto de electrones exteriores, no un
octeto por lo que se comporta como ácido y el amoniaco como la base.
Finalmente IUPAC determina que los Ácidos son sustancias capaces de aceptar
(OH)− o donar hidrogeniones y las Bases son es sustancias capaces de aceptar
hidrogeniones o donar (OH)−
7.2. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS
Los ácidos neutralizan las bases originando sales. Ej.
Los ácidos reaccionan con metales dando sales y desprendiendo hidrogeno,
corroen el metal.
Ej:
+
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
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En medio acuoso son buenos conductores de corriente, son electrólitos.
Son agrios, como ejemplo se puede citar los ácidos débiles que forman parte de los
cítricos, como el ácido cítrico, ácido ascórbico, y el ácido acético del vinagre.
Tienen un pH menor a 7.
7.3. CARACTERÍSTICAS DE LAS BASES
Las bases neutralizan los ácidos. Ej.
Hacen que el papel tornasol rojo cambie a azul
Son amargos y al tacto poseen estructura jabonosa o resbaladiza.
En medio acuoso son buenos conductores de corriente, son electrólitos.
Tienen un pH mayor a 7.
7.4. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL AGUA
El agua, como se vió con anterioridad es una
molécula anfótera que se disocia y se
comporta como un ácido y como una base,
esto debido a sus características químicas, y a
su formación, como se ve en la fig.1
2H2O ↔ H3O+ + OHH3O+ ácido
OH- base
Al comportarse como un ácido y base
tiene su constante de disociación:
Fig.1: Molécula del agua
La constante de ionización del agua se calcula como:
Donde w se refiere a water (agua en inglés) y es el producto iónico del agua, que a
25 °C tiene un valor de 10-14 M medido experimentalmente.
En base a la descripción anterior, se puede inferir que las soluciones que contienen
[H+] = 10-7 M se denominan neutras, pues poseen la misma cantidad de [OH-].
Aquellas soluciones que poseen [H+] > 10-7 M, se denominan ácidas
Las soluciones con [H+] < 10-7 M, se denominan básicas.
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Casi todas las soluciones fisiológicas poseen una concentración de iones
Hidrógeno cercana a la neutralidad; la sangre por ejemplo es ligeramente básica
[H+] = 4 x 10-8 M, considerando que el pH del plasma es de 7,35 a 7,45.
7.5. pH, CONCENTRACION DE H+ y OH-.
Los valores de [H+] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y
difíciles de comparar, de ahí que Sören Sörensen en 1909 ideó una forma más
adecuada de compararlas, el pH que no es más que la forma logarítmica de
expresar las concentraciones:
o
La letra p denota “logaritmo negativo de”.
Otras fórmulas empleadas:
OBJETIVO
FORMULA
Determinación de la concentración de hidrogeniones
[H+] = Antilog – pH
Cálculo el pOH
pOH = -Log[OH-]
Concentración de oxhidrilos
[OH-] = Antilog – pOH
Reacción en equilibrio
EJEMPLO 1: Para una solución neutra a 25 °C, la concentración de iones
Hidrógeno es de 1.0 x 10-9 M el pH se calcula como:
1
pH = log ----------------- = 9
1.0 x 10 -9
EJEMPLO 2: Para una solución neutra a 25 °C, la concentración de iones Hidroxilo
es de 1.0 x 10-5 M el pOH se calcula como:
1
pH = log ----------------- = 5
1.0 x 10 -5
EJEMPLO 3: Calcular la concentración de iones hidrógeno, de una solución cuyo
pH es de 3,14
[H+]= antilog –pH [H+]= antilog – 3,14
[H+]=7,24 x 10 -04 M
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7.6 ESCALA DE pH
En base al pH y su correspondiente concentración iones Hidrógeno y Hidroxilo, se
han clasificado a las soluciones en ácidos y bases, teniendo como solución neutra
aquella cuyo pH = 7; [H+]=1 x 10 -07 M; pOH=7; [OH-]=1 x 10 -07 M.
Fig. 2. Escala de pH, y pH de algunas sustancias
7.7. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO
La fuerza de un ácido está dada por su constante de disociación.
Se entiende por disociación al proceso por el cual un compuesto iónico se separa
de sus iones en dilución; en cambio, la ionización es el proceso por el cual un
compuesto molecular se separa formando iones en disolución.
Ácidos Fuertes
A. perclórico
A. sulfúrico
A. Yodhídrico
La constante de equilibrio de una reacción
química, en el caso particular de una
HClO4
reacción ácido-base, se denomina por
H2SO4 obvias razones como constante de
disociación, cuya fórmula se vio
HI
anteriormente,
Fórmula
A. Bromhídrico
HBr
A. Clorhídrico
HCl
A. Nítrico
HNO3
Se determina en el caso de los ácidos y
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bases fuertes, la siguiente fórmula:
En la cuál se da a entender que estos compuestos se disociaran o ionizarán de
manera completa, en soluciones acuosas; además se considera al agua como una
solución constante, por sus características ya explicadas, por lo que el compuesto
ácido o base tendrá una nueva constante de ionización o pácidez representado
como Ka. Generalmente se contará con siete ácidos fuertes y ocho bases débiles.
Bases Fuertes
Formulas
Hidróxido de Litio
LiOH
Hidróxido de sodio
NaOH
Hidróxido de potasio
KOH
Hidróxido de calcio
Ca (OH)2
Hidróxido de estroncio
Sr(OH)2
Hidróxido de bario
Ba (OH)2
Hidróxido de magnesio
Mg (OH)2
En cambio el resto serán considerados
como ácidos y bases débiles, debido a
su disociación parcial, siendo su
constante de equilibrio
igual a:
Desde este punto de vista también se
puede calificar a los ácidos en base a su
porcentaje de disociación:
Ej
H2SO4
100%
ácido
fuerte
H3PO4
27%
ácido moderado
CH3-COOH
1,3%
ácido débil
H2CO3
0,2%
ácido débil
Los ácidos, sulfúrico (H2SO4), clorhídrico (HCl) y nítrico (HNO3), se denominan
ácidos fuertes pues se ionizan completamente (100%) en soluciones acuosas
diluidas. El HCN es otro ácido débil. De la misma forma los hidróxidos de sodio y
de potasio se disocian completamente en estas condiciones por lo que se
denominan bases fuertes.
Del mismo modo si la Ionización de bases de la base tiene 100% de
disociación, se la considerará como una Base Fuerte.
En los sistemas biológicos estas moléculas aunque importantes, son menos
relevantes que los ácidos y bases débiles, que son aquellos que no se disocian
completamente en soluciones acuosas diluidas.
7.8 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Las soluciones buffer o amortiguadoras, son aquellas que contienen un ácido débil
y la sal de dicho ácido o una base débil y la sal de dicha base, para de esta manera
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resistir los cambios del pH, cuando se le agregan ácidos o bases fuertes. Principio
basado en la teoría de Bronsted-Lowry.
En el organismo, son de vital importancia para permitir la homeostasis del medio
interno,
están
representados
por:
H2CO3/HCO3(sistema
ácido
carbónico/bicarbonato),
H3PO4/H2PO4(sistema
de
los
fosfatos)
y
proteínas/proteinato, donde la hemoglobina regula de forma eficaz la cantidad de
H+ en los eritrocitos, siendo estos los sistemas químicos de amortiguación.
También se cuentan con los amortiguadores fisiológicos que implica al mecanismo
pulmonar y renal.
7.9 pH Y SU IMPLICANCIA EN LA SALUD
El determinar el pH es muy importante en salud, puesto que el equilibrio ácido base
es vital para todos los procesos biológicos. Este equilibrio en el organismo se da
entre las ganancias y las pérdidas de ácidos y bases, de tal manera que la
dentro y fuera de las células se
mantiene relativamente constante.
Variaciones del pH:
- acidemia: < de 7,36
- alcalemia: > de 7,46
Variaciones de la pCO2:
- acidosis respiratoria : > 40mmHg
- alcalosis respiratoria: < 40mmHg
Variaciones del HCO3:
-
acidosis metabólica : <
24mEq/L
alcalosis
metabólica:
>
24mEq/L
de
de
7.10 INDICADORES DE pH
Los indicadores son compuestos orgánicos que cambian de color en solución a
medida que cambia el pH. Esto se debe a que tienen una constante de disociación
(K) que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma
básica del indicador. El cambio de color ocurre cuando la concentración de la forma
ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la
forma básica o ácida respectivamente. Pudiendo ser en forma de papel químico
como el papel tornasol, o los indicadores universales de Kolthoff, o que sean más
rápidos y de mayor exactitud como los potenciómetros o pHmetros, que son
medidores de pH, que tienen electrodos fabricados especialmente para
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introducirlos en las soluciones que se prueban. Algunos electrodos están
diseñados para trabajar con volúmenes pequeños denominándose de superficie.
Estos medidores permiten mediciones rápidas y tienen indicaciones digitálicas, con
una exactitud de hasta una centésima ó milésima de pH.
El potencial de un electrodo de vidrio (Eg) con respecto a un electrodo de
referencia externo se relaciona con el pH, de la siguiente manera:
El medidor digitálico de pH tienen un rango de 0 a 14, con fracciones de 2 ó 3
dígitos:
pH = 7.00
neutralidad
pH = 7.03 a 14.00 tendencia a la alcalinidad o basicidad
pH = 6.99 a 1.00 tendencia a la acidez
EJERCICIOS RESUELTOS
1. Se toma el pH de un refresco fanta en un control de calidad de refrescos y el
resultado da 4.5, calcular
y pOH
Datos:
Entonces:
pH= 4,5
+
[H ]=
[OH ]=
pOH=
Fórmulas:
pOH = 14 -4.5 pOH = 9.5
=Antilog-4.5
= 3.16 x 10
-5
= antilog – 9.5
pOH = 14 – pH
= 3.16 x 10
-10
2. Si calentamos 140 gramos de yoduro de hidrógeno y al alcanzar el equilibrio,
sólo quedan 75 g. Calcular a) el grado de disociación (%).
Datos:
Sol. = 140g
Fin=75 g
%Disociación = ?
Procedimiento
Se deduce que se han disociado 140g - 75 g = 65 g:
x% =
Reemplazando:
a)
x% = 65 / 140 x 100
x% = 46,4%
Respuesta: El grado de disociación es 46,4%
3. El ácido Acético se encuentra al 0.8 M, y se encuentra disociado en un 1,74%.
Calcular K (constante de disociación).
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Datos:
Concentración
total = 0.8 M
Disociación =1,74%
pK = ?
QUIMICA
Procedimiento
Regla de tres para conocer la concentración de los iones disociados:
100%------------------------ 0.8M
1,74%------------------------ x
x = 0.014 M
Formula: K =
Reemplazando:
a)
K = 0,014 x 0,014 / 0,8
-4
K = 1,96 x 10 / 0,8
-4
K = 2,45 x 10
-4
Respuesta: La K es 2,45 x 10 mol/L
4. Una solución acuosa 0,045 mol/L de ácido acético, está disociada en 2%, calcule
el valor de pKa
Datos:
Concentración=X
Sol.: 0,045 mol/L
Disociación = 2%
pKa = X
Procedimiento
Regla de tres para conocer la concentración de los iones disociados:
100%------------------------ 0.045mol/L
2%------------------------ x
-4
x = 9,0 x10 mol/L
Formula: pKa =
Reemplazando:
a)
-4
-4
pKa = (9,0 x 10 mol/L) (9,0 x 10 mol/L) / 0,045 mol/L
-7
pKa = 8,1 x 10 / 0,045
-5
pKa = 1,8 x 10 mol/L
5. Calcule el porcentaje de ionización de una solución de ácido clorhídrico al
0,45M, y cuyo pKa es 4,0 x10-10
Datos:
Concentración=X
Sol.: 0,45 mol/L
%Disociación = X
10
pKa = 4,0x10-
Procedimiento
Formula: pKa =
Reemplazando:
pKa x [AB] = [A][B]
Considerando que A y B son desconocidos se tomará
como un solo valor A
Por lo tanto:
2
[A] = pKa x [AB]
2
10
[A] = 0,45 mol/L x 4,0x102
-8
[A] = 1,8 x 10 mol/L
2
se sacará operación inversa de X , raíz cuadrada
-4
A = 1,34 x 10 mol/L , es la concentración de [A] y [B]
Ahora para determinan %disociación:
Aplicando la fórmula:
-4
% de disociación = (1,34 x 10 mol/L) / 0,45 mol/L
=0,03%
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x 100
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7.11 EJERCICIOS PROPUESTOS DE REACCIONES ACIDO BASE
-
1. Calcular pH, pOH y [OH ] de una solución cuya concentración de
+
hidrogeniones [H ] es de 4.5x10-9 mol/L.
2. Tomando en cuenta que el pH de la coca cola es de 3,15; calcular
y pOH.
3. Si se cuenta con una solución de NaOH al 0,3M, cuál sería
+
pOH y pH
-3
4. Calcular el pH, pOH de una solución cuya [H ] es de 3,5 x 10 mol/L
5. En cuanto a la leche de avena, se registró
= 0.000087 mol/L, calcular
pOH, pH.
6. Al tomar el registro de la bicarbonato de sodio se obtuvo
mol/L, calcular pOH, pH,
= 0.00089
.
7. Se tomó el pOH del ENO que corresponde a 10.8, calcular pH.
8. Se tiene
= 0.00005 moles de ácido acético 1500 mL de vinagre,
calcular pOH
9. Se tiene HCl al 0.002 M, calcular pH, pOH.
10. Se tiene 500 mL de NaCl al 0.9% calcular el pH
11. Calcular la constante de disociación (K) del ácido acético en una solución en
que se encuentra disociado en un 1.25% y al 0.5M.
12. Calcular el grado de disociación (%) de una sustancia que inicialmente pesa
150g y luego de calentarla al alcanzar el equilibrio solamente queda 90g.
13. Se prepara una solución disolviendo 0.075 moles de NaOH en 520mL de
agua. Calcular el pH de la solución
+
-4
14. Calcular el pH del Vino cuya [H ] = 3.16x10
15. Cual será la concentración de [H+],[OH-] y el pOH del HNO3, que tiene un
pH de 0.95
16. Calcular el pH de una solución cuyo pOH=3,13
17. Calcular [H] de una solución cuyo pOH=2,67
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18. Cuál es el pH de una solución cuya [OH]= 6,7x10-6
19. Si calentamos 140 gramos de yoduro de hidrógeno y al alcanzar el
equilibrio, sólo quedan 75 g. Calcular a) el grado de disociación (%).
20. Conociendo que el pOH del vinagre es de 11.38; calcular a)pH, b) [H+] y c)
[OH-].
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8. QUÍMICA ORGÁNICA I
8.1 INTRODUCCION
La química orgánica, o química del carbono tambien conocida como química
biológica, es propiamente la química de los diversos sistemas biológicos, su
complejidad radica en la elevada cantidad de enlaces existentes entre sus
elementos, así como de las ramificaciones innumerables que puede presentar un
compuesto orgánico, por eso es de suma importancia tener en cuenta cómo se
forman la interacción entre sus orbitales.
8.2 CARACTERISTICAS DEL ATOMO DEL CARBONO
El carbono es un elemento poco abundante en la naturaleza, apenas forma parte
del 0,1% de la corteza terrestre: Se encuentra en dos formas alotrópicas cristalinas:
el diamante y el grafito y como amorfo en la hulla (80%), la antracita (90%) la
turba (60%) y el petróleo. Después del Oxigeno es el elemento más abundante en
la composición de los seres vivos.
El carbono posee unas características especiales, que juntas lo hacen único dentro
del sistema periódico, por lo que es el elemento base de todos los compuestos
orgánicos:
• Electronegatividad intermedia por lo que puede formar enlace covalente tanto con
metales como con no metales.
• Tetravalencia: cuya combinación electrónica se realiza por la superposición de
orbitales desapareados del carbono con los orbitales 1s de los 4 átomos de
hidrogeno, lo que ofrece la posibilidad de unirse a sí mismo formando cadenas.
Fig. 1: Molécula del carbono (metano)
• Además, tiene un tamaño pequeño lo que posibilita la formación de enlaces dobles y
triples, ya que es posible que los átomos se aproximen lo suficiente para formar
enlaces “π”, lo que no es posible en el SI. Esta especial configuración electrónica
da lugar a una variedad de posibilidades de hibridación orbital del átomo de
Carbono (hibridación química).
8.3 HIDROCARBUROS
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Los hidrocarburos son compuestos que contienen sólo carbono e hidrógeno.
Su importancia radica principalmente en que encuentran en los derivados del
petróleo, siendo estos de alta contaminación al medio ambiente y además
altamente toxicos en el caso de contacto, aspiración o ingesta por los organismos
vivos, produciendo un sinfín de enfermedades e incluso la muerte.
8.3.1 CLASIFICACION DE LOS HIDROCARBUROS
8.4 ALCANOS
Los alcanos son hidrocarburos que sólo contienen enlaces simples C-C
Los alcanos son compuestos formados por carbono e hidrógeno que sólo
contienen enlaces simples carbono – carbono.
Cumplen la fórmula general, donde n es el número de carbonos
CnH2n+2
de la molécula
Alcanos, en los cuales, los carbonos se enlazan de manera continua (sin
ramificaciones) se denominan alcanos acíclicos o de cadena abierta.
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En una serie homóloga las propiedades físicas varían de forma continua , tanto los
puntos de fusión como los de ebullición van aumentando a medida que
aumenta el número de carbonos de la molécula.
Alcanos de cadena lineal
Alcanos con ramificaciones se denominan alcanos de cadena ramificada.
Hay alcanos que serán de cadena cerrada o cícloalcanos, formando una
sucesión de anillos.
8.1.1.
PROPIEDADES FÍSICAS DE ALCANOS
Los alcanos son compuestos con hibridación sp3 en todos sus carbonos. Los
cuatro sustituyentes que parten de cada carbono
se disponen hacia los vértices
un tetraedro.
Los alcanos de menor tamaño, metano, etano, propano y butano son gases a
temperatura ambiente. Los alcanos lineales desde C5H12 hasta C17H36 son
líquidos. Alcanos de mayor número de carbonos son sólidos a temperatura
ambiente.
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Los puntos de fusión y ebullición de los alcanos aumentan con el número de
carbonos de la molécula. También se observa que los alcanos ramificados
presentan un punto de ebullición menor que sus isómeros lineales.
Además los alcanos son insolubles en agua, pueden emplearse como disolventes
para sustancias poco polares como grasas, aceites y ceras.
Entre otros usos, el gas de uso doméstico es una mezcla de alcanos,
principalmente propano, el gas de los encendedores es butano.
El principal uso de los alcanos es como combustibles debido a la gran cantidad de
calor que se libera en esta reacción.
Ejemplo:CH4 + 2 O2 ------------ CO2 + 2 H2O + CALOR
8.1.2.
NOMENCLATURA DE ALCANOS
Las raíces son mayoritariamente latinas o griegas e indican el número de átomos
de carbono en la cadena y la terminación es “ano”.
En la siguiente tabla se muestran ejemplos de cómo se realiza la nomenclatura en
química orgánica, así como la fórmula estructural de alguno y su forma
condensada.
FÓRMULA
NOMBRE
ESTRUCTURAL
FÓRMULA
CONDENSADA
CH4
metano
CH4
CH3-CH3
etano
C2H6
CH3-CH2-CH3
propano
C3H8
CH3-CH2-CH2-CH3
butano
C4H10
CH3-(CH2)3-CH3
pentano
C5H12
CH3-(CH2)4-CH3
hexano
C6H14
CH3-(CH2)5-CH3
heptano
C7H16
CH3-(CH2)6-CH3
octano
C8H18
CH3-(CH2)7-CH3
nonano
C9H20
CH3(CH2)8-CH3
decano
C10H22
De igual manera se cuentan con otros prefijos numerales que indicarán el número
de átomos de carbono de mayor tamaño.
Se cuentan con los siguientes prefijos en nomenclatura acorde a los Carbonos
existentes en la cadena:
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Unidades
Decenas
Centenas
Hen met
Do
et
Tri
pro
Tetra but
Penta
Hexa
Hepta
Octa
Nona
Dec
(i)cos
Triacont
Tetracont
Pentacont
Hexacont
Heptacont
Octacont
nonacont
Hect
Dict
Trict
Teract
Pentact
Hexact
Heptac
Octact
Nonact
Cuándo se suprime a estas moléculas de uno de los átomos de hidrógeno se
formaran los correspondientes radicales alquilo, donde se reemplazará la
terminación “ano”, por el sufijo “ilo”. Aunque algunos radicales, presentan
nombres particulares, como se ve a continuación:
Ejemplo:
CH3- metilo
Isopropilo
CH3-CH2- etilo
Es un isoalcano
(ej. n = 1, isopentano)
CH3-CH2-CH2- propilo
Es un neoalcano
(ej. n = 1, neohexano)
8.1.3. REGLAS PARA NOMBRAR A LOS ALCANOS RAMIFICADOS
En el sistema IUPAC de nomenclatura el nombre de un compuesto está formado
por tres partes: prefijos, principal y sufijos. Los prefijos indican los sustituyentes de
la molécula; el sufijo indica el grupo funcional de la molécula; y la parte principal el
número de carbonos que posee. Los alcanos se pueden nombrar siguiendo siete
etapas:
Regla 1.- Determinar el número de carbonos de la cadena más larga, llamada
cadena principal del alcano. Obsérvese en las figuras que no siempre es
la cadena horizontal.
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El nombre del alcano se termina en el nombre de la cadena principal (octano) y va
precedido por los sustituyentes.
Regla 2.- Los sustituyentes se nombran cambiando la terminación –ano del alcano
del cual derivan por –ilo (metilo, etilo, propilo, butilo). En el nombre del alcano, los
sustituyentes preceden al nombre de la cadena principal y se acompañan de un
localizador que indica su posición dentro de la cadena principal. La numeración de
la cadena principal se realiza de modo que al sustituyente se le asigne el
localizador más bajo posible
Regla 3.- Si tenemos varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente precedidos
por lo localizadores. La numeración de la cadena principal se realiza para que los
sustituyentes en conjunto tomen los menores localizadores.
Si varios sustituyentes son iguales, se emplean los prefijos di, tri, tetra, penta, hexa,
para indicar el número de veces que aparece cada sustituyente en la molécula. Los
localizadores se separan por comas y debe haber tantos como sustituyentes.
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Los prefijos de cantidad no se tienen en cuenta al ordenar alfabéticamente.
Regla 4.- Si al numerar la cadena principal por ambos extremos, nos encontramos
a la misma distancia con los primeros sustituyentes, nos fijamos en los demás
sustituyentes y numeramos para que tomen los menores localizadores
Regla 5.- Si al numerar en ambas direcciones se obtienen los mismos
localizadores, se asigna el localizador más bajo al sustituyente que va primero en
el orden alfabético.
Regla 6.- Si dos a más cadenas tienen igual longitud, se toma como principal la
que tiene mayor número de sustituyentes.
Regla 7.- Existen algunos sustituyentes con nombres comunes aceptados por la
IUPAC, aunque se recomienda el uso de la nomenclatura sistemática.
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Los nombres sistemáticos de estos sustituyentes se obtienen numerando la cadena
comenzando por el carbono que se une a la principal. El nombre del sustituyente
se forma con el nombre de la cadena más larga terminada en –ilo, anteponiendo
los nombres de los sustituyentes que tenga dicha cadena secundaria, ordenados
alfabéticamente. Veamos un ejemplo
Isómeros: Por lo tanto la cantidad de isómeros que puede tener un compuesto
Nº
ISÓMEROS
varía en relación al número de carbonos
existentes, tal como se puede observar en la
1
1
tabla adjunta principalmente en el caso de los
2
1
3
1
alcanos. El metano, etano y propano son los
4
2
únicos alcanos con las fórmulas CH4, CH3-CH3
5
3
6
5
y CH3-CH2-CH3. Sin Isómeros. El butano sin
7
9
embargo, existen dos alcanos de fórmula C4H10;
8
18
9
35
el butano y el 2-metilpropano. Estos alcanos de
10
75
igual fórmula pero con diferente estructura se
15
4347
20
366319
llaman isómeros.
Existen tres isómeros de fórmula C5H12. El isómero lineal se llama n-pentano. Los
ramificados son el isopentano (2-metilbutano) y el neopentano (2,2-dimetilpropano).
Existen cinco isómeros constitucionales de fórmula C6H14
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8.1.3. EJERCICIOS RESUELTOS - ALCANOS
1. Escribe la fórmula condensada de un alcano lineal, cuya fórmula molecular es
C20H42.
Solución: Los alcanos lineales se pueden escribir en forma condensada utilizando
la siguiente fórmula: CH3(CH2)nCH3, donde n es el número de CH2 que tiene la
molécula. La fórmula molecular del problema tiene 20 carbonos, dos de ellos son
para los metilos, por tanto, la fórmula condensada tendrá 18 CH2.
Fórmula condensada: CH3(CH2)18CH3
2. Da la fórmula molecular, la forma condensada e indica el número de hidrógenos
que tiene cada carbono en la molécula del octano.
Solución: Un alcano de 8 carbonos tiene 18 hidrógenos y su fórmula molecular es:
C8H18. La fórmula condensada viene dada por: CH2(CH2)nCH3. La fórmula
desarrollada en la que se indican los carbonos e hidrógenos que tiene la molécula
es:
3. Escribe la fórmula estructural del 2,4,6-trimetiloctadecano
Solución:
El octadecano es un alcano con 18 carbonos.
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4. Da el nombre IUPAC de los siguientes compuestos.
Solución:
S
a) Cadena principal: se elige la de mayor longitud, 8 carbonos (octano)
Numeración: comienza por el extremo más próximo a un sustituyente
Sustituyentes: metilos en 3,4,6 y etilo en 5.
Nombre:5-Etil-2,4,6-trimetiloctano
b)Cadena principal: 6 carbonos (hexano)
Numeración: comienza por la izquierda (metilo en 2). Por la derecha el etilo está
en 3.
Sustituyentes: etilo en 4 y metilo en 2.
Nombre: 4-Etil-2-metilhexano
c) Cadena principal: la cadena más larga es de 10 carbonos (decano)
Numeración: empieza por la izquierda ya que se encuentra antes el primer
sustituyente.
Sustituyentes: metilos en 2,6; etilo en 8; isopropilo en 4.
Nombre: 8-Etil-4-isopropil-2,6-dimetildecano
8.5.
ALQUENOS
Los alquenos son hidrocarburos que contienen enlaces
dobles carbono-carbono, su fórmula general será la
siguiente, siendo el más sencillo de los alquenos el
etileno o eteno.
C2Hn.2
Se emplea frecuentemente la palabra olefina como sinónimo. En cuanto a su
estructura química se puede añadir que presentan una estructura plana, con
ángulos de enlace próximos a los 120°, y además cada uno de sus átomos de
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carbono presenta una hibridación sp2., que en el doble enlace está formado por
enlace sigma y enlace pi. (fig. 2).
Además los alquenos presentan puntos de fusión y ebullición similares a los
alcanos correspondientes.
FIG. estructura del eteno
El doble enlace es más fuerte y corto que el simple. La energía del doble enlace
en el eteno es de 605 KJ/mol frente a los 368 KJ/mol del enlace simple carbonocarbono en el etano.
Los alquenos abundan en la naturaleza. El eteno, es un compuesto que controla el
crecimiento de las plantas, la germinación de las semillas y la maduración de los
frutos. Como ejemplos podemos mencionar al α−Pineno que es una fragancia
obtenida a partir de los pinos, al β-Caroteno es un compuesto que contiene 11
dobles enlaces y es precursor de la vitamina A. Limoneno: componente del zumo
de naranjas y limones; Felandreno: aceite de los eucaliptos.
8.2.1 Nomenclatura de Alquenos
Los alquenos se nombran reemplazando la terminación -ano del correspondiente
alcano por -eno. Los alquenos más simples son el eteno y el propeno, también
llamados etileno y propileno a nivel industrial.
Regla 1.- Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contenga el
doble enlace. La numeración comienza en el extremo que otorga al doble enlace el
menor localizador.
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Regla 2.- El nombre de los sustituyentes precede al de la cadena principal y se
acompaña de un localizador que indica su posición en la molécula. La molécula se
numera de modo que el doble enlace tome el localizador más bajo.
Regla 3.- Cuando hay varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente y se
acompañan de sus respectivos localizadores
Regla 4.- Cuando el doble enlace está a la misma distancia de ambos extremos, se
numera para que los sustituyentes tomen los menores localizadores.
Regla 5.- En compuestos cíclicos resulta innecesario indicar la posición del doble
enlace, puesto que siempre se encuentra entre las posiciones 1 y 2.
8.6.
ALQUINOS
Los alquinos son hidrocarburos que contienen enlaces triples
carbono-carbono. La fórmula molecular general para alquinos
acíclicos es CnH2n-2 y su grado de insaturación es dos.
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CnH2n-2
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Los alquinos tienen unas propiedades físicas similares a los alcanos y
alquenos. Son poco solubles en agua, tienen una baja densidad y presentan bajos
puntos de ebullición. Sin embargo, los alquinos son más polares debido a la mayor
atracción que ejerce un carbono sp sobre los electrones, comparado con un
carbono sp3 o sp2.
El acetileno o etino es el alquino más simple, fue descubierto por Berthelot en
1862.
El acetileno es un gas incoloro que puede obtenerse a partir de
la reacción de carburo de calcio y agua, que tiene múltiples
usos en la industria, como para soldar metales. El acetileno tambien fue usado en
la industria para preparar acetaldehído, acido acético, cloruro de vinilo y polímeros
acrílicos.
Capillin: Alquino con actividad fungicida
Existen numerosos ejemplos de
productos naturales que contienen
triples enlaces. Capillin, el cual tiene
actividad fungicida. Enodiinos , los
cuales tienen propiedades
anticancerígena y antibióticas.
8.3.1 Nomenclatura de Alquinos
Regla 1. Los alquinos responden a la fórmula CnH2n-2 y se
nombran sustituyendo el sufijo -ano del alcano con igual número
de carbonos por -ino.
CnH2n-2
Regla 2. Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contiene el triple
enlace. La numeración debe otorgar los menores localizadores al triple enlace.
Regla 3. Cuando la molécula tiene más de un triple enlace, se toma como principal
la cadena que contiene el mayor número de enlaces triples y se numera desde el
extremo más cercano a uno de los enlaces múltiples, terminando el nombre en diino, triino, etc.
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QUIMICA
Regla 4. Si el hidrocarburo contiene dobles y triples enlaces, se procede del modo
siguiente:
1. Se toma como cadena principal la que contiene al mayor número posible de
enlaces múltiples, prescindiendo de si son dobles o triples.
2. Se numera para que los enlaces en conjunto tomen los localizadores más
bajos. Si hay un doble enlace y un triple a la misma distancia de los extremos tiene
preferencia el doble.
3. Si el compuesto tiene un doble enlace y un triple se termina el nombre en -enoino; si tiene dos dobles y un triple, -dieno-ino; con dos triples y un doble la
terminación es, -eno-diino
8.7. HIDROCARBUROS AROMATICOS
Y están aquellos alcanos que se forman a partir del benceno, llamados alcanos
aromáticos, recordemos que el benceno fue propuesto por, el alemán August
Kekulé propuso una estructura para el benceno. Cada carbono presenta
2
hibridación sp formando un doble enlace, por lo que la estructura es de un
hexágono. El hecho de que todas las distancias C–C sean iguales sugiere que se
trata de una estructura plana resonante de tres
dobles enlaces alternados.
En el benceno y es sus derivados los átomos de
carbono e hidrógeno suelen omitirse por lo que
normalmente suele representarse: (Fig 3)
Este compuesto presenta características químicas
Fig. 3 Molécula del benceno
particulares, como ser:
 Molécula plana
 Ángulos de enlace 120°
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

Alta insaturacion
Distancia de enlace C – C todas iguales de un valor medio entre un doble y
un simple enlace
 Sus reacciones típicas son de sustitución
En cuanto a su nomenclatura hay que recordar que puede presentar elementos
que sustituyan a uno de los Hidrógenos, pudiendo dar estructuras
monosustituidas, disustiuídos o polisustituídos. Y así se tendrán las siguientes
estructuras que presentan nombres propios:
Monosustituidos cómo:
Alcanos aromáticos disustituidos cuya nomenclatura tambien es especial como:
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121
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8.8. PROBLEMAS PROPUESTOS - ALCANOS
1. Dar nombre IUPAC a los siguientes alcanos:
a)
R ………………………………
b)
R……………………………….
c)
R…………………………………….
d)
R……………………………………..
e)
R………………………………….
e)
R…………………………………
2. Escribir la estructura química de los siguientes alcanos
a) 1,3-Dimetil ciclohexano
b) 2-metil – 5 –(2-propil)-nonano
c) 5-(1,2-dimetilpropil)-4-etil-3-metilnonano
d) 1,2,4-trietilciclopentano
e) 7-cloro-5,8-dietil-2,4-dimetildecano
f) 7-tert-butil3,3-difluorundecano
8.9 PROBLEMAS PROPUESTOS - ALQUENOS
1. Dar nombre IUPAC a los compuestos
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2.
a)
b)
c)
d)
QUIMICA
Escriba la estructura química de los siguientes alquenos
1-(2-propil)-ciclohexeno
1-heptil-4metilciclopenteno
1,3-butadieno
trans-3,4-dimetil-3-hepteno
8.10 PROBLEMAS PROPUESTOS - ALQUINOS
Dar nombre a los siguientes alquinos:
a)
H3C
CH3
R………………………..
CH3
b)
R………………………..
H3C
c)
H3C
CH
R…………………………
CH3
d)
R……………………..
e)
R………………………..
Escriba la estructura química de los siguientes alquinos
a) 4-etilhex-2-ino
b) 8-metil-deca-2,4,6-triino
c) 3,5-dimetil-hexa-1,4-diino
d) ciclobuta-1,3-dieno
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9. QUÍMICA ORGÁNICA II
9.1 COMPUESTOS OXIGENADOS.Poseen átomos de C, H y O; son derivados de los hidrocarburos, en los cuales un
grupo funcional oxigenado se une a la cadena o anillo del carbono.
Estructuralmente son derivados de los hidrocarburos, en los cuales un grupo
funcional oxigenado se une a la cadena o anillo del carbono. Dentro de este grupo
tenemos a los siguientes compuestos: alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas,
ácidos carboxílicos y ésteres.
9.2. ALCOHOLES.La palabra alcohol significa “sutil”, antiguamente se llamaba "espíritu" a los
alcoholes, por eso se hablaba del "espíritu de vino" al etanol, y "espíritu de madera"
al metanol.
Los pueblos árabes conocieron el vino por destilación, pero su descubrimiento se le
atribuye al médico Arnau de Villanova, un alquimista y medico en Montpellier. Más
tarde Lavoisier fue quién indico el origen y la forma de producir alcohol por medio
de la fermentación vínica y mediante la acción de la levadura de cerveza, el azúcar
de uva; para dar origen al ácido carbónico y al alcohol.
9.2.1. Propiedades físicas.Los alcoholes suelen ser líquidos incoloros de olor característico, solubles en el
agua en proporción variable y menos densos que ella, con el aumento de la masa
molecular, aumentan sus puntos de fusión y ebullición (el 1,2-etanodiol tiene un
punto de fusión de -16 °C y un punto de ebullición de 197 °C), pudiendo ser sólidos
a temperatura ambiente, su grupo hidroxilo le permite que sea soluble en agua, los
alcoholes polihidroxílicos y con anillos aromáticos tienen una densidad al agua y
son menos solubles.
9.2.2. Propiedades químicas.Los alcoholes pueden comportarse como ácidos o bases por el grupo funcional
que es similar al agua, frente a una base fuerte o un hidruro de metal alcalino se
forma el grupo alcoxi, en donde el hidroxilo se desprotona y deja al oxígeno con
carga negativa. La acidez del OH depende de su posición, un hidroxilo enlazado a
un carbono terciario será menos ácido que uno situado en un carbono secundario,
y a éste será menos ácido que otro enlazado a un carbono primario.
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9.2.3. Utilidad de los alcoholes
Se los utiliza principalmente como disolventes y combustibles; el etanol y el
metanol pueden combustionar de una manera limpia a comparación de la gasolina.
Por su baja toxicidad y disponibilidad para disolver sustancias no polares, el etanol
es utilizado frecuentemente como disolvente en medicamentos, perfumes y en
elementos comestibles como la esencia de vainilla. Los alcoholes sirven
frecuentemente como versátiles intermediarios en la síntesis orgánica.
9.2.4. Formulación de los alcoholes
Son compuestos ternarios (C, H, O) derivados de los hidrocarburos, en los que uno
o más hidrógenos están sustituidos por grupos – OH (Oxhidrilo).
Grupo
Funcional
Fórmula
General
9.2.5. Clasificación.
En una cadena carbonada, el grupo -OH de los alcoholes puede estar unido a
un carbono primario, secundario o terciario.
De esta manera se tienen alcoholes primarios, secundarios o terciarios.



Alcohol Primario: Cuando el radical Oxhidrilo se encuentra en el carbono
primario.
Alcohol Secundario: Cuando el radical Oxhidrilo se encuentra en un
carbono secundario.
Alcohol Terciario: Si el radical Oxhidrilo se encuentra en un carbono
terciario.
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Alcoholes: Primario (metanol)
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Secundario (2-Propanol) Terciario (2-metil,2-propanol)
9.2.6. Nomenclatura.
a. La cadena principal es la cadena más larga que contiene el grupo
oxhidrilo
b. La cadena se numera por el extremo más próximo al grupo oxhidrilo.
c. Se nombran con los prefijos y con las terminaciones: OL, DIOL, TRIOL,
o anteponiendo la palabra HIDROXI.
d. La posición del grupo funcional se indica por un número localizador.
A continuación se incluyen algunos ejemplos y ejercicios en los que debes
completar el nombre de los compuestos
COMPUEST
O
CH3-OH
CH3-CH2-OH
CH3-CH2CH2-OH
CH3-CHOHCH3
IUPA
C
Metan
ol
Etanol
1propanol
2propanol
COMÚN
Alcohol
metílico
Alcohol etílico
Alcohol
propílico
Alcohol
isopropílico
9.3. ÉTERES.
La palabra éter significa “cielo, firmamento”, y se designa de esta manera a una
familia de compuestos donde el oxígeno de une a 2 radicales alquílicos, se
atribuye al alquimista Ramon Llull su descubrimiento el año 1275, aunque no
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126
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se cuenta con evidencia fehaciente, fue sintetizado por primera vez en 1540 por
Valerius Cordus quien lo llamo “aceite dulce de vitreolo” por la destilación de
etanol y ácido sulfúrico (conocido entonces como aceite de vitreolo),
descubriendo algunas de sus propiedades medicinales; Paracelsus descubrió
sus propiedades analgésicas. El nombre oficial de éter fue dado a la substancia
en 1730 por A. S. Frobenius
9.3.1. Propiedades físicas.Estructuralmente los éteres pueden considerarse derivados del agua o
alcoholes, en cuales se han reemplazado uno o dos hidrógenos por restos
carbonados. La estructura angular de los éteres se logra explicar por una
hibridación sp3 en el oxígeno (posee dos pares de electrones no compartidos),
no puede establecer enlaces de hidrógeno consigo mismo y sus puntos de
ebullición y fusión son muchos más bajos que los alcoholes referibles.
Dentro las particularidades de estos elementos se tienen a los epóxidos, que
son éteres cíclicos de tres miembros y cuyo anillo contiene mucha tensión.
9.3.2. Propiedades químicas.Los éteres no son muy reactivos, por la estabilidad y dificultad a la rotura del
enlace C—O, esto hace que se los utilice como disolventes inertes en
reacciones orgánicas.
Sufren una lenta oxidación al contacto con el aire formando de esta manera
peróxidos muy inestables y poco volátiles, que pueden concentrase y explotar.
Los éteres más reactivos son los epóxidos, que presentan una apertura del ciclo
catalizada por ácidos.
9.3.3. Utilidad de los éteres.El etoxietano se su uso como anestésico, fue Crawford Williamson Long el
primer cirujano que lo empleó como anestésico general en 1842, su uso se
limitó posteriormente por su inflamabilidad y por la irritabilidad que presentaba
en algunos pacientes.
9.3.4. Formulación de los alcoholes
Los éteres son compuestos donde el Oxígeno se une a dos radicales
Alquílicos iguales o diferentes. Se obtienen por deshidratación de dos
moléculas de alcohol.
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DESHIDRATANTE
Grupo
Funcional
Fórmula
General
9.3.5. Clasificación.Cuando los dos grupos alquilos de un éter son iguales, éste se llama éter
simétrico o simple, por ejemplo:
C2H5-O-C2H5 o éter dietílico.
Cuando los dos grupos alquilo son diferentes, se habla de éter asimétrico y
mixto, por ejemplo:
CH3-O-C2H5 o etil - metil éter
9.3.6. Nomenclatura.a. Con los nombres de los radicales ligados al oxígeno, unidos con la
palabra OXI, nombrando primero al radical más simple.
b. Se nombran los grupos alquilo unidos al oxígeno, seguido por la palabra
éter o como éter de los radicales alquílicos unidos al oxígeno.
c. Se nombra primero al grupo ALCOXI menos complejo, seguido del
hidrocarburo con la terminación ANO.
d. La nomenclatura funcional (IUPAC) nombra los éteres como derivados
de dos grupos alquilo, ordenados alfabéticamente, terminando el nombre
en la palabra ÉTER.
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e. Los éteres cíclicos se forman sustituyendo un -CH2- por -O- en un ciclo,
la numeración comienza en el oxígeno y se nombran con el prefio oxaseguido del nombre del ciclo.
A continuación se incluyen algunos ejemplos y ejercicios.
COMPUESTO
CH3-O-CH3
IUPAC
Metoxi-metano
COMÚN
Dimetil - éter o Éter dimetílico
Metil - oximetil
Oxido de metilo
CH3-CH2-O- CH2-CH3
Etoxi-etano
Etil - oxietil
Dietil-éter o éter dietílico
9.4. ALDEHÍDOS Y CETONAS.Los aldehídos y las cetonas son compuestos orgánicos que contienen el grupo
funcional carbonilo C=O.
La palabra aldehído fue inventada por el científico alemán Justus von Liebig
(1803-1873). Viene de latín y significa alcohol dehydrogenatum = alcohol
deshidrogenado. El primer aldehído fue preparado por quitar dos átomos de
hidrógeno (= deshidrogenación) de etanol.
9.4.1. Propiedades generales.La presencia del grupo carbonilo convierte a los aldehídos y cetonas en
compuestos polares. Los compuestos de hasta cuatro átomos de carbono,
forman puente de hidrógeno con el agua, lo cual los hace que sean solubles en
agua, en solventes orgánicos.
El punto de ebullición de los aldehídos y cetonas son mayores que el de los
alcanos del mismo peso molecular, pero menores que el de los alcoholes y
ácidos carboxílicos comparables (formación de dipolos y a la ausencia de
formación de puentes de hidrógeno intramoleculares), en éstos compuestos.
9.4.2. Propiedades químicas.Los aldehídos y cetonas se comportan como ácidos debido a la presencia del
grupo carbonilo, esto hace que presenten reacciones típicas de adición
nucleofílica, también pueden dar origen a otros compuestos mediante
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129
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reacciones de sustitución halogenada (este método permite obtener la
monobromoactona que es un poderoso gas lacrimógeno), participa en
reacciones de condensación aldólica (unión de dos aldehídos o dos cetonas en
presencia de una solución de NaOH), en las reacciones de oxidación los
aldehídos se oxidan con facilidad frente a oxidantes débiles produciendo ácidos,
mientras que las cetonas sólo se oxidan ante oxidantes muy enérgicos que
puedan romper sus cadenas carbonadas (Esto permite diferenciar los aldehídos
de las cetonas en el Laboratorio)
9.4.3. Utilidad de los aldehídos y las cetonas.a) Aldehídos
El metanal o aldehído fórmico se utiliza en la elaboración de explosivos
(pentaeritrol y el tetranitrato de pentaeritrol, TNPE), resinas alquídicas,
poliuretano expandido, el POM (polioximetileno). El formaldehido se utiliza en
una disolución (35%) en agua como desinfectante y en la conservación de
muestras biológicas y cadáveres frescos (El metanol, se oxida a formaldehído).
Cuando se bebe alcohol etílico, este se oxida en el hígado a acetaldehído, que,
a su vez, se oxida a ácido acético y, por ultimo a dióxido de carbono y agua:
El consumo de grandes cantidades de etanol causa la acumulación de grandes
concentraciones de acetaldehído en la sangre, lo cual puede conducir a un
brusco descenso de la presión sanguínea, aceleración de los latidos del
corazón y sensación general de incomodidad, es decir, una resaca.
b) Cetonas
La acetona (propanona) se utiliza como disolvente para lacas y resinas, se lo
usa en la fabricación del plexiglás.
Muchos aldehídos y cetonas forman parte de los aromas naturales de flores y
frutas, por lo cual se emplean en la perfumería para la elaboración de aromas
como es el caso del benzaldehído (olor de almendras amargas), el aldehído
anísico (esencia de anís), la vainillina, el piperonal (esencia de sasafrás), el
aldehído cinámico (esencia de canela).
9.4.4. Formulación de los aldehídos y cetonas.Se los obtiene de los alcoholes primarios donde se han substituido dos átomos
de hidrógeno por un átomo de oxígeno.
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Se ha visto anteriormente que los alcoholes primarios se oxidan en aldehídos y
los secundarios en cetonas.
ALDEHÍDOS
Grupo
Funcional
Fórmula
General
CETONAS
Grupo
Funcional
Fórmula
General
9.4.5. Nomenclatura
a. En el sistema IUPAC la terminación característica para los aldehídos es
AL y para las cetonas ONA, las cuales se añaden al nombre original del
hidrocarburo (suprimiendo la terminación "O" de éste) que tenga el
mismo número de átomos de carbono.
b. En el caso de los aldehídos, el grupo –CH=O tiene que aparecer siempre
al final de la cadena e indicar siempre el número 1, aunque este número
no aparece en el nombre. Sin embargo, en el caso de las cetonas el
grupo carbonilo puede estar en posiciones diversas en una cadena
carbonada y su posición debe indicarse con el número más bajo posible.
Los demás sustituyentes quedan indicados por el número adecuado y el
prefijo destinado a indicar sus posiciones en la cadena carbonada.
c. También se emplean nombres comunes para aldehídos y cetonas. Los
aldehídos se denominan por lo general como derivados del ácido
correspondiente que puedan formar por oxidación, la terminación ICO del
ácido se suprime y se sustituye por el término aldehído.
d. Las cetonas, con excepción de la acetona, se nombran según los grupos
alquilo unidos a la función carbonilo seguidos de la palabra cetona.
e. El grupo -CHO se denomina –carbaldehído, es muy útil cuando el grupo
aldehído va unido a un ciclo. La numeración del ciclo se realiza dando
localizador 1 al carbono del ciclo que contiene el grupo aldehído.
Ejemplos y ejercicios.
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ALDEHÍDOS
CH3-CH=O
Metanal ó
formaldehído
Etanal ó acetaldehído
COMPUESTO
O
_
_
H-CH=O
NOMBRE
CETONAS
CH3- C -CH3
NOMBRE
Propanona
Dimetil-cetona ó
acetona
O
_
_
COMPUE
STO
QUIMICA
CH3- C -CH2-CH3
2 Butanona
Metil-etil cetona
CH 3 O
_
_
Propanal ó
propionaldehído
_
CH3-CH2CH=O
CH3- CH - C -CH2CH3
2-metil-3pentanona
9.5. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS.
Los ácidos carboxílicos ocupan un lugar de privilegio en la química orgánica,
por utilidad que tienen en la formación ésteres, amidas y otras moléculas.
Algunos ácidos importantes son el ácido cólico (componentes de la bilis
humana), los ácidos alifáticos (ácido oleico y el ácido linoleico), precursores
biológicos de grasas y otros lípidos, otros son encontrados en la naturaleza
como el ácido acético (CH3CO2H componente del vinagre), ácido metanóico o
ácido fórmico (segregado por las hormigas al morder).
9.5.1. Propiedades generales.Los ácidos carboxílicos son solubles en agua, la solubilidad disminuye a medida
que aumenta el número de átomos de carbono, por lo tanto a partir del ácido
dodecanóico o ácido láurico los ácidos carboxílicos son sólidos blandos
insolubles en agua.
El punto de ebullición se encuentra elevado debido a la presencia de doble
puente de hidrógeno, y el punto de fusión varía según el número de carbonos,
siendo más elevado el de los ácidos fórmico y acético, al compararlos con los
ácidos propiónico, butírico y valérico de 3, 4 y 5 carbonos, pero después de 6
carbonos el punto de fusión se eleva de manera irregular.
Los ácidos fórmico y acético (1, 2 carbonos) son líquidos de olores irritantes.
Los ácidos butíricos, valeriano y capróico (4, 5 y 6 carbonos) presentan olores
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desagradables. Los ácidos con mayor cantidad de carbonos presentan poco
olor.
9.5.2. Propiedades químicas.La presencia del grupo carboxilo –COOH, que consta un grupo carbonilo (C=O)
y de un hidroxilo (-OH); donde el -OH es el que sufre casi todas las reacciones:
pérdida de protón (H+) o reemplazo del grupo –OH por otro grupo.
9.5.3. Utilidad de los A. carboxilicos.Los ácidos carboxílicos son compuestos base de una gran variedad de
derivados, entre los cuales se encuentran a los ésteres, amidas, cloruros de
acilo y anhídridos de ácido. Están presentes también en algunos alimentos
saturados e insaturados, como por ejemplo la mantequilla o la leche.
Los ácidos carboxílicos son compuestos de gran importancia para el hombre, ya
que, además de estar presentes en los alimentos que contienen las proteínas
desdobladas por el cuerpo humano para aprovechar su energía, están
presentes en procesos fundamentales del organismo, como lo es, por ejemplo,
el ciclo de Krebs, esto se debe a que los ácidos carboxílicos forman parte de
todos los ácidos participantes en este proceso, como por ejemplo el ácido
fumárico; además de ser parte de algunas moléculas importantes para el
organismo, tales como los aminoácidos, los cuales son participantes en la
síntesis de proteínas del cuerpo.
Estos ácidos son también componentes de muchas de las células del cuerpo,
esto es porque los ácidos carboxílicos constituyen a los fosfolípidos y los
triacilglicéridos, los cuales son ácidos grasos
que se encuentran en las
membranas celulares, en las neuronas, en las células del músculo cardíaco, y
además, en las células del tejido nervioso.
9.5.4. Formulación de los ácidos carboxílicos.Los ácidos carboxílicos llamados también ácidos orgánicos se obtiene de la
oxidación de los aldehídos y estos últimos se obtuvieron de la oxidación de un
alcohol primario.
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Grupo
Funcional
QUIMICA
Fórmula
General
9.5.5. Nomenclatura.a. Se usa el nombre del hidrocarburo con cadena más larga, sin
arborescencias que incluya al grupo carboxilo, y sustituyendo la
terminación o del alcano por OICO, anteponiendo la palabra ácido.
b. Ocasionalmente se puede poner al final del nombre del hidrocarburo la
palabra carboxílico.
c. Se denominan monoácidos cuando sólo hay un grupo carboxilo, diácidos
y triácidos, si tienen respectivamente dos o tres, etc.
Ejemplos
COMPUESTO
IUPAC
COMÚN
H-COOH
Ácido metanoico
Ácido fórmico
CH3-COOH
Ácido etanoico
Ácido acético
CH3-CH2-COOH
CH3(CH2)2COOH
CH3(CH2)3COOH
CH3(CH2)4COOH
CH3(CH2)5)COOH
CH3(CH2)6COOH
CH3(CH2)7COOH
CH3(CH2)8COOH
CH3(CH2)26COOH
CH3(CH2)27COOH
CH3(CH2)28COOH
CH3(CH2)29COOH
CH3(CH2)30COOH
Ácido propanoico
etano carboxílico
Ácido butanoico
Ácido pentanoico
Ácido hexanoico
Ácido heptanoico
Ácido octanoico
Ácido nonanoico
Ácido decanoico
Ácido octacosanoico
Ácido nonacosanoico
Ácido triacontanoico
Ácido henatriacontanoico
Ácido dotriacontanoico
Ácido propionico
Ácido butírico
Ácido valérico
Ácido caproico
Ácido enántico
Ácido caprílico
Ácido pelargónico
Ácido cáprico
Ácido montánico
Ácido nonacosílico
Ácido melísico
Ácido henatriacontílico
Ácido laceroico
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9.6. ÉSTERES.
Los ésteres son compuestos orgánicos derivados de ácidos orgánicos o
inorgánicos, la palabra "éster" proviene del vocablo griego que quiere decir “éter
de vinagre”, (acetato de etilo).
9.6.1. Propiedades generales.Son más hidrosolubles que los hidrocarburos de los que derivan, las
ilimitaciones de sus enlaces de hidrógeno los hace más hidrofóbicos que los
alcoholes o ácidos de los que derivan, son más volátiles que un ácido o alcohol
de similar peso molecular.Los ésteres también participan en la hidrólisis
esterárica (ruptura de un éster por agua). Los ésteres también pueden ser
descompuestos por ácidos o bases fuertes. Como resultado, se descomponen
en un alcohol y un ácido carboxílico, o una sal de un ácido carboxílico.
9.6.2. Propiedades químicas.Los ésteres se hidrogenan más fácilmente que los ácidos, empleándose
generalmente el éster etílico tratado con una mezcla de sodio y alcohol
(Reducción de Bouveault-Blanc). Los ésteres se pueden hidrolizar a su ácido y
su alcohol precursores. Si los ésteres se hidrolizan en una solución alcalina, la
reacción de hidrólisis se denomina saponificación (por su analogía en la
fabricación de jabones).
9.6.3. Utilidad de los ésteres.Muchos ésteres tienen un aroma característico, lo que hace que se utilicen
ampliamente como sabores y fragancias artificiales. Por ejemplo:
a) Acetato de 2 Etil Hexilo: olor a dulzón suave
b) Butanoato de metilo: olor a Piña
c) Salicilato de metilo (aceite de siempreverde o menta): olor de las
pomadas.
d) Octanoato de heptilo: olor a frambuesa
e) Etanoato de isopentilo: olor a plátano
f) Pentanoato de pentilo: olor a manzana
g) Etanoato de octilo: olor a naranja.
9.6.4. Formulación de los Ésteres.Los ésteres se obtienen de la reacción de un ácido carboxílico y un alcohol, con
el desprendimiento de agua, este proceso se ll ama esterificación.
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9.6.5. Nomenclatura
a. Para nombrarlos se cambia la terminación OICO del nombre del ácido
por el sufijo ATO y el nombre del radical derivado del alcohol con
terminación IL o ILO, o bien el nombre del metal en el caso de las sales
orgánicas. Ej. etanoato de metilo.
+
ESTERIFICACIÓN
+
Grupo
Funcional
Fórmula General
b. Los esteres son grupos prioritarios frente a aminas, alcoholes, cetonas,
aldehídos, nitrilos, amidas y haluros de alcanoilo. Estos grupos se
nombran como sustituyentes siendo el éster el grupo funcional.
c. Los Ácidos carboxílicos y anhídridos tienen prioridad sobre los ésteres,
que pasan a nombrarse como sustituyentes alcoxicarbonil.
d. Cuando el grupo éster va unido a un ciclo, se nombra el ciclo como
cadena principal y se emplea la terminación -carboxilato de alquilo para
nombrar el éster.
Ejemplos.
COMPUESTO
IUPAC
H-COO-CH3
Metanoato de metilo
CH3-COO-CH2-CH3
Etanoato de etilo
COMÚN
formiato de metilo
acetato de etilo
Los ácidos carboxílicos cuanto menor peso molecular, presentan olores
desagradables, como por ej. Ácido propiónico, butanoico y pentanoico. Mientras
que los Esteres corresponden, presentan olores agradables, semejantes a los
olores de frutas maduras, así por ejemplo el butanoato de metilo tiene fragancia
de piña y el acetato de isoamilo se asemeja al de los plátanos maduros.
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9.7. COMPUESTOS NITROGENADOS
El nitrógeno es un elemento presente en muchos elementos, como los
aminoácidos, que forman proteínas; otros compuestos nitrogenados son: la urea,
las enzimas, levaduras, las aminas, de gran importancia para los seres vivos (NH 2),
las amidas (-CO-NH2) además de los nitrilos, (CH3-CN).
9.8. AMINAS.Las aminas son compuestos químicos orgánicos que se consideran como
derivados del amoníaco y son resultado de la sustitución de los hidrógenos de la
molécula por los radicales alquilo.
9.8.1. Propiedades generales.Las aminas son compuestos incoloros que pueden oxidarse con facilidad lo que
permite que se encuentren como compuestos coloreados, los primeros
miembros de esta serie son gases con olor similar al amoníaco, a mayor
número carbonos el olor se hace similar al del pescado, las aminas aromáticas
son muy tóxicas se absorben a través de la piel. Las aminas primarias y
secundarias son compuestos polares, son solubles en agua, esta solubilidad
disminuye a partir de los 6 átomos de carbono y en las que tienen anillo
aromático.
El punto de ebullición de las aminas es más alto que el de los compuestos
apolares que presentan el mismo peso molecular de las aminas, pero sea más
bajo que el de los alcoholes con el mismo peso molecular.
9.8.2. Propiedades químicas.Las aminas se comportan como bases, en el agua acepta un protón formando
un ión alquil-amonio.
9.8.3. Utilidad de las aminas.La principal utilidad de las aminas es la conformación de aminoácidos, que
conforman las proteínas, al degradarse las proteínas se descomponen en
distintas aminas, como cadaverina y putrescina (olor desagradable).
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137
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QUIMICA
Las aminas son parte de los alcaloides (compuestos complejos que se
encuentran en las plantas como la morfina y la nicotina), otras son importantes
biológicamente como la adrenalina y la noradrenalina.
Las aminas secundarias que se encuentran en las carnes y los pescados o en
el humo del tabaco, al reaccionar con los nitritos presentes en conservantes de
los alimentos o como fertilizantes en plantas originan N-nitrosoaminas
secundarias, que son carcinógenas.
9.8.4. Formulación de las aminas.Las aminas pueden ser consideradas como derivados orgánicos del amoniaco
(NH3 ). Donde se substituyen uno o más átomos de hidrógeno del amoniaco por
radicales alquílicos o arilicos.
Grupo
Funcional
Fórmula
General
Según se sustituyan uno, dos, tres o más hidrógenos, las aminas serán
primarias, secundarias o terciarias, respectivamente.
9.8.5. Nomenclatura
a. Se cambia la terminación “O” de las terminaciones “ANO, ENO e INO”
por la palabra AMINA.
b. Si existen 2 o tres radicales alquílicos iguales éstos deben indicarse con
los prefijos di, tri, respectivamente
c. Si hay sustituyentes unidos directamente al nitrógeno se los nombra en
orden alfabético precedidos por la letra “N-” para un sustituyente, “N,N-”
para dos sustituyentes, continuando con el nombre base.
d. Si hay grupos funcionales más importantes (alcoholes, cetonas,
aldehídos, amidas, ácidos), al grupo NH2 se denomina AMINO y se lo
nombra indicando su posición en la cadena carbonada.
e. Las aminas aromáticas o heterocíclicas se las conocen y se acepta sus
nombres comunes o triviales.
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COMPUESTO
IUPAC
CH3-NH2
Metilamina
CH3-NH-CH3
Dimetilamina
Metilaminometano
CH3-CH2-NH-CH2-CH2CH3
Etil-propil-amina
Etil-amino-propano
Trimetilamina
Dimetilaminometano
_
CH 3
CH3- N -CH3
COMÚN
Aminometano
9.9. AMIDAS.9.9.1. Propiedades generales.Las amidas son bastante polares, excepto la formamida, todas sólidas y
solubles en agua. Sus puntos de ebullición son bastante más altos que los
ácidos correspondientes, debido a una gran asociación intermolecular a través
de enlaces de hidrógeno, entre el oxígeno negativo y los enlaces N—H, mucho
más polarizados. Los puntos de fusión y de ebullición de las amidas
secundarias son bastante menores.
9.9.2. Propiedades químicas.Las amidas presentan reacción de hidrólisis muy lenta, por lo que hay que
llevarla a cabo calentando y en medios ácidos o básicos; su mecanismo es
análogo al de la hidrólisis de los ésteres.
Por otra parte, las amidas tienen también algunas reacciones químicas
parecidas a las de las aminas, siendo la más análoga la reacción con ácido
nitroso, con el que los tres tipos de amidas se comportan igual que las aminas.
9.9.3. Utilidad de las amidas.La Urea es uno de los compuestos más importantes
relacionados con las amidas, un polvo blanco cristalino
utilizado en plásticos y fertilizantes. Es un producto del
metabolismo de las proteínas; se encuentra en altas
concentraciones en la orina de los animales.
El Nylon también pertenece a la familia de las amidas y es
considerada como una poliamida.
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Urea
139
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QUIMICA
9.9.4. Formulación de las amidas.Son derivados de los ácidos carboxílicos, donde se ha substituido el grupo
oxidrilo por el grupo amino.
Grupo Funcional
Fórmula General
9.9.5. Nomenclatura
a. Se cambia la terminación “O” de las terminaciones “ANO, ENO e INO”
por la terminación AMIDA.
b. Si existen 2 o tres radicales ácidos iguales éstos deben indicarse con los
prefijos di, tri, respectivamente.
c. Si existen diamidas se los nombra sustituyendo el sufijo DIOICO del
ácido por el sufijo DIAMIDA.
d. En los compuestos cíclicos se emplea el sufijo CARBOXAMIDA.
e. Las amidas son grupos prioritarios frente a aminas, alcoholes, cetonas,
aldehídos y nitrilos.
f. Las amidas actúan como sustituyentes cuando en la molécula hay
grupos prioritarios, preceden el nombre de la cadena principal y se
nombran como carbamoíl-.
g. Cuando el grupo amida va unido a un ciclo, se nombra el ciclo como
cadena principal y se emplea la terminación -carboxamida para nombrar
la amida.
A continuación se incluyen algunos ejemplos:
COMPUESTO
CH3-CONH2
H-CONH2
IUPAC
COMÚN
Etanamida
acetamida
Metanamida
formamida
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QUIMICA
9.11. TABLA DE PRIORIDAD PARA LA NIOMENCLATURA EN QUIMICA
ORGANICA
9.10. RESUMEN
GRUPO
FUNCIONAL
Alcoholes
Éteres
Aldehídos
DE DONDE
PROVIENEN
Sustitución de átomos
de grupos Hidróxidos(OH ) H
por
Provienen de la unión de 2
moléculas de Alcohol con
eliminación de H2O
FORMULA
GENERAL
R-OH
R-O-R
Provienen
de
la R-CHO
deshidrogenación
de alcoholes primarios
Cetonas
Provienen
de
la R-CO-R'
deshidrogenación
de alcoholes secundarios
(generalmente en presencia
de O2)
Ácidos
Provienen de la enérgica R-COOH
oxidación
Carboxílicos de alcoholes primarios,
generalmente en presencia
de un
agente oxidante
NOMENCLATURA
1-Se pone el sufijo OL
Se antepone la palabra "alcohol" seguido del HC
terminado en ilico.
Se pone el sufijo OXI.
CH3-O-CH2-CH3 *metoxi etano
Se antepone
2la palabra éter seguido x el radical +
chico terminado en ilico CH3-O-CH2-CH3*eter etil
metilico
Se nombran los radicales seguido por la palabra
éter
CH3-O-CH2-CH3 *etil metil eter
Se pone el sufijo AL CH3-CHO *Etanal
Aldehído....ilico CH3-CHO Aldehído etílico
Se pone el sufijo ONA
CH3-CO -CH3 *isopropanona
CH3-CO -CH3 *dimetil cetona
Se antepone la palabra "ácido" y se pone
el sufijo OICO
CH3CH2COOH *ácido propanoico
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Esteres
Aminas
Amidas
Provienen de la combinación
de una molécula de ácido con
un Alcohol o perdida de una
molécula de agua
Son compuestos orgánicos
nitrogenados que provienen
de la
sustitución de los H de un
amoniaco (NH3) por radicales
Alquilo
Provienen del reemplazo del
grupo
OH o el radical carboxilo por
un
grupo amino
QUIMICA
R-COO-R'(R:
Alcohol+R':
A. Car)
Se nombra al radical q va unido al carboxilo y se le
pone el sufijo ATO. El otro se nombra como radical
(il/ilo) CH3-COO- CH2-CH3*etanoato de etilo
R-NH2
(más de 1
Se pone él o los radicales seguido de la
palabra amina
formula)
CH3-NH2 *metil amina
R-CO-NH2
Se cambia el sufijo "OICO" del ácido del
(más de 1
formula)
cual deriva la palabra amida. Se elimina la
palabra ácido
CH3-CO-NH2 *etanamida
9.11. PROBLEMAS PROPUESTOS DE QUIMICA ORGANICA II
Escriba el nombre en nomenclatura IUPAC de los siguientes compuestos
a) Ejercicios propuestos Alcoholes
1.
2.
CH3-(CH2)3-OH
CH2OH- CH2- CH2-CHOHCH3
3.
4.
5.
6.
b) Ejercicios propuestos Éteres
1.
2.
3.
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4.
5.
6.
c) Ejercicios propuestos Aldehídos y Cetonas
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d) Ejercicios propuestos Ácidos Carboxílicos
N. IUPAC
1.
2.
3.
4.
CH3(CH2)9COOH
CH3(CH2)10COOH
CH3(CH2)11COOH
CH3(CH2)12COOH
N. COMÚN
Ácido undecílico
Ácido láurico
Ácido tridecílico
Ácido mirístico
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143
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5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
CH3(CH2)13COOH
CH3(CH2)14COOH
CH3(CH2)15COOH
CH3(CH2)16COOH
CH3(CH2)17COOH
Ácido eicosanoico
Ácido heneicosanoico
Ácido docosanoico
Ácido tricosanoico
Ácido tetracosanoico
Ácido pentacosanoico
Ácido hexacosanoico
Ácido heptacosanoico
QUIMICA
Ácido pentadecílico
Ácido palmítico
Ácido margárico
Ácido esteárico
Ácido nonadecílico
Ácido araquídico
Ácido heneicosílico
Ácido behénico
Ácido tricosílico
Ácido lignocérico
Ácido pentacosílico
Ácido cerótico
Ácido heptacosílico
e) Ejercicios propuestos Ésteres
1.
2.
3.
4.
5.
f) Ejercicios propuestos Aminas
1.
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2.
3.
4.
5.
g) Ejercicios propuestos Aminas
1.
2.
3.
4.
5.
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145
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QUIMICA
10. MACROMOLÉCULAS
En este capítulo, se describirán las macromoléculas, conocidas también dentro del
campo biológico estricto con también se considera como sinónimo el término
biopolímero.
10.1 DEFINICIÓN.Las macromoléculas son moléculas que tienen una masa molecular elevada,
formadas por un gran número de átomos. Generalmente se pueden describir como
la repetición de una o unas pocas unidades mínimas o monómeros unidas por
enlaces covalentes, o fuerzas de Van der Waals, puentes de hidrógeno,
interacciones hidrofóbicas, o interacciones electrostáticas, formando los polímeros.
A menudo el término macromolécula se refiere a las moléculas que pesan más de
10.000 dalton. Pueden ser orgánicas o inorgánicas. Dentro de las moléculas
orgánicas se encuentran los plásticos.
10.2 CLASIFICACIÓN DE LAS MACROMOLÉCULAS.
Se pueden clasificar según diversos criterios:
Según su origen.
·
Naturales: Caucho, polisacáridos (celulosa, almidón), proteínas, ácidos
nucléicos…
·
Artificiales: Plásticos, fibras textiles sintéticas, poliuretano, baquelita…
Según su composición:
·
Homopolímeros: Un sólo monómero
·
Copolímeros: Dos o más monómeros
Según su estructura:
·
Lineales: Los monómeros se unen por dos sitios (cabeza y cola)
·
Ramificados: Si algún monómero se puede unir por tres o más sitios.
Por su comportamiento ante el calor:
·
Termoplásticos: Se reblandecen al calentar y recuperan sus
propiedades al enfriar. Se moldean en caliente de forma repetida.
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146
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·
QUIMICA
Termoestables: Una vez moldeados en caliente, quedan rígidos al ser
enfriados por formar nuevos enlaces y no pueden volver a ser moldeados.
Fig.1: Clasificación de los polímeros, según su comportamiento frente al calor.
10.3 PROTEÍNAS
La palabra proteína deriva del griego “proteios”, que significa ser el primero.
Debido a la importancia de ser indispensables en la materia viviente, presentan
algunas características que las diferencian de otras sustancias.
1. Su peso molecular es muy elevado.
2. Su estructura es muy compleja.
3. Sus soluciones acuosas tienen
aspecto coloidal.
Fig. 2: Extremo carboxilo terminal de un
aminoácido
Las proteínas son las macromoléculas
que más diversidad de funciones
realizan
en
los
seres
vivos;
prácticamente todos los procesos
biológicos dependen de su presencia
y/o actividad, siendo indispensables
para la vida.
Los aminoácidos son las unidades
estructurales de las proteínas, que se unen entre sí por su extremo carboxilo
terminal (Fig.2), mediante enlaces de tipo amida, conocido como enlace peptídico;
ejercen un papel importante en la estructura de péptidos y proteínas. Los
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147
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aminoácidos son compuestos orgánicos sencillos de bajo peso molecular, son
sólidos, solubles en agua, cristalizables, incoloros, con un punto de fusión
elevado (más de 200 ºC), presentan esteroisomería, actividad óptica y
comportamiento anfótero. Las proteínas son grandes polipéptidos constituidos por
más de 100 aminoácidos, cuando presentan menos de 100 aminoácidos son
considerados péptidos. En nuestro cuerpo presentamos 20 aminoácidos standard,
que desde el punto de vista nutricional se clasifican en esenciales (si se necesitan
ingerir con los alimentos pues no se sintetizan en el organismo) y no esenciales (si
es que no se ingieren con los alimentos).
10.3.1. CLASIFICACIÓN DE LAS PROTEÍNAS
Existen diversas formas de clasificar a las proteínas:
a) De acuerdo a su composición:
1. Proteínas simples: sólo contienen aminoácidos o que por hidrólisis
(descomposición por el agua) producen solamente aminoácidos.: albúminas,
globulinas, glutelina, prolaminas, protaminas, histonas, albuminoides.
2. Proteínas conjugadas: Son las que contienen además componentes
diferentes como el hem, derivados vitamínicos, lípidos o carbohidratos. La porción
no aminoácido de una conjugada, se denomina grupo prostético. Ej.
Cromoproteínas, glucoproteinas, fosfoproteinas, nucleoproteínas, lecitoproteinas,
lipoproteínas,
b) De acuerdo a su función:
1. Proteínas enzimas. Son catalizadores de las diversas reacciones
químicas que se dan en el organismo.
2. Proteínas hormona: Una vez unidos a sus receptores de membrana,
pueden amplificar la señal de transmisión y amplificar su respuesta final: Ej.:
Insulina, glucagón, ACTH, etc.
3. Proteínas transportadoras. En los seres vivos son esenciales los
fenómenos de transporte, bien para llevar una molécula hidrofóbica a través de un
medio acuoso (transporte de oxígeno o lípidos a través de la sangre) o bien para
transportar moléculas polares a través de barreras hidrofóbicas (transporte a través
de la membrana plasmática). Los transportadores biológicos son siempre
proteínas.
4. Proteínas estructurales: Las células poseen un citoesqueleto de
naturaleza proteica que constituye un armazón alrededor del cual se organizan
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148
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todos sus componentes, y que dirige fenómenos tan importantes como el
transporte intracelular o la división celular. Ej. Colágeno, cartílago.
5. Proteínas anticuerpo. La propiedad fundamental de los mecanismos de
defensa es la de discriminar lo propio de lo extraño. En bacterias, una serie de
proteínas llamadas endonucleasas de restricción se encargan de identificar y
destruir aquellas moléculas de DNA que no identifica como propias. En los
vertebrados superiores, las inmunoglobulinas se encargan de reconocer moléculas
u organismos extraños y se unen a ellos para facilitar su destrucción por las células
del sistema inmunitario
6. Proteínas contráctiles: Todas las funciones de motilidad de los seres
vivos están relacionadas con las proteínas. Ej: la actina, la miosina, los
microtúbulos
7. Proteínas de reserva. La ovoalbúmina de la clara de huevo, la
lactoalbúmina de la leche, la gliadina del grano de trigo y la hordeína de la cebada,
constituyen una reserva de aminoácidos para el futuro desarrollo del embrión.
8. Proteínas reguladoras. Muchas proteínas se unen al DNA y de esta
forma controlan la transcripción génica. Las distintas fases del ciclo celular son el
resultado de un complejo mecanismo de regulación desempeñado por proteínas
como la ciclina.
9. Proteínas sanguíneas: Son componenete estructural y funcional de la
sangre. Ej. Albúmina, mioglobina, hemoglobina, globulinas, fibrinógeno
AMINOÁCIDO
PROTEINA
GLI
ALA
VAL
LEU
ILE
MET
FEN
TRI
LIS
Queratina (lana)
7
4
5
11
-
1
4
2
3
Albúmina
(gallina)
3
7
7
19
7
5
8
1
6
Hemoglobina
(caballo)
6
7
9
15
-
1
8
2
9
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Insulina (bovina)
4
5
8
13
3
QUIMICA
-
8
-
3
Cuadro 1. SECUENCIA DE AMINOÁCIDOS EN ALGUNAS PROTEÍNAS
10.3.2. ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS
Se, encuentran formando cuatro tipo de estructuras, de acuerdo al número de
aminoácidos involucrados y los enlaces peptídicos existentes. Estas formas son:
Fig.3
a) Estructura primaria: sólo tiene enlaces peptídicos
b) Estructura secundaria: implica el plegamiento de estas cadenas, forman
hélices.
c) Estructura terciaria: es una estructura tridimensional, implica el
plegamiento de estructuras secundarias.
d) Estructura cuaternaria: se van uniendo varios grupos de polipeptidos.
Fig. 3: Estructuras de las proteínas
Secundaria
terciaria
cuaternaria
ENZIMAS.: Son una clase de proteínas que presentan un interés especial para
los bioquímicos, debido a la capacidad que tiene de aumentar la velocidad de las
reacciones químicas que se realizan en el organismo vivo. Estas enzimas, cuando
son aisladas de las células, mantiene su capacidad de catálisis, siempre que no se
le desnaturalice y se mantengan las condiciones de pH, temperatura y
concentración. Las enzimas tienen mucha importancia tanto a nivel de
experimentación en laboratorios, como en la industria.
10.4. HIDRATOS DE CARBONO
Presentan varios sinónimos como ser: glúcidos, carbohidratos, azúcares. Son la
fuente de energía primaria que utilizan los seres vivos para realizar sus funciones
vitales; están constituidos por carbono, hidrogeno y oxigeno. Los carbohidratos son
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150
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los alimentos más baratos y es esta la razón que predominan en la dieta ordinaria
de los humano. Primordialmente son utilizados como fuente de energía (1g de
carbohidratos proporciona 4,1 kilocalorías por mol), también proporcionan la
estructura de carbonos que son necesarios para la formación básica del
protoplasma celular. En los vegetales el carbohidrato celulosa deriva de la
fotosíntesis y constituyente de su pared celular, en los insectos el carbohidrato
quitina forma su cutícula. En los animales se encuentran los carbohidratos glucosa
y glucógeno (forma de almacenamiento) , son la principal fuente de energía.
10.4.1 CLASIFICACIÓN DE LOS HIDRATOS DE CARBONO.
Se clasifican según el número de unidades simples de azúcar que llevan en la
molécula, tenemos:
a) MONOSACÁRIDOS
Monosacaridos
ALDOSA
CETOSA
3C
Triosa
Gliceraldehido
Dihidroxiacetona
4C
Tetrosa
Eritrosa
Eritrulosa
5C
Pentosa
Ribosa
Ribulosa
6C
Hexosa
Glucosa
Fructuosa
7C
Heptosa
―
Sedoheptulosa
Están formados por cadenas de tres, cuatro, cinco seis y siete átomos de carbono,
si contienen en su función aldehído se llaman aldosas, si contienen grupo cetónico
se conoce como cetosas. Los monosacáridos de importancia fisiológica esta la
glucosa, que es el azúcar sanguíneo y ribosa constituyente importante de
nucleótidos y ácidos nucleicos.
GLUCOSA Formula molecular:
C6 H12 O6
Formula estructural
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QUIMICA
b) DISACÁRIDOS.
Llamados también diholósidos, formados por dos unidades simples de azúcar o
monosacáridos, unidos por un enlace glucosidico. De importancia fisiológica la
maltosa es un intermediario importante en la digestión de almidón y glucógeno,
sacarosa importante como constituyente.
DISACARIDO
MONOSACARIDO
FUENTE
Maltosa
Glucosa + Glucosa
Lactosa
Glucosa + Galactosa
Azúcar de leche
Sacarosa.
Glucosa + Fructuosa
Azúcar de caña y piña.
Germen de Trigo,malta.
c) POLISACARIDOS
Pueden clasificarse en polisacáridos de almacenamiento (almidón, glucógeno,
dextranos) y polisacáridos estructurales (celulosa y xilanos).
ALMIDON: Constituye la forma más generalizada, aunque no la única, de reserva
energética en vegetales. Se almacena en forma de gránulos, y puede llegar a
constituir hasta el 70 por ciento de granos (maíz y trigo) o de tubérculos (papa).
Estos gránulos son relativamente densos e
insolubles en agua fría, aunque pueden dar
lugar a suspensiones cuando se dispersan
en el agua. Suspensiones que pueden variar
en sus propiedades en función de su origen.
El análisis minucioso de la estructura del
almidón demuestra que es una mezcla de
otros dos polisacáridos: la amilosa y la
amilopectina.
El almidón esta formada por Amilosa y
Amilopectina. La amilosa presenta una
estructura lineal de glucosas unidas por enlaces glucosídicos de tipo alfa 14.(hidrolizable). La amilopectina es una estructura ramificada y posee varias
moléculas glucosas. La cadena esta unida por enlaces glucosídicos del tipo alfa 14 y poseen un enlace glucosídico del tipo alfa 1-6 para las ramificaciones, (es
insoluble). El almidón puede ser degradado por muchas enzimas. En los
mamíferos, estas enzimas se llaman amilasas, y se producen sobre todo en las
glándulas salivares y en el páncreas.
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QUIMICA
GLUCOGENO: Es el polisacárido de reserva propio de los tejidos animales. Se
encuentra en casi todas las células, pero en los hepatocitos y en las células
musculares su concentración es muy elevada. Su estructura es similar a la de la
amilopeptina, pero con ramificaciones más frecuentes (cada 8-12 monómeros de
glucosa), y su peso molecular es mucho más elevado (de hasta varios millones de
dalton).
El glucógeno es soluble en agua, porque posee gran cantidad de grupos hidroxilo
que forman puentes de hidrógeno con las moléculas de H2O. De esto se deriva
que este polisacárido sea un compuesto bastante hidratado
CELULOSA: Es el principal componente de la pared celular de los vegetales. Se
puede considerar como la molécula orgánica más abundante en la Naturaleza. Es
un polímero lineal de varios miles de glucosas unidas por enlaces. Tiene una
estructura lineal o fibrosa, en la cual se establecen múltiples puentes de hidrógeno
entre los grupos hidroxilo de distintas cadenas yuxtapuestas, haciéndolas
impenetrables al agua, y originando fibras compactas que constituyen la pared
celular de las células vegetales.
QUITINA: La quitina, tal como la celulosa, es un polímero polisacárido estructural.
La celulosa forma la parte leñosa y resistente de muchos vegetales, la quitina
compone la caparazón de muchos artrópodos. Los animales pueden degradar la
amilosa, amilopectina y glicógeno, pero no pueden degradar celulosa o quitina.
Solo los rumiantes (vacas, ovejas, jirafas, etc), que tienen un estómago extra
llamado Rumen, en el que viven bacterias y protozoos, pueden degradar la
celulosa por la celulasa secretada por estos.
DEXTRANO: Son polisacáridos de reserva producidos por ciertas bacterias.
Consisten en cadenas de glucosa muy ramificadas.
XILANO: Están formados por unidades de D-xilosa y son componentes de la
madera.
10.5 LÍPIDOS
Los lípidos son macromoléculas orgánicas formadas
básicamente por carbono e hidrógeno y generalmente
también oxígeno; pero en porcentajes mucho más
bajos. Además pueden contener también fósforo,
nitrógeno y azufre.
Es un grupo de sustancias muy heterogéneas que sólo tienen en común estas dos
características:
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QUIMICA
1. Son insolubles en agua
2. Son solubles en disolventes orgánicos, como éter, cloroformo, benceno, etc.
Una característica básica de los lípidos, y de la que derivan sus principales
propiedades biológicas es la hidrofobicidad. La baja solubilidad de los lípidos se
debe a que su estructura química es fundamentalmente hidrocarbonada (alifática,
alicíclica o aromática), con gran cantidad de enlaces C-H y C-C.
La naturaleza de estos enlaces es 100% covalente y
su momento dipolar es mínimo. El agua, al ser una
molécula muy polar, con gran facilidad para formar
puentes de hidrógeno, no es capaz de interaccionar
con estas moléculas. En presencia de moléculas
lipídicas, el agua adopta en torno a ellas una
estructura muy ordenada que maximiza las
interacciones entre las propias moléculas de agua,
forzando a la molécula hidrofóbica al interior de una
estructura en forma de jaula, que también reduce la
movilidad del lípido. Todo ello supone una configuración de baja entropía, que
resulta energéticamente desfavorable. Esta disminución de entropía es mínima si
las moléculas lipídicas se agregan entre sí, e interaccionan mediante fuerzas de
corto alcance, como las fuerzas de Van der Waals. Este fenómeno recibe el
nombre de efecto hidrofóbico. Formando estructuras encapsuladas que de acuerdo
a la fila de fosfolípidos que la componente se denominaran: miscelas (la más
pequeña), liposomas, y emulsiones.
10.4.3.1 FUNCIONES DE LOS LÍPIDOS.
Los lípidos desempeñan las siguientes funciones:
1. Función de reserva. Son la principal reserva energética del organismo. La
correlación existente es por cada gramo de grasa se producen 9,4
kilocalorías.
2. Función estructural. Forman las bicapas lipídicas de las membranas.
Recubren órganos y le dan consistencia, o protegen mecánicamente como
el tejido adiposo de pies y manos.
3. Función biocatalizadora. En este papel los lípidos favorecen o facilitan las
reacciones químicas que se producen en los seres vivos. Cumplen esta
función las vitaminas lipídicas, las hormonas esteroideas y las
prostaglandinas.
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4. Función transportadora. El trasporte de lípidos desde el intestino hasta su
lugar de destino se realiza mediante su emulsión gracias a los ácidos
biliares y a los proteolípidos.
10.4.3.2 CLASIFICACIÓN DE LOS LÍPIDOS
Los lípidos se clasifican en dos grupos, atendiendo a que posean en su
composición ácidos grasos Lípidos saponificables, los cuales se clasifican a su
vez en:
1. Lípidos simples. Son ésteres de los ácidos grasos con diversos alcoholes.


Grasas: combinados con glicerol. Los aceites son grasas en estado líquido
Ceras: son ácidos grasos combinados con alcoholes, presentan alto peso
molecular.
2. Lípidos complejos. Presentan grupos adicionales al alcohol y el ácido graso.


Fosfolípidos: son lípidos que contienen grupos adicionales de ácido fosfórico
Glucolípidos: Presentan además esfingosina y carbohidrato.}
Estructura del aciltriglicédo
Los lípidos que no presentan ácidos grasos en su composición son los Lípidos
insaponificables,
a
este
grupo
corresponden los Lípidos precursores y
derivados que incluyen a los terpenos,
esteroides, eicosanoides y vitaminas.
Los ácidos grasos son las unidades
básicas de los lípidos saponificables, y
éstos de acuerdo a la presencia o dobles
enlaces, se los denominará saturados:
ácido butítico (4C), ácido valérico (5C), ácido palmítico (16C), ácido araquídico
(20C); o insaturados: ácido palmitoléico (16C), ácido linoléico (18C), ácido linoléico
(18C), ácido araquidónico (20C) estos tres últimos son considerados tambien
ácidos grasos esenciales, esto significa que deben ingerirse con los alimentos y
que son buenos para la salud.
Los acilgliceroles, por otra parte son ésteres de ácidos grasos que se unen al
glicerol, que dependiendo a los grupos oxhidrilo reemplazados, se considerarán
tres tipos, monoacilgliceroles, diacilgliceroles y los triacilgliceroles (triglicéridos),
estos últimos son la principal forma de almacenamiento de los lípidos.
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10.6 ÁCIDOS NUCLEICOS
Los ácidos nucléicos son macromoléculas que existen en el núcleo de las células.
Toda célula viva contiene ácidos nucléicos, como también las células bacterianas
que no contienen núcleos y en los virus que no tienen células. Estos ácidos tienen
primordial importancia porque determinan la síntesis de la proteína y el factor
genético además de las características hereditarias de todos los organismos vivos.
Cuando las bases nitrogenadas púricas (adenina, guanina) o las bases
nitrogenadas pirimídicas (timina, citosina, uracilo), se unen a la ribosa o
desoxirribosa por un enlace N-glucosídico, el compuesto
se denomina
nucleósido. Si a esta unidad se adhiere el ácido fosfórico, se le denominará
nucleótido.
Un ácido nucléico que contiene ribosa se llama ácido ribonucleico (RNA) mientras
que uno que posee desoxirribosa se denomina ácido desoxirribonucleico (DNA). El
DNA fue descubierto por Freidrich Miescher en 1869, su estructura en doble hélice
fue propuesta por Watson y Crick en 1953, y fue sintetizado por Arthur Kornberg en
1967.
El DNA consiste de cuatro bases, A,G,C y T, que se conservan en un
ordenamiento lineal por enlaces fosfodiester en sus posiciones 3´ y 5´ a sus
residuos de desoxirribosa, se organiza en dos tiras unidas por apareamiento de las
bases A a T y G a C en las tiras complementarias, estas tiras forman una hélice
doble alrededor de un eje central. Las 3 x 109 pares de base del DNA humano se
organizan en un conjunto haploide de 23 cromosomas. La función del DNA es
proporcionar un molde o plantilla para replicación por tanto conservación del
genotipo. Otra es proporcionar una plantilla para la información para la trascripción
los 100.000 genes que codifican las diversas moléculas de RNA.
El RNA existe en varias estructuras de tira sencilla diferentes, la mayor parte
ocupada en la síntesis de proteínas. El ordenamiento lineal de nucleótidos en el
RNA está constituido por A,G,C y U y la porción azúcar es ribosa. Las formas
principales de RNA son: RNA mensajero (RNAm), RNA ribosómico (RNAr), y RNA
de transferencia (RNAt), que consiste en 75 nucleótidos al RNAm, formado por
varios miles de nucleótidos.
10.7 OTROS POLÍMEROS
Existen otros polímeros que tambien se encuentran en la naturaleza o que pueden
ser sintetizados artificalmente, y son resultantes del proceso de polimerización, que
es un proceso químico por el cual, mediante luz, calor o un catalizador, se unen
varias moléculas de un compuesto generalmente de carácter no saturado llamado
monómero para formar una cadena de múltiples eslabones, moléculas de elevado
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peso molecular y de propiedades distintas, llamadas macromoléculas o polímeros.
Entre estos podemos citar y describir los siguientes:
a) CAUCHO NATURAL. A diferencia de los polímeros anteriores, el caucho es un
polímero de adición, formado por la condensación múltiple de un monómero
saturado, que es el isopreno (C5H8) que se
repite varias veces.
b) CAUCHO SINTETICO (ELASTÓMERO).Tomando modelos de la naturaleza, los
investigadores hallaron nuevas formas de
estructuras químicas que mejorarían el caucho
natural y es así que crearon de forma
sintética, el caucho por síntesis química, es un
polimero de 2-3 dimetilbutadieno. Otro caucho
sintético descubiertos en 1932 es el caucho
neopreno.
c)
NYLON.Es también un polímero,
desarrollada por Carothers e introducida por
du Pont en 1940, es una poliamida que se
obtiene por policondensación de una mezcla
de ácido adípico y
hexamentilenodiamina. Estos dos productos se obtienen a partir de fenol.
d) POLIETILENO.- Los artículos hechos de plástico de polietileno, han tenido una
gran difusión por su aplicación doméstica e industrial. Originalmente fue obtenido
por la polimerización de etileno a elevada temperatura y presión con un peroxido
como catalizador. El primer plástico en ser fabricado fue la baquelita, que se
obtiene de la condensación del fenol y formaldehido en presencia de catalizadores
(amoniaco,hidróxido de sodio), con la eliminación de agua.
e) POLIPROPILENO: Es un polímero de adición obtenido por la polimerización del
polipropileno, CH2 = CH - CH 3 en presencia de (-CH2 - CHCH3 - CH2 - CHCH3 CH2 -) n. Se utiliza como protección anticorrosiva externa y aislamiento térmico de
tuberías de acero. Por su elevada resistencia mecánica d impermeabilidad resulta
adecuado para una amplia gama de productos.
No es soluble en H2O, es resistente a ésta, resiste a los agentes químicos, tiene
una alta reactividad eléctrica, por ello se lo utiliza como aislante de conductores
eléctricos.
Luego sugirieron nuevas investigaciones, para desarrollar estos plásticos de
manera más sencilla, utilizando nuevos catalizadores que hacen posible la
polimerización del etileno, a la presión atmosférica.
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
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a) POLÍMEROS VINÍLICOS.- Es otro invento importante a partir del acetato de
vinilo, que se obtiene por adición de ácido acético, al acetileno.El cloruro de vinilo
tienen propiedades aislante y es ignifugo (impide la combustión de materiales
inflamables), esta libera vapores de ácidos clorhídrico. Se lo utiliza para la
fabricación de persianas y tuberías de agua. También es utilizado como látex en
las pinturas. Sus ventajas: son baratos, impermeables, aislantes eléctricos,
resistentes a la corrosión, son de fácil reciclaje. En sus desventajas: no son
biodegradable, su combustión es altamente tóxica.
a) POLIESTIRENO.- Es estireno da, por co-polimerización con butadieno, un
elastómero que puede polimerizarse solo en una emulación de 5% de oleato
de Sodio. Existen cuatro tipos principales: el PS cristal que es transparente,
rígido y quebradizo; el poliestireno de alto impacto, resistente y opaco; el
poliestireno expandido muy ligero, y el poliestireno extrusionado, similar al
expandido pero más denso e impermeable. Las ventajas principales del
poliestireno son su facilidad de uso y su costo relativamente bajo. Sus
principales desventajas son su baja resistencia a la alta temperatura (se
deforma a menos de 100 °C, excepto en el caso del poliestireno
sindiotáctico) y su resistencia mecánica modesta. Estas ventajas y
desventajas determinan las aplicaciones de los distintos tipos de
poliestireno. El poliestireno choque se utiliza principalmente en la fabricación
de objetos mediante moldeo por inyección. Ejemplos: carcasas de
televisores, impresoras, máquinas de afeitar desechables, juguetes; el de
cristal se utiliza para fabricación de CD, envases para llevar comida, entre
otros.
10.8 PREGUNTAS
1. ¿Qué son las biomoléculas y como se clasifican?
2. ¿Cuáles son los sinónimos de los carbohidratos?
3. Explique la clasificación de los lípidos en base a su estructura química
4. ¿Cuál es la estructura de un lípido?
5. Las proteínas de acuerdo a su función presentan una clasificación, cuál es:
6. ¿Cómo están compuestas las proteínas?
7. Cuáles son las diferencias entre el DNA y el RNA
8. Cite tres ventajas de los derivados vinílicos.
9. El enlace presente entre los aminoácidos es de tipo:…………………….
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10. Los monosacáridos presentan una clasificación en base al núero de carbonos
que la componen. Describa esta clasificación.
11. Cite cinco polisacáridos:
12. ¿Qué es el polipropileno?
13. ¿Qué es el nylon?
14. Cuál es la principal función de los lípidos?
15. Las pirimidinas son:…………………………………..
13. El ácido palmítico está formado por……. carbonos
14. Las ceras se caracterizan por estar combinadas con……………………
15. Esquematice la estructura de un aciltriglicérido
16. ¿Cuál es la diferencia entre un nucleótido y un nucleósido?
17. ¿Cómo está compuesta la maltosa?
18. ¿Cuál es la utilidad del poliestireno? Cite cinco aplicaciones
19. ¿Qué es la quitina?
20. Esquematice el extremo de un aminoácido
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GLOSARIO
GLOSARIO
Ácido de Arrhenius: Sustancia que libera iones de hidrógeno cuando se disuelve
en agua.
Acido de Bronsted. Es una substancia que libera un protón.
Ácido de Bronsted-Lowry: Sustancia que dona protones a otra sustancia.
Ácido débil: Ácido que se ioniza parcialmente en solución acuosa.
Ácido fuerte: Ácido que se disocia completamente en iones.
Ácido: Sustancia que libera iones de hidrógeno en solución, neutraliza las bases y
dona protones.
Actividad. Es la medida de la "masa activa" de una substancia, la cual proporciona
una constante "verdadera" cuando se utiliza en la expresión de equilibrio.
Afinidad electrónica: Energía liberada cuando un electrón adicional es agregado
a un átomo neutro.
Agente
reductor: Sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, gane
electrones, mientras es oxidada.
Agente oxidante: Sustancia que causa que otra se oxide o que pierda electrones.
Álcali: Cualquier sustancia que se disuelva para dar una solución básica.
Alcano: Hidrocarburo orgánico de fórmula general CnH2n+2 cuyos enlaces carbono
– carbono son todos enlaces simples.
Alícuota. Es una parte de la totalidad, por lo general una fracción pequeña. Se le
llama alícuota a la porción de una muestra que se toma de un matraz volumétrico
utilizando una pipeta.
Alqueno: Serie de hidrocarburos orgánicos de fórmula general C nH2n que
contienen un enlace doble carbono – carbono.
Alquino: Serie de hidrocarburos orgánicos de fórmula general C nH2n-2 que
contienen un enlace triple de carbono – carbono.
Anion: Ión cargado negativamente.
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Ánodo: Electrodo positivo en una celda electrolítica.
Atmósfera: (atm) Una unidad de presión igual a 760 torr o 14.7 libras por pulgada
cuadrada.
Avogadro, principio de: Volúmenes iguales de todos los gases, bajo las mismas
condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.
Balance de masa. Es la ecuación que expresa la suma de las concentraciones de
todas las especies que surgen de una substancia por medio de reacciones de disociación o de asociación.
Base de Arrhenius: Sustancia que libera iones de hidroxilo cuando se disuelve en
agua.
Base de Bronsted – Lowry: Sustancia que acepta protones de otra sustancia.
Base de Bronsted. Es una substancia que acepta un protón.
Base débil: Una base que se ioniza parcialmente en una solución acuosa.
Base fuerte: Una base que se disocia completamente en iones.
Base: Sustancia que libera iones de hidróxido en solución, neutraliza ácidos y
acepta protones.
Cambio químico: Un cambio en la composición química de una sustancia.
Catalizador: Sustancia que acelera una reacción química sin ser usada por
completo (o sin sufrir ningún permanente) en el proceso.
Catión: Ión cargado positivamente.
Cátodo: Electrodo negativo en una celda electrolítica.
Celda electrolítica: Instrumento
que
usa
energía
eléctrica
para
producir
una reacción química.
Cero absoluto: La temperatura más fría posible que la materia puede alcanzar. Es
igual a 0 K ( -2730 C).
Compuesto orgánico: Cualquiera de los compuestos que contienen el elemento
carbono, junto con los
elementos hidrógeno oxigeno, nitrógeno azufre, y los
elementos del grupo VII A.
Concentración analítica. Es el número total de moles de soluto por litro, sin importar cualquier reacción que pueda ocurrir cuando el soluto se disuelve. Se utiliza
como sinónimo de formalidad.
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Concentración: La cantidad de soluto en una solución, que se puede expresar en
términos de porcentaje, molaridad, normalidad o molalidad.
Constante de equilibrio: El producto de las concentraciones de los productos de
una reacción química (en moles por litro), cada una elevada a la potencia de su
coeficiente en la ecuación balanceada, dividida por
el producto de las
concentraciones de los reactivos (en moles por litro), cada uno elevado a la
potencia de su coeficiente en la ecuación balanceada.
Constante de estabilidad. Es la constante de equilibrio de una reacción en la cual
se forma un complejo. También se le llama constante de formación.
Constante de formación. Es la constante de equilibrio para una reacción en la
cual se forma un complejo. También se le llama constante de estabilidad.
Constante del producto de solubilidad, Kp,. Es la constante de equilibrio que se
establece entre una sal ligeramente soluble y sus iones en solución.
Disolvente: Sustancia que se encuentra en mayor cantidad en una solución.
Ecuación balanceada: Una ecuación química que tiene el mismo número de
átomos de cada elemento en el lado del reactivo y en el lado del producto.
Ecuación de balance de cargas. Es la ecuación que expresa el principio de
electroneutralidad, o sea, la concentración total de la carga positiva debe ser igual
a la concentración total de la carga negativa.
Efecto del ion común. Es el efecto que produce la determinada concentración de
un ion que es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran
en la misma solución. El ion "común" desplaza el equilibrio de la disociación de
acuerdo con el principio de LeChátelier.
Efecto nivelante. Es el efecto en el cual una serie de ácidos, que son mucho más
fuertes que el protón solvatado, se disocian por completo y parecen ser iguales en
su fuerza.
Electrólito. Es un compuesto que en solución produce iones con carga positiva y
con carga negativa. Los electrólitos fuertes se disocian por completo, mientras que
los electrólitos débiles solo se disocian parcialmente.
Energía de activación: La energía requerida para iniciar una reacción química.
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Equilibrio químico: Un estado dinámico en el cual dos o más procesos opuestos
ocurren simultáneamente y a la misma velocidad.
Equilibrio simultáneo. Es el equilibrio que se establece en una solución en la cual
una molécula o un ion participa en más de un equilibrio.
Escala pH: Una escala que representa la acidez de una solución.
Estado estándar. Es el estado de una substancia en el cual se le asigna una
actividad igual a la unidad a una temperatura y presión dadas.
Estándar primario. Es una substancia que se utiliza para estandarizar una solución y que se encuentra disponible en forma pura o en un estado de pureza conocido.
Estandarización. Es el proceso mediante el cual se determina con exactitud la
concentración de una solución.
Estequiometria: El calculo de las cantidades implicadas en reacciones químicas.
Estructura cíclica: Una estructura de cadena cerrada o tipo anillo característica de
muchos hidrocarburos.
Expresión
de
equilibrio:
La
expresión
matemática
que
relaciona
las
concentraciones de los reactivos y productos con la constante de equilibrio.
Forma condensada: Una anotación abreviada de las formulas de compuestos
orgánicos.
Formalidad. Es igual al peso fórmula del soluto por litro de solución; es sinónimo
de concentración analítica.
Formula empírica: Una formula química que muestra la razón más simple de un
número entero de los átomos que forman una molécula de un compuesto.
Formula estructural: Una representación del enlace de los átomos de carbono en
un compuesto orgánico.
Formula mínima [no unidad de formula]: Para un compuesto iónico, la parte más
pequeña del compuesto que retiene las propiedades de ese compuesto.
Formula molecular: Una formula química que muestra el número de átomos de
cada elemento en una molécula de un compuesto.
Formula química: La combinación de los símbolos particulares que forman un
compuesto químico, mostrando el número de átomos de cada elemento.
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163
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Fuerza iónica. Es una medida del medio ambiente electrostático de un soluto; se
define como la mitad de la suma de la concentración de cada uno de los iones
multiplicada por el cuadrado de su carga eléctrica.
Grupo alquilo: Un alcano menos un átomo de hidrógeno. Por ejemplo, remover un
átomo de hidrógeno del metano ( CH4) produce el grupo alquilo llamado metilo
(CH3).
Grupo funcional: Un átomo o grupo de átomos que determina las propiedades
químicas especificas de una clase de compuestos orgánicos.
Hidrocarburo insaturado: Cualquiera de los compuestos orgánicos que
contienen
solamente
carbono
e
hidrógeno
y
tienen
algunos
enlaces
dobles carbono – carbono o enlaces triples carbono – carbono en sus moléculas.
Hidrocarburo aromático: Cualquiera de una serie de hidrocarburos de cadenas –
cerradas, cíclicos basados en la molécula de benceno, y que contienen enlaces
simples y dobles alternados.
Hidrocarburo saturado: Cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen
solamente carbono e hidrógeno y cuyos enlaces carbono – carbono son todos
enlaces sencillos.
Hidrocarburo: Cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen solamente
carbono e hidrógeno.
Hidrólisis. Es una reacción ácido-base de un anión o un catión con el agua.
Indicador. Es una substancia química que presenta diferente coloración en presencia de un exceso de analita o de titulante.
Indicador: Una sustancia química que tiene la habilidad de cambiar de
color dependiendo del pH de la solución en la cual se coloque.
Ion
positivo
(catión): Un átomo que ha perdido uno o más electrones y ha
tomado y ha tomado por tanto carga positiva.
Ion hidronio: El ion formado por la adición de un ion de hidrógeno a una molécula
de agua; se escribe como H3O+.
Ion monoatómico: Un ion que consta de un solo átomo que ha adoptado una
carga positiva o negativa.
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Ion negativo (anión): Un átomo
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que ha ganado uno o más electrones y ha
tomado por tanto carga negativa.
Ion poliatómico: Un grupo cargado de átomos enlazados covalentemente.
Ion: Un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido uno o más electrones y
por lo tanto tiene una carga positiva o negativa.
Ionización: El proceso mediante el cual se forman iones a partir de átomos o
moléculas mediante la transferencia de electrones.
Isomerismo estructural: La existencia de dos o más compuestos que tienen la
misma formula molecular pero diferentes formulas estructurales.
Isomero de cadena lineal [no recta]: Un compuesto orgánico en el cual los
átomos de carbono están unidos en una cadena lineal; en otras palabras, no hay
cadenas ramificadas.
Isómero (estructural): Un compuesto con la misma formula molecular que otro
compuesto pero con una formula estructural diferente.
Ligando. Es un anión o una molécula neutra que forma un ion complejo con un
catión al donar uno o más pares de electrones.
Masa atómica: La masa de un elemento en relación con la masa de átomo de
carbono-12.
Masa atómica-gramos: La masa atómica de un mol de átomos de un elemento
expresada en gramos.
Masa molar: Un término general usado para describir la masa gramo-formula o
masa gramo- atómica de una sustancia.
Masa molecular: La suma de las masas gramo-atómicas de todos los elementos
que forman a una molécula.
Masa: Una medición de la cantidad de materia en un objeto.
Mecanismo de reacción: La secuencia de una reacción química que siguen los
átomos o moléculas para llegar a un producto.
Mol: Cantidad de sustancia expresada en gramos.
Molalidad (m): Una unidad de concentración para soluciones: moles de soluto por
kilogramo de disolvente.
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Molaridad: Una unidad de concentración para soluciones: moles de soluto por litro
de solución.
Molécula
polar
(dipolo): Una
molécula
que
es
parcialmente
positivamente positiva en un extremo y parcialmente negativa en otro extremo.
Molécula: La partícula mas pequeña de un compuesto que puede entrar en
reacciones químicas y retener las propiedades del compuesto.
No electrólito. Es una substancia que en solución no se disocia en iones.
Normalidad (N): Una unidad de concentraciones para soluciones: equivalentes de
soluto por litro de solución.
Numero de avogadro: El numero de átomos cuya masa es la masa atómica en
gramos de cualquier elemento. Es igual a 6.023 x 10-23.
Numero de oxidación: Un número que expresa la capacidad de combinación de
un elemento o un ión poliatómico en un compuesto.
Oxidación: La perdida de electrones de una sustancia que pasa por una reacción
química.
Peso equivalente. Es el peso en gramos de un equivalente de una substancia.
Peso fórmula. Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes
en la fórmula química de una substancia.
Peso molecular (no masa formula): La suma de las masa atómicas de todos los
átomos que componen una unidad de formula de un compuesto.
Peso molecular. Es el peso en gramos de un mol de substancia.
Peso molecular-gramos (no masa formula-gramos): El peso molecular de una
sustancia expresada en gramos.
pH. Es el logaritmo negativo de la concentración de ion hidrógeno.
pK. Es el logaritmo negativo de una constante de equilibrio.
Por ciento en peso. Es el número de gramos de soluto por 100 g de solución.
Principio de electroneutralidad. Es el principio que dice que una solución debe
ser eléctricamente neutra; es decir, la concentración total de la carga positiva debe
ser igual a la concentración total de la carga negativa.
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Principio de LeChatelier. Es un principio que establece que, si se aplica una
fuerza a un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplaza en la dirección que
tienda a reducir la fuerza.
Producto: Una sustancia producida en una reacción química.
Punto de equivalencia. Es el punto de una titulación en el cual el número de
equivalentes de titulante es igual al número de equivalentes de analita.
Punto de saturación: El nivel de concentración en el cual no puede disolverse
más soluto en una cantidad dada de disolvente a una temperatura particular.
Punto final: El punto en una titilación en el cual el indicador cambia de color.
Química orgánica: La rama de la química que trata con compuestos orgánicos
(que contengan carbono) y sus propiedades.
Reacción de combinación: Una reacción en la cual dos o más sustancias se
combinan para formar una sustancia mas compleja.
Reacción de descomposición: Una reaccionen la cual una sustancia compleja es
descompuesta en sustancias más simples.
Reacción de esterificacion: Una reacción entre un alcohol y un ácido carboxílico
que produce un éster.
Reacción de neutralización: Una reacción en la cual un ácido y una base
reaccionan para formar una sal y agua.
Reacción de oxidación-reducción: Una reacción en la cual una sustancia
química es oxidada y otra sustancia química es reducida.
Reacción de sustitución doble: Una reacción en la cual dos compuestos
intercambian iones entre ellos.
Reacción de sustitución simple: Es una reacción en la cual un elemento no
combinado sustituye a otro elemento que esta en un compuesto.
Reacción reversible: Una reacción química en la cual los productos, una vez que
son formados, pueden reaccionar para producir los reactivos originales.
Reactivo: Cualquiera de los materiales iniciales en una reacción química.
Redox: Abreviatura del termino oxidación-reducción.
Reducción: La ganancia de electrones de una sustancia que pasa por
una reacción química.
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Sal. Es el producto diferente al agua que se forma cuando un ácido reacciona con
una base; por regla general es un sólido iónico.
Solución amortiguadora: Una solución preparada al mezclar un ácido débil con
su sal o una base débil y su sal. Tiende a mantener su pH cuan se le agrega un
ácido o base.
Solución electrolítica: Una solución que conduce corriente eléctrica.
Solución estándar. Es una solución cuya concentración ha sido determinada con
exactitud.
Solución insaturada: Una solución que contiene menos soluto que del que puede
disolverse en ella a una temperatura particular.
Solución saturada: Una solución en la cual ya no puede disolverse más soluto.
Solución: Una mezcla homogénea.
Soluto: En una solución, la sustancia que esta siendo disuelta.
Substancia anfotérica. Es una molécula que puede actuar en dos formas: como
ácido y como base.
Temperatura y presión estándar (TPE): Las condiciones 273 (ºC) y 1 atm de
presión.
Temperatura: Una medición de la intensidad del calor.
Titalante. Es el reactivo (una solución estándar) que se adiciona con una bureta
para que reaccione con la analita.
Unidad
de
masa
atómica (uma): La
unidad
usada
para
compara
las
masas relativas de los átomos. Una unidad de masa atómica es un doceavo de la
masa de un átomo de carbono-12.
Valencia: capacidad de combinación electrónica de los elementos.
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168
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BIBLIOGRAFIA
BIBLIOGRAFÍA
1. INTRODUCCION A LA QUIMICA
-
Silberberg, S., M. “Química general” . Mc Graw-Hill, México 2005.
Chang, R. “Química General” Mc. 6ª edición Graw Hill, México 2002.
Eyman R. “Compendio esencial de química general, orgánica y bioquímica”.
Reverte, España 1995.
Facultad de Medicina, Carrera de Médica.”Química” Curso Pre Facultativo.
UMSA, Bolivia 2010.
Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011.
2. MATERIA, ATOMO Y SUS PROPIEDADES
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Silva A. La materia, el átomo y sus propiedades. En: Facultad de Medicina –
U.M.S.A. editores. Curso preuniversitario 2010. La Paz, Bolivia: 2010. P. 112
– 118.
Rivera HE, Tejeda EE, Cervantes RC. La materia: niveles macroscópico,
submicroscópico y simbólico. En: Cruz J, Osuna ME, Ortiz JI, editores.
Química General. Sinaloa, México: Once Ríos; 2008. P. 13 – 66.
Cruz J. Estructura de la materia y tabla periódica. En: Cruz J, Osuna ME,
Ortiz JI, editores. Química General. Sinaloa, México: Once Ríos; 2008. P. 69
– 152.
CHANG R., Química, Novena Edición, Editorial Mc Graw Hill, 2007
LONGO F., Química General, Traducción de la Primera Edici6n. Editorial Mc
Graw Hill, 1975.
SPENCER J., BODNER G., RICKARD L, Química Estructura y Dinámica,
Primer a Edición, Editorial Compañía Editorial Continental, 2000.
Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011.
3. ENLACES QUIMICOS
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Curso Pre – Universitario 2010. Carrera de Medicina. Universidad Mayor de
San Andrés. Facultad de Medicina, Enfermería, Nutrición y Tecnología
Médica.
Rosenberg J., Epstein L. Química General. Séptima Edición. McGraw – Hill /
Interamericana. España S.A. Colombia. 1994.
Wade L.G. Química Orgánica. Quinta Edición. Pearson Prentice May.
España. 2004.
Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 201.
FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA
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PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA
GESTION 2013
QUIMICA
4. REACCIONES QUIMICAS
- Dillard, C.R. Goldberg, D.E. “Química General, reacciones, estructuras,
propiedades”. Editorial Fondo Educativo Interamericano, Bogota, 1977.
- Longo F., “Química General”. Editorial Mc Graw Hill. Interamericana S.A.
México, 1972.
- Hein Morris. “Química”. Grupo Editorial Iberoamericana, S.A. México, DF.
1992.
- Chang R. “Química”, Editorial Mc Graw Hill. 4ª edición, 1992.
- Schaum, “Problemas de Química”. Editorial Mc Graw Hill. Interamericana
S.A. México, 1997.
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011.
5. NOMENCLATURA Y NOTACION EN QUIMICA INORGÁNICA
- Casado, J. Formulación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
Instituto de Educación Superior Julián Marías. Valladolid- España. 2007.
- Almendras, J. Química Formulación y Nomenclatura Inorgánica. Edición 3ª.
Latinas Editores. Oruro Bolivia. 2005.
- Rosenberg J., Epstein L. Química General. Edición 7º. Edit. Mc Graw Hill.
1995
- Montaño, J. Nomenclatura en Química Inorgánica. Edición 4ª, Latinas
Editores. Oruro Bolivia. 2003.
- Baldor, F.A. Fundamentos de Nomenclatura Química. Edición 4ª. Editorial
Minerva books. New York. USA. 1969. p. 40, 41, 47, 51.
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011.
6. DISOLUCIONES
- Universidad Mayor de San Andrés. CURSO PREUNIVERSITARIO 2010.
CARRERA DE MEDICINA.
- DELGADILLO A, DELGADILLO JC. Curso Preuniversitario. Teoría y
Problemas de Química General. Tomo 3.
- Rosenberg J., Epstein L. Química General. Edición 7º. Edit. Mc Graw Hill.
1995.
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011.
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2012
7. REACCIONES ACIDO BASE
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Angelini, M. y otros. Temas de Química General. EUDEBA 1993.
Atkins P. W. Química General. Ediciones Omega S. A. Barcelona. 1992.
FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA
170
PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA
GESTION 2013
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QUIMICA
Enseñanza Universitaria de la Química.Prefacultativo de la Facultad de
Medicina, Enfermería, Nutrición y Tecnología Medica, UMSA, Editado en
CD. 2007.
Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011
Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2012
8. QUIMICA ORGANICA I: HIDROCARBUROS
- CHANG, R. “QUIMICA”. MC GRAW HILL. 9 na ed.2007
- ROSEMBERG, J. “QUIMICA GENERAL”MC GRAW HILL. 9 na ed.2009
- FESSENDEN, F.”QUIMICA ORGANICA” ED.IBEROAMERICA
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011.
Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2012.
9. QUIMICA ORGANICA II
- Allinger N, y otros. QUÍMICA ORGÁNICA. 2 vols. Barcelona: Editorial
Reverté, 2a ed., 1988.
- Delgadillo J, Delgadillo A. QUÍMICA ORGÁNICA. La Paz: EditorialStylo, 1º
Ed. 2005.
- Copa P. QUÍMICA ORGÁNICA. La Paz: Editorial Campos Irirs, 2º Ed.
2002.
- Chang R, College W. QUÍMICA. México: Editorial McGraw-Hill, 7º Ed.
2002.
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2012
10.
BIOMOLECULAS
- Robert K. Murrqay, MD, PhD,Daryl K. Granner, MD,Meter A. Mayes,
PhD,DSc, Victor W,Rodwell, PhD. Bioquímica de Harper. Mexico, D.F.
Santafé de Bogotá: Editorial El Manual Moderno, S.A. de C.V. 1999.
- Horton, H. Robert; Moran, Laurence A; Ochs Raymond S; Rawn, J. David;
Scrimgeour K. Gray . Bioquímica. México, D.F: Prentice-Hall
Hispanoamericana, 1995
- Química - Sienko, Michell J; Plane, Robert A - Madrid: Aguilar, 1- 999.
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2011
- Facultad de Medicina, Carrera de Médicina.”Química” Curso Pre
Universitario. UMSA, Bolivia 2012.
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