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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 2 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 3 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 4 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 5 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 6 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 7 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 8 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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» FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 9 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA (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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 10 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 11 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 12 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 13 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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? FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 14 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 15 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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: FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 16 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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) FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 17 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 18 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 19 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 20 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 21 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 22 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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, FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 23 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 24 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 25 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 26 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 27 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 (-). FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 28 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 29 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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- FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 30 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 31 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 32 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 33 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 34 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 35 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 1.1.10. QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 36 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 37 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 38 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 39 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 40 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 41 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 42 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 Ejemplos: 2 K + HNO3 QUIMICA → 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 43 se PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 - - FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 44 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 45 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 46 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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? FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 47 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 48 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 → .......... + .......... FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 49 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 50 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 51 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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? FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 52 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 53 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 54 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 55 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 56 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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: FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 57 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 Coeficiente QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 58 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 59 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 60 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 61 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 62 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 63 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 64 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 65 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 66 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 67 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 68 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 69 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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…………………………………………………………………. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 70 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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……………………………….. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 71 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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: FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 72 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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) …………………………… FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 73 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 74 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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: FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 75 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 76 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 77 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 78 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 79 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 80 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 Hemolisis Normal QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 81 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 82 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 83 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 84 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 85 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 86 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 87 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 88 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 89 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 90 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 91 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 %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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 92 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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? FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 93 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 94 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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? FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 95 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 : FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 96 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 97 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 98 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 99 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 100 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 101 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 102 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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). FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 103 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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% FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA x 100 104 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 105 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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-]. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 106 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 107 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 108 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 109 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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: FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 110 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 111 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 112 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 113 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 114 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 115 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 116 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 117 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA CnH2n-2 118 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 119 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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° FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 120 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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: FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 121 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 122 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 123 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 124 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 125 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 Alcoholes: Primario (metanol) QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 126 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 127 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 128 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 129 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 130 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 131 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 132 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 133 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 134 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 135 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 136 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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). FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 137 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 138 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA Urea 139 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 140 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 141 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 142 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 143 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 144 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 2. 3. 4. 5. g) Ejercicios propuestos Aminas 1. 2. 3. 4. 5. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 145 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 146 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 · 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 147 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 148 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 149 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 150 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 151 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 152 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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: FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 153 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 154 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 155 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 156 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 157 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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:……………………. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 158 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 159 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 160 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 161 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 162 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 163 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 164 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 Ion negativo (anión): Un átomo QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 165 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 166 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 167 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 168 PRUEBA DE SUFICIENCIA ACADEMICA GESTION 2013 QUIMICA 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 - - - - 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 - - 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 169 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 - 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 - - 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. FACULTAD DE MEDICINA, ENFERMERIA, NUTRICION Y TECNOLOGIA MÉDICA 171