Guía Química IV 1622 (Área II) ENP

 

  COLEGIO DE QUÍMICA ÁREA 2 BIOLÓGICAS Y DE LA L A SALUD

Grado: 6°

Clave: 1622 Plan: 96

GUÍA DE ESTUDIO

QUÍMICA IV Área 2

 Autores:

Joel Castillo Castillo Caridad Fuster Guzmán Zenia María Gutiérrez Tintor Haruko Hiranaka Nakatsuka Nayeli Yadira López Ramírez Felipe León Olivares Gabriela Martínez Miranda Ismael Segura Vázquez

Coordinación:

E. Alba Gutiérrez Rodríguez Yolanda Flores Jasso

 Autores CD Electrónico: Silvia Espinosa Bueno Diana Verónica Labastida Piña Gabriela Martínez Miranda María Eugenia Martínez Yépez Desarrollo Multimedia:  Alejandra Wendolinne Arellano Delgado Revisión 2011:

Maribel Espinosa Hernández

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

 

Escuela Nacional Preparatoria Directora General: Mtra. Silvia E. Jurado Cuéllar Secretario Académico: Biól. Alejandro Martínez Pérez

Diseño de portada: DCV. Cintia Amador Saloma  Actualización  Actualiza ción de la e edición: dición: DCG DCG.. Edgar Ra Rafael fael Franc Franco o Rodrígu Rodríguez ez 4ª edición: 2011 © Universidad Nacional Autónoma de México Escuela Nacional Preparatoria Dirección General  Adolfo Prieto Prieto 722, Col. Del V Valle alle C. P. 03100, México, D. F. Impreso en México

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PRESENTACIÓN La Escuela Nacional Preparatoria ha trabajado durante casi 145 años en la formación de jóvenes llenos de ideales y metas por cumplir, con deseos de superación y comprometidos con su país, a quienes tenemos que guiar y conducir hacia el logro de sus éxitos académicos, factores que reforzarán su seguridad personal. Las herramientas que adquieran los estudiantes, durante esta etapa escolar, serán fundamentales, columna vertebral que sostenga sus estudios profesionales, con lo que el desarrollo de habilidades y actitudes se verá reflejado en su futuro próximo. Es nuestra responsabilidad dotar a los alumnos de todos los materiales didácticos que ayuden a enfrentar los retos de adquisición del aprendizaje, para que continúen con sus estudios de manera organizada, armónica y persistente. Por lo mismo, los profesores que integran esta dependencia universitaria, trabajan trabajan de manera colegiada; ponen toda su energía en desarrollar las Guías de estudio para aquellos alumnos que, por cualquier razón, necesitan presentar un examen final o extraordinario y requieren elementos de apoyo para aprobarlos y concluir sus estudios en la Preparatoria. Preparatoria. La presente Guía de estudio es un elemento didáctico que facilita la enseñanza y el aprendizaje. Se puede utilizar de manera autodidacta o con la ayuda de los muchos profesores que a diario brindan asesorías en cada uno de los planteles de la Escuela Nacional Preparatoria. Continuaremos buscando más y mejores elementos didácticos: presenciales y en línea, con el objetivo de ayudar a nuestros alumnos a que aprueben y egresen del bachillerato. Sólo me resta desearles éxito en su camino personal y profesional. Juntos por la Escuela Nacional Preparatoria.

Mtra. Silvia E. Jurado Cuéllar Directora General

 

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PRESENTACIÓN DE LOS AUTORES La guía que tienes en tus manos tiene la finalidad de ayudarte a preparar el examen extraordinario de la materia de Química IV Área II. Esta guía, fue publicada por primera vez en el 2005 bajo la coordinación de la profesora Yolanda Flores Jasso, que en ese entonces era la jefa del Departamento de Química, en ella se encuentran desarrollados los contenidos de las tres unidades del programa, las cuales son: Unidad 1: Líquidos vitales Unidad 2: Química para entender los procesos de la vida Unidad 3: La energía y los seres vivos En esta nueva edición se ha tomando en cuenta la opinión de varios profesores y se han hecho modificaciones para auxiliarte en una mejor comprensión de los temas, las principales novedades son: 1. La guía impresa cuenta con un organizador antici anticipado pado que te permite revisar la secuencia de contenidos y la relación entre ellos; presenta una introducción para que veas un panorama general de lo que trata cada unidad. 2. Se acompaña con un CD, en donde podrás encontrar cinco temas desarrollados en medios electrónicos y es necesario acudir a la computadora para poder tener acceso a la información. Los temas son: 1.1.2 Molaridad y normalidad a partir de reactivos impuros 1.2.2 Equilibrio, su constante y Principio de Le Chatelier 2.2.2 Nomenclatura de hidrocarburos 2.3.2 Nomenclatura de grupos funcionales 2.4 Reacciones orgánicas Estos temas resultan un tanto complejos para ti y por eso se desarrollaron para que tuvieras una mejor comprensión de los mismos. Tanto en la guía impresa como en la digital se incluye un desarrollo breve del contenido, ejemplos resueltos y ejercicios de autoevaluación para que compruebes si has entendido el tema. Al final de cada unidad se encuentra la bibliografía, para que profundices en cada uno de los temas. Se recomienda buscar asesoría con un profesor para que supervise tu avance. Este material también puedes utilizarlo como apoyo a tu curso normal para que repases y ejercites los temas de cada unidad. Por último, la resolución de esta guía no garantiza que apruebes el examen extraordinario, para tener éxito en él deberás prepararlo con tiempo suficiente para que puedas estudiar, revisar y entender cada uno de los temas. Jefa del Departamento de Química 2006-2010 QFB. E. Alba Gutiérrez Rodríguez 

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Índice  CONSULTA

EL CD ADJUNTO A ESTA GUÍA

Unidad I ............................................................................................................................  ............................................................................................................................7 7 

Disoluciones Disolucion es ...................................................................................................................... .................................................................................................. ....................8 8  Estructura delción agua y poder disolvente ................................................................... 9 8   Concentra Concentración molar y normal ............................................................................

Dilución de disolucion disoluciones es ....................................................................................... 13 Disoluciones Disolucion es isotónicas y sueros ..........................................................................14 Equilibrio ácido y base para la vida.................................................................................. 14  Ácidos y bases. bases. Teo Teoría ría de Brö Brönsted-Low nsted-Lowry ry ......................................................... 14  Equilibrio, su constante y principio de Le Chatelie Chatelierr .......................................... 16 + Concentraciones de iones H y pH ......... ...................................................................... ............................................................. 17  Acidez estomacal estomacal ................................................................................................ 19 La sangre, un tesoro vital................................................................................................. 20 Neutralización. Neutraliza ción. Titulacion Titulaciones es .................................................................................. 20 Sistemas amortiguadores. Sangre ....................................................................... 23 Unidad II ......................................................................................................................... 25 

Conceptos Fundame Fundamentales ntales .............................................................................................. 26 Niveles de energía electrónica ............................................................................. 26 Orbitales atómicos................................................................................................ 28 Configuraciones Configurac iones electrón electrónicas icas ................................................................................ 29 Símbolos de Lewis ............................................................................................... 32 Relación entre electrone electronegativida gatividad d y tipos de enlace ............................................. 32  ................................................................................................................................. Hidrocarburos: Alcanos Hidrocarburos: Alcanos,, Alquenos Alquenos,, Alquinos y Aromáticos .............................................. 37 Hibridación del átomo de carbono. Tipos de enlaces carbono-carbono. Estructura y modelos............................................................................................ 37  Nomenclatura, isomería y propiedades físicas de alcanos, alquenos, alquinos y aromáticos........................................................................... aromáticos........................................................................... 41 Reacciones orgánicas...................................................................................................... 71 Reacciones Reaccioness de adición, de eliminació Reaccione eliminación n y de sustitución........................................ 71 Reaccioness de condens Reaccione condensación ación e hidrólisis .............................................................79 Reaccioness de oxidació Reaccione oxidación n y de reducció reducción n .............................................................. 80 Reaccioness de polimerización por adición y por condensación ............................83 Reaccione

 

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Unidad III ........................................................................................................................ 87 

Vida y termodiná termodinámica mica ............................................. ...................................................................................................... .........................................................87 Reaccioness endotérmic Reaccione endotérmicas as y exotérmicas exotérmicas.. Entalpí Entalpía a ............................................... 88 Energía de activació activación n ........................................................................................... 90 Entropía................................................................................................................91 Energía libre y espontan espontaneidad eidad ..............................................................................92 Reaccioness exergónica Reaccione exergónicass y endergón endergónicas icas.............................................................. 94 94 Energéticos de la vida...................................................................................................... 95 Energéticos Carbohidratos. Carbohidra tos. Energí Energía a de disponib disponibilidad ilidad inmediata ........................................... 95 Reaccioness de los carbohid Reaccione carbohidratos ratos ........................................................................ 99 Oxidación de los carbohidratos (Identificación de azúcares reductores) ............. 99 Hidrólisis de carbohidra carbohidratos tos ..................................................................................99 Lípidos .............................................................................................................. ................................................... ........................................................... 101 Saponificación Saponi ficación de gr grasas asas ................................................................................. 104 Enzimas, supercata supercatalizadores lizadores especí específicos ficos y eficientes .................................................... 106 Velocidad Velocida d de reacción y factores que influyen en ella ....................................... 106 Naturaleza Naturalez a de los reactivos ............................................................................... 107 Concentración Concentra ción de los reactivo reactivoss ......................... ......................................................................... ................................................ 107 Temperatura Temperatu ra ..................................................................................................... 108 Catalizadores Cataliza dores ....................................................................................................108 Estructura de aminoácid aminoácidos os y proteína proteínass ............................................................. 109 Enzimas. Cataliza Catalizadores dores biológicos.................................................................... 1 111 11

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UNIDAD I LÍQUIDOS VITALES Propósitos Que el alumno: Identifique la importancia del agua en sus diferentes formas de participación en los fenómenos vitales. Adquiera destreza en el cálculo y preparación de disoluciones de distintas concentraciones. Determine experimentalmente el pH de diversas disoluciones y lo relacione con su carácter ácido, básico o neutro. Identifique las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles. Advierta la importancia de las disoluciones amortiguadoras en su propio organismo. LÍQUIDOS VITALES

DISOLUCIONES

EQUILIBRIO

ESTRUCTURA DEL AGUA

CONCENTRACIÓN

ÁCIDOS Y BASES

MOLARIDAD Y  NORMALI DAD

 pH

DILUCIÓN

  DISOLUCIONES ISOTÓNICAS

ACIDEZ ESTOMACAL

 NE  NEUTRALIZ UTRALIZ ACIÓN

SISTEMAS AMORTIGUADORES

 

 

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Introducción Las disoluciones son mezclas homogéneas que están formadas por un soluto y un disolvente; por su abundancia e importancia biológica el agua se utiliza como disolvente, razón por la que se explica su estructura y propiedades en esta unidad. En seguida, se explica la relación entre la cantidad de soluto y el volumen de la disolución, a ésta se le llama concentración. Las formas de expresar la concentración es a través de los conceptos de molaridad y normalidad. Otro tema de interés son las diluciones, que es cuando se reduce la concentración por la adición de disolvente. Es importante mencionar las disoluciones isotónicas por su importancia a nivel celular. Por otra parte, se explica el comportamiento químico de los ácidos y bases, a través de la teoría Brönsted-Lowry, como antecedente del principio de Le Chatelier. Finalmente, se abordan los conceptos de acidez estomacal, neutralizaciones y sistemas amortiguadores.

1.1.  Disoluciones 1.1.1.  Estructura del agua y poder disolvente La molécula del agua (H2O) tiene una forma de “V” en el espacio con un ángulo de 104.5° entre los dos enlaces covalentes O-H. El átomo de oxígeno tiene ocho electrones y en su núcleo ocho protones y ocho neutrones, el átomo de hidrógeno tiene un electrón y un  protón en su núcleo. El ox oxígeno ígeno tiene en su capa de valencia (último nivel nive l de energía) seis s eis electrones pero se pueden acomodar hasta ocho electrones en sus orbitales, perteneciendo los dos electrones faltantes a dos átomos de hidrógeno, por lo que la molécula presenta la siguiente forma:

H .. :O

104.5°

H El núcleo de O, que tiene ocho protones, puede atraer electrones con mayor fuerza que el núcleo de H que tiene un solo protón, esto significa que tiene mayor electronegatividad el átomo de oxígeno que el de hidrógeno. Lo anterior, produce una distribución desigual de la carga entre el enlace O-H, de tal forma que el átomo de oxígeno tiene una carga parcial negativa y el átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva. Esta distribución de la carga genera la formación de un dipolo  y se dice que el enlace  es covalente polar. La  polaridad de cualquier molécula depende de la unión dipolo en el enlace y su geometría,  por lo que el arreglo del enlace O-H del agua crea un dipolo permanente para la molécula como un todo. En el agua existen fuerzas intermoleculares denominadas enlaces o puentes de hidrógeno, que se encuentran presentes en compuestos en los que el hidrógeno se enlaza por covalencia a átomos muy pequeños, muy electronegativos y que tienen por lo menos un par electrónico sin compartir, como el F, O y N. Se puede presentar entre moléculas idénticas de un compuesto puro como entre moléculas diferentes por ejemplo: H 2O y HF.

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Algunas propiedades importantes del agua son las siguientes: Se puede encontrar en tres estados de agregación sólido, líquido y gas, de manera simultánea; su punto de fusión es de 0 °C y su punto de ebullición es de 100 °C a nivel del mar (1 atm); tiene una densidad de 1 g/cm3 a 4 °C; tiene tiene una viscosidad de 0.018 poise a 0 °C; su calor de fusión es 335 J/g; su calor de vaporización es de 2.26x103 J/g y presenta tensión superficial. Ejercicios

1.  El agua es un disolvente polar porque tiene: A) viscosidad C) estructura tetraédrica B) tensión superficial D) momento dipolar 2.  El oxígeno al ser más electronegativo que el hidrógeno hace que la molécula del agua sea: A) un ion B) un catión C) polar D) no polar 3.  La molécula del agua presenta enlace: A) iónico C) covalente coordinado B) covalente polar D) covalente no polar 4.  Si el agua tiene enlaces covalentes polares y un átomo pequeño y muy electronegativo  puede formar enlaces intermoleculares del tipo de: A)  Van der Waals C) puente de hidrógeno B)  London D) dipolo inducido

1.1.2.  Concentración Molar y Normal   PARA PROFUNDIZAR EN ESTE TEMA, CONSULTA EL CD ADJUNTO A ESTA GUÍA Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes principalmente en estado sólido y líquido. La disolución está formada por el soluto que es el componente en menor cantidad, con frecuencia en estado sólido, y disolvente  que es el componente en mayor proporción y casi siempre se encuentra en estado líquido (ver figura). Por ejemplo: agua con sal, agua con azúcar, leche con café, leche con chocolate, etc.

DISOLVENTE

SOLUTO

La relación entre cantidad de soluto y volumen de la disolución se le llama concentración  (C). Esta puede ser expresada por diversos nombres de acuerdo a las unidades de las magnitudes usadas, frecuentemente se usa gramos (g) para la masa (m) y litros (L) para el volumen (V). C   = =

m

 

V 

 

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La molaridad  es un ejemplo de expresión de la concentración y se refiere al número de moles de soluto (n) en un litro de disolución. n  M   =    L Para conocer el número de moles de una disolución se utiliza la relación de la cantidad de gramos de soluto y de la masa molar ( M.M.) o masa fórmula.

n =

m  M . M   M . La masa molar de un compuesto se determina sumando las masas atómicas (MA) de todos los elementos que lo forman y se expresa en gramos.  M.M.= la suma (MA x número de átomos)

Ejemplo ¿Cuál es la molaridad de 500 mL de una disolución que contiene 20 g de KBr? (MAK = 39.1 g; MABr  =  = 79.9 g) Disolución: 1.  Cálculo de la masa molar del KBr  M . M . KBr  = (39.1 ×  1) +   (79.9 × 1) = 119 g    2.  Conversión de la masa de la sal a moles 20 g  = 0.168 moles   n= 119 g  3.  Recordando en 1 litro tiene mil mililitros 1 L 500mL  x   1000mL

=

0.5 L  

4.  Relacionar el número de moles en el volumen de disolución  M  =

0.168 moles

=

0.336 M   

0.5 L La normalidad es otra forma de expresar la concentración e indica el número de equivalentes químicos (e.q.) de soluto en un litro de disolución. e.q.  N  =    L El peso equivalente es el número de gramos contenidos en el equivalente químico. Para determinar el número de equivalentes químicos que hay en el soluto y del que se requiere conocer la fórmula química, existen tres posibilidades dependiendo del tipo de compuesto que sea: ácido, base o sal.

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El equivalente químico de un ácido se determina dividiendo la masa molar de dicho ácido entre el número de hidrógenos liberables (H+) como protones contenga.  M . M . * 1 equivalent e  Ácido =    H  +

El equivalente químico  de una base  se determina dividiendo la masa molar del soluto entre el número de oxhidrilos sustituibles (OH-) que tenga la fórmula del compuesto. 1 equivalent e  Base =

 M . M . *   OH  −

El equivalente químico de una sal se determina dividiendo la masa molar del soluto entre la valencia total de los cationes (número de moles de cargas positivas) que contenga la fórmula del compuesto.  M . M . * e Sal  =   1 equivalent    valencia del  catión * Recordar que la masa molar se expresa en gramos.

Ejemplo ¿Cuál es la normalidad de 500 mL de una disolución que contiene 20g de H 3PO4 ? (MAH = 1 g; MAP = 31 g; MAO = 16 g) Disolución: 1. Cálculo Cálculo de la masa molar del ácido fosfórico.  M . M . = (1 × 3) + (31   × 1) + (16 × 4) = 98 g    2.  Cálculo del equivalente químico del ácido. 98 g  1 e.q. =  = 32.7 g   3 3.  Conversión de la masa del ácido a equivalentes químicos. 1e.q = 0.612 e.q.   20 g   x   32.7 g  4.  Relacionar el número de equivalentes químicos con el volumen de disolución. e.q. 0.612 e.q. 1000 mL  x = 1.224 = 1.224  N     L 500 mL 1 L

 

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E jercicios  5.  La molaridad se define como: A)  gramos de soluto por litro de disolución B)  moles de soluto por litro de disolvente C)  equivalente químico de soluto por litro de disolución D)  moles de soluto por litro de disolución 6.  La masa molar del MgCl2 es: (MAMg = 24.3 g; MACl = 35.5 g) A)  59.8 g B) 47.6 g C) 190.6 g D) 95.3 g 7.  El número de moles que se encuentran en 250 g de KCl es: (MAK = 39.1 g; MACl = 35.5 g) A) 3.35 mol B) 33.5 mol C) 0.335 mol D) 0.00335 mol 8.  La molaridad de 250 mL de una disolución que contiene 250 g de KCl es: A) 0.00134 M B) 1 M C) 13.40 M  D) 0.0134 M 9.  La normalidad se define como: A)  gramos de soluto por litro de disolución B)   equivalente moles de soluto por litro de disolvente C) químico de soluto por litro de disolución D)  equivalente químico de soluto por litro de disolvente 10. El equivalente químico del H2SO4 es: (MAH = 1 g; MAS = 32.1 g; MAO = 15.9 g) A) 48.85 e.q. B) 97.70 e.q. C) 32.56 e.q.

D) 24.43 e.q.

11. El equivalente químico del Al(OH) 3 es: (MAH = 1 g; MAAl= 26.98 g; MAO = 15.9 g) A) 77.68 e.q. B) 38.84 e.q. C) 25.89 e.q. 

D) 19.42 e.q.

12. El equivalente químico del FeCl2 es: (MAFe = 55.85 g; MACl = 35.5 g) A) 126.85 e.q. B) 91.35 e.q.

D) 63.42 e.q.

C) 261.58 e.q.

13. La normalidad de 250 mL de una disolución que contiene 5 g Al(OH) 3 es: (MAH = 1 g; MAAl= 26.98 g; MAO = 15.9 g) A) 7.72 x 10-4 N B) 7.72 x 10-1 N C) 7.72 x 10-3 N D) 7.72 x 10-2 N 14. ¿Qué cantidad se requiere de Na 2SO4 para preparar 500 mL de una disolución 0.01 N? (MA Na = 23 g; MAs= 32 g; MAO = 15.9 g) A) 3.550 g B) 35.500 g C) 0.0355 g D) 0.354 g

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1.1.3 Dilución de disoluciones Las diluciones se preparan cuando se reduce la concentración de la disolución por la adición de disolvente. Para determinar la concentración de la dilución a partir de un volumen determinado de la disolución concentrada se usa la siguiente relación matemática: C 1V  1 =  C 2V 2  

C1 = Concentración de la disolución concentrada V1 = Volumen de la disolución concentrada C2 = Concentración de la disolución diluida V2 = Volumen de la disolución diluida Se puede utilizar esta ecuación con las diferentes formas de expresar la concentración que se conocen como molaridad, normalidad, etc.

Ejemplo ¿Cuál será la concentración de la dilución preparada con 20 mL de H 2SO4 2 N a los que se le agregaron 250 mL de agua? Disolución: 1.  Se identifica la información: C1 = 2 N de H2SO4;V1 = 20 mL y V2 = 250 mL. 2.  Se despeja la incógnita de la correspondiente ecuación y se sustituyen los datos. C  V  2 N  × 20mL = 0.160 N    C 2 = 1 1 =     250mL V 2

Ejercicios 15. Se tiene 50 mL de una disolución de azúcar 0.15 M ¿cuál será la nueva concentración si agregan 50 mL de agua? A) 0.75 M B) 0.075 M C) 7.50 M D) 0.0075 M 16. ¿Qué volumen se requiere de una disolución de ácido fosfórico 8.68 N, si se quiere un volumen de 500 mL a una concentración de 2.5 N? A) 0.144 L B) 1.440 L C) 1.44 mL D) 0.144 mL 17. Se toman 25 mL de una disolución de H2SO4 2.45 M y se llevan a un volumen de 250 mL ¿cuál es la nueva concentración? A) 24.5 M B) 0.0245 M C) 2.45 M D) 0.245 M

 

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1.1.4. Disoluciones isotónicas y sueros Las disoluciones isotónicas son aquellas que tienen igual presión osmótica que la célula, es decir, son disoluciones que tienen la misma presión osmótica que los líquidos del cuerpo y no alteran el volumen de las células. Las disoluciones isotónicas frecuentemente usadas son las de cloruro de sodio al 0.9 % y glucosa al 5 %. Existen otros dos tipos de disoluciones de acuerdo a la presión osmótica: a)  La hipotónica  que tiene menor presión osmótica a la de la célula, lo cual permite el libre acceso del disolvente a la célula y se hincha hasta explotar en algunos casos (turgencia). Para el caso de la sangre, éste proceso se llama hemólisis.  b)  La hipertónica que tienen una mayor presión osmótica a la de la célula, lo que ocasiona que la célula pierda líquido hasta el grado de contraerse, a este proceso se le conoce como crenación.

Ejercicios 18. Una disolución de cloruro de sodio al 10% es: A) isotónica B) hipotónica C) hipertónica

D) saturada

19. Una disolución que contiene glucosa al 2 % es: A) isotónica B) hipotónica C) hipertónica

D) saturada

20. Al agregar las uvas pasas a las gelatinas sufren un proceso tipo: A) isotónica B) hipertónica C) turgencia D) crenación 21. La técnica de salado de alimentos, como la utilizada en el bacalao, se realiza debido a que el pescado sufre un proceso tipo: A) isotónica B) hipertónica C) turgencia D) crenación

1.2 Equilibrio ácido y base para la vida 1.2.1 Ácidos y bases. Teoría de Brönsted-Lowry Para explicar el comportamiento químico de los ácidos y las bases, la teoría de Svante Arrhenuis señala que un ácido es toda aquella sustancia que disuelta en agua produce iones H1+  y una base es toda aquella sustancia que disuelta en agua produce iones OH1-; además ambas sustancias conducen la corriente eléctrica por lo que son considerados electrólitos. Ejemplo HCl(ac) (ac) = acuoso NaOH(ac) 

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H1+  + Cl1-  Na1+  + OH1-

 

La separación de un compuesto químico en iones se conoce como ionización. (catión= átomo con carga positiva) (anión= átomo con carga negativa) Según la teoría de Brönsted-Lowry un ácido es aquella sustancia que libera protones (iones H1+), y una base aquella sustancia que los acepta:

Ejemplo

HCl + H2O Ácido

H3O1+  + Cl1-  Base

NH3  + H2O Base

NH41+  + OH1Ácido

Los ácidos y las bases se pueden clasificar en fuertes y débiles. Un ácido fuerte es aquella sustancia que en agua se ioniza completamente (100%).

Ejemplo HCl(ac) 1M

H1+  + Cl1-  1M 1M

Sin embargo un ácido débil, es aquella sustancia que se ioniza parcialmente en agua porque  presenta una reacción reversible. revers ible. 

Ejemplo El ácido acético se ioniza 1%, entonces: CH3COOH(ac)  0.01M

H1+  + CH3COO10.0001M 0.0001M

En el siguiente cuadro se observan las fórmulas químicas de algunos ácidos y bases fuertes y débiles.

Ácidos fuertes HCl H2SO4  HClO4  HNO3 

Bases fuertes KOH NaOH Ca(OH)2

Acidos débiles CH3COOH H3PO3  HNO2  H2CO3 

Bases débiles NH3  Ba(OH)2  Mg(OH)2  Al(OH)3 

Ejercicios 22. Las siguientes son características de los ácidos excepto: A) tienen sabor agrio B) aceptan protones 1+ C) liberan iones H   D) neutralizan bases

 

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23. En la siguiente lista de compuestos identifica aquella serie cuyas fórmulas químicas correspondan solamente a ácidos: A) HCl, KOH, Na2S B) HNO3, HCN, NH3  C) H2SO4, HCN, HNO3  D) H2SO4, NH4Cl, KOH 24. Según la teoría de Brönsted-Lowry la siguiente sustancia química es una base: A) NaCl B) HCN C) NH3  D) HNO3  25. Son los productos de la ionización del Ca(OH) 2: A) Ca2+  + (OH)2 1-  B) Ca2+  + 2(OH)1C) Ca1+  + (OH)1-  D) Ca1+  + (OH)226.  Un ácido fuerte es aquel que: A) se ioniza totalmente C) no se ioniza

B) se ioniza un 10% D) no se puede neutralizar

27. En los siguientes pares de compuestos químicos identifica a los que representen a una  base fuerte y a un ácido débil: A) KOH y NH4Cl B) NH3  y NH4Cl C) KOH y HNO2 D) KOH y NH3

1.2.2 Equilibrio, su constante y principio de Le Chatelier  

PARA PROFUNDIZAR EN ESTE TEMA, CONSULTA EL CD ADJUNTO A ESTA GUÍA En el organismo humano los ácidos y las bases se encuentran disueltos en agua, por lo que es necesario conocer el proceso de ionización para este disolvente: H2O + H2O

H3O1+  + OH1- 

En la ecuación anterior se observa una reacción reversible en la cual dos procesos inversos se a cabo a la misma por lo que se establece un equilibrio, lo que ocasiona quellevan la concentración de ionesvelocidad sea sumamente pequeña. Por conveniencia la ecuación anterior se simplifica en la siguiente forma: H2O H1+  + OH1-  La concentración de cada uno de los iones presentes en agua es de 1x10 -7M, por lo que el  producto iónico del agua es:

Producto iónico = [H1+][OH1-] Producto iónico = [1 x 10-7]2= 1 x 10-14M El valor de 1 x 10-14M se conoce como producto iónico del agua ( K w).

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De acuerdo a lo anterior, si se adiciona un un ácido al agua entonces la concentración de iones 1+ H   aumentará debido a la liberación de protones por parte del ácido, por lo que para conservar el equilibrio disminuirá la concentración de iones O OH H1-. Ocurrirá el efecto contrario si se adiciona al agua una base; el principio que fundamenta este proceso recibe el nombre de Le Chatelier: “Si se aplica un factor extraño (concentración) a un sistema en equilibrio (ionización del agua), el sistema responde contrarrestando dicho factor para conservar el equilibrio (producto de ionización del agua)”. Dado que la concentración de iones H1+  y OH 1- en el agua pura es equivalente, el agua se comporta como una sustancia neutra.

Ejemplo Calcula la concentración de iones presentes en el agua cuando adicionas HCl 0.1M. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, por lo que: HCl(ac) y:

0.1M

H1+  + Cl1-  0.1M

[H1+]=0.1M = 1 x 10-1 

entonces: Producto iónico = [H1+][OH1-]= 1 x 10-14M Producto iónico = [1 x 10-1M][OH1-]= 1 x 10-14M Si despejamos: [OH1-] = [1 x 10 -14] / [1 x 10 -1] [OH1-] = 1 x 10-13M

1.2.3 Concentración de iones H1+ y pH Dado que en el contenido anterior observamos que las concentraciones de iones hidrógeno e hidróxido son muy pequeñas, se utilizan por conveniencia las expresiones de pH y pOH que representan valores logarítmicos: 1+

pH= -log [H ] donde: [H1+] = Concentración de iones hidrógeno expresada en molaridad y: pOH= -log [OH1-] donde: [OH1-] = Concentración de iones hidróxido expresada en molaridad La escala de pH presenta valores que van desde 0 hasta 14, los valores menores de 7 corresponden a sustancias ácidas, mayores de 7 a sustancias básicas y de 7 a sustancias neutras como el agua. Es importante mencionar que si se aplica el principio de Le Chatelier a una disolución, al aumentar el pH el pOH disminuirá y viceversa; por lo que la suma del pH y el pOH será 14:

pH + pOH = 14

 

17

 

En el siguiente cuadro se muestra el pH de algunas disoluciones de uso común. [H +] (mol/L)

 pH

pOH

1 x 10 1 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 101 x 10-

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

                           

pH de algunas disoluciones comunes HC HCll 1 M Jugo gástrico Jugo de limón Manzanas agrias Jugo de tomate Café negro Orina Agua pura Líquidos biliares Detergentes Leche de magnesia Limpiador para baños Amoniaco uso doméstico Destapa caños NaOH 1 M

↑  MAYOR ACIDEZ NEUTRALIDAD MAYOR ALCALINIDAD

↓ 

Ejercicios 28. La suma del pH y el pOH en una disolución es igual a: A) 1 x 10  –14  B) 7 C) 1 x 10  –7 D) 14 29. ¿Qué ocurre con la concentración de iones del agua cuando le adicionas un ácido? A) aumenta H1+ y aumenta (OH)1B) aumenta H1+  y disminuye (OH)1-  C) disminuye H1+ y disminuye (OH)1D) disminuye H1+ y aumenta (OH)130. Si el pOH de una disolución disminuye, el pH: A) disminuye B) aumenta C) vale 14 D) vale 0 31. El pH de una disolución acuosa de HCN disminuirá cuando se agregue: A) HCl concentrado B) NaOH concentrado C) cristales de NaCl D) KOH acuoso 32. ¿Cuál es el pH de una disolución 0.01M de NaOH? (NaOH se ioniza completamente) A) 2 B) 12 C) 14 D) 10 33. Se tienen 50 mL de una disolución que tiene 2.0 g de NaOH, ¿Cuál es el pH de tal disolución? A) 13

18

B) 1

C) 14

D) 2

 

34. Al adicionar NaOH 1.0M a una disolución cuya concentración de iones (OH) 1-  es de 1 x 10-6 M cambia a 1 x 10-3 M. Calcula el pOH inicial y final de dicha disolución. A) 8 y 11 B) 6 y 3 C) 6 y 11 D) 8 y 3 35. La concentración de iones H+1 de una disolución con pH=2 con respecto a una de  pH=4 es: A) 2 veces mayor B) 2 veces menor C) 100 veces mayor D) 100 veces menor 36. Identifica la disolución que tiene la mayor concentración de iones H 1+: A) pH=0 B) pH=14 C) pH=7 D) pH=10 37. ¿Cuál es la disolución que tiene la mayor concentración de iones (OH) 1-? A) pH=0 B) pH=14 C) pH=7 D) pH=10

1.2.4 Acidez estomacal La acidez estomacal es un malestar que consiste en un exceso de ácido clorhídrico (HCl) en el estómago. En nuestro organismo el pH del estómago al ingerir alimentos es de 1.5 a 2.2 y en estas condiciones es donde funcionan de manera satisfactoria las enzimas que se encargan de la digestión gástrica. Generalmente, los antiácidos contienen alguna(s) de las siguientes sustancias: carbonato de calcio (CaCO 3), hidróxido de magnesio (Mg(OH)2), hidróxido de aluminio (Al(OH)3), o bicarbonato de sodio (NaHCO3); todos los antiácidos son bases débiles que no afectan el tracto digestivo. Los principios activos como el hidróxido de magnesio y el hidróxido de aluminio, son  bases débiles que sirven para neutralizar el exceso de ácido clorhídrico estomacal cuyas reacciones son las siguientes: AlCl3 

Al(OH)3  + 3  HCl Mg(OH)2 

+ 2

HCl

 

MgCl2

  Ejercicios 38. Un antiácido es un(a): A) base fuerte B) ácido débil C) base débil

D) sal

39. Los antiácidos sirven para neutralizar un(a): A) base B) sal C) óxido

D) ácido

+ 3 H2O +  2

  H2O

 

40. Es un ejemplo de un antiácido: A) Mg (NO3)2  B) Mg(OH)2 

C) Mg(IO3)2 

D) Mg3(PO4)2 

41. El pH del jugo gástrico es: A) 3.9 – 4.5 B) 1.5 –2.2

C) 2.9 – 3.5

D) 4.9 – 5.5

42. jugo  gástrico contiene: A) HEl2SO B) HNO3  4

C) HCl

D) H2SO3 

 

19

 

1.3 La sangre, un tesoro vital La sangre es un tejido complejo que circula dentro de un sistema cerrado que son los vasos sanguíneos. Fundamentalmente, esta constituida por: eritrocitos, leucocitos, plaquetas y el  plasma sanguíneo, que es un líquido que mantiene a las células en suspensión. La importancia de la sangre en el metabolismo de los seres vivos se debe a que partici participa pa en el transporte de oxígeno, nutrientes y hormonas, así como, en la regulación de la temperatura corporal y en el balance del equilibrio ácido - base del organismo.

1.3.1 Neutralizaciones y titulaciones Una reacción de neutralización se realiza entre un ácido y una base para formar una sal y agua, cuya reacción general es la siguiente: ácido +  base sal + agua   Un ejemplo de esta esta reacción es cuando se combina una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) y ácido clorhídrico (HCl); la ecuación química la podemos representar de la siguiente manera: +  NaOH    NaCl   + H2O HCl   (ac) (ac)   (ac) 1+ 1La ecuación nos muestra que los iones Na  y Cl  están presentes en reactivos   y productos y se les llama iones espectadores. De esta manera, la ecuación de la neutralización se representa como una ecuación iónica neta: 1-    H2  O H1+   +  O H      ácido base agua Por lo tanto, la esencia de una reacción de neutralización es la capacidad que tienen los iones H1+ y el OH1–   de reaccionar y formar moléculas no ionizadas de agua.

Ejercicios 43. La reacción de neutralización se realiza entre un ácido y un(a): A) óxido B) anhídrido C) hidruro D) base 44. La reacción de neutralización se debe a la capacidad de reaccionar los iones: A) H1+ y OH1– B) OH1–   y Cl1C) H1+  y Na1+ D) OH1 –   y Na1+  45. ¿Cuáles son los iones espectadores en la reacción entre el hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico? A) Na+ y Cl-  B) OH –   y Na+  C) OH –   y Cl-  D) H+  y Na+  46. Los productos en una reacción de neutralización son: A) sal y agua B) ácido y agua C) base y agua

D) agua y óxido

La titulación ácido – base es un procedimiento volumétrico que se lleva a cabo para determinar la concentración de disoluciones de concentración desconocida de ácidos o

20

 

 bases, mediante la adición de una bbase ase o un ácido de concentración con centración conocida a un ácido o una base de concentración desconocida y hallar el punto de equivalencia. Este último se alcanza cuando el número de moles del ácido es igual al número de moles de la base. El  punto de equivalencia es detectado por el cambio de color de un indicador indicad or ácido- base. Para realizar los cálculos en las titulaciones ácido base, sin considerar cuál es el ácido o la  base utilizados, se requiere conocer el número de moles de iones H1+  que han reaccionado, cuando se llega al al punto de eq equivalencia, uivalencia, que debe ser exactamente igual al número de moles de iones OH1- que han reaccionado. El número de moles de una base y de un ácido en cierto volumen se calcula de la siguiente manera: moles de base = molaridad (mol/L) X volumen (L) = M1 V1  Donde M1 es la molaridad de la base y V 1 es el volumen de la base moles del ácido = molaridad (mol/L) X volumen (L) = M2 V2  Donde M2 es la molaridad del ácido y V2 es el volumen del ácido En el punto de equivalencia se establece la igualdad M1V1 = M2V2  Cuando hay una relación 1:1 en la ecuación química balanceada Por otra parte, si en toda reacción química el:  Número de equivalentes del ácido = Número de equivalentes equi valentes de la base Se cumple la expresión: NácidoVácido = N baseV base 

Ejemplo En un experimento se necesitaron 40 mL de una disolución de NaOH 0.15 M para titular 48 mL de una disolución de HCl. ¿Cuál es la concentración del HCl? La ecuación de la reacción es: Datos: V NaOH = 40 mL M NaOH = 0.15 M

 NaOH(ac)  + HCl(ac)  → NaCl(ac)  + H2O(l)  VHCl = 48 mL MHCl = ?

Al aplicar aplicar la fórmula M1V1= M2V2  Al despejar y sustituir: M2 = M1V1  / V2  = (0.15 M) (40 mL) / 48 mL = 0.125 Por lo tanto, tenemos que la MHCl = 0.125 M

Ejemplo Para una muestra de 25 mL de una disolución de H2SO4  se necesitaron 14 mL de una disolución 0.22 N de NaOH para su completa neutralización. ¿Cuál es la concentración del H2SO4?

 

21

 

La ecuación de la reacción es: 2 NaOH (ac) + H2SO4 (ac) → Na2 SO4 (ac) + 2 H2O (l)

Datos: V NaOH = 14 mL VH2SO4 = 25 mL  N NaOH = 0.22 N N H2SO4 = ? Para despejar y sustituir: N2 = N1V1  / V2  = (0.22 N) (14 mL) / 25 mL = 0.123 N Por lo tanto, tenemos que la N H2SO4 = 0.123 N

Indicadores Los indicadores son compuestos orgánicos que pueden ser ácidos o bases débiles que cambian de color en un intervalo de pH definido. Hay una gran variedad de indicadores entre los que destacan los siguientes: Cuadro. Indicadores ácido-base Indicador Azul de bromofenol

Coloración del vire según la escala de pH medio ácido medio alcalino amarillo azul

3.0 - 4.6

Anaranjado de metilo Verde bromocresol Rojo de metilo Tornasol Azul de bromotimol Fenolftaleína

rojo amarillo rojo rojo amarillo incoloro

3.1 3.8 4.2 5.0 6.0 8.3

amarillo azul amarillo azul azul bugambilia

Intervalo de pH

--

4.4 5-4 6.2 8.0 7.6 10.0

Ejercicios 47. En una titulación se necesitaron 80 mL de una disolución de NaOH 0.20 M para neutralizar 90 mL de una disolución ácida de HCl. ¿Cuál es la molaridad del HCl? A) 0.144 B) 0.155 C) 0.166 D) 0.177 48. En una titulación se adicionaron 15 mL de una disolución de KOH 0.08 M para neutralizar 20 mL de una disolución de HCl. ¿Cuál es la molaridad del HCl? A) 0.070 B) 0.060 C) 0.050 D) 0.040 49. Completa la siguiente reacción de neutralización: HNO3  + KOH A) KNO3  B) KNO C) KNO4  D) KNO2 

+ H2O

50.¿Cuántos mL H2SO4  0.325 N se necesitan para neutralizar 32.8 mL de NaOH 0.225 N? A) 22.70 B) 32.70 C) 47.40 D) 52.70 51. ¿Cuántos mL de NaOH 0.10 M se necesitan para neutralizar 60 mL de H2SO4  0.20 M? A) 40 B) 60 C) 80 D) 240

22

 

1.3.2 Sistemas amortiguadores. Sangre El control de pH en los límites muy específicos es crítico para muchas aplicaciones en química y además vitales en los sistemas biológicos. Por ejemplo, el pH de la sangre humana se debe mantener entre 7.35 y 7.45 para transportar el oxígeno con eficiencia de los  pulmones a las células. Este corto intervalo de pH se mantiene mediante sistemas amortiguadores en la sangre. Por lo tanto, la función de una disolución amortiguadora es aminorar los cambios bruscos de pH debido a la adición de ácidos o bases por efecto de diluciones. Las disoluciones amortiguadoras se clasifican en: disoluciones amortiguadoras ácidas que están formadas  por un ácido débil y su base conjugada y las disoluciones amortiguador amortiguadores es básicos que están formados por una base débil y su ácido conjugado. Pero el funcionamiento de un sistema amortiguador se puede comprender si se considera una disolución de ácido acético (CH 3COOH) y acetato de sodio (CH 3COONa). El ácido débil CH3COOH está en su mayor porcentaje sin ionizar y está en equilibrio con sus iones en disolución. Por su parte, el acetato de sodio esta completamente ionizado: CH3COOH (ac)

H1+ (ac) + CH3COO 1–   (ac)

CH3COONa (ac)

Na 1+ (ac) + CH3COO1– (ac)

Una disolución amortiguadora ha construido un mecanismo que contrarresta los efectos de agregar un ácido o una base. Si consideramos el efecto de agregar HCl o NaOH a una disolución de ácido acético – acetato de sodio. Cuando se aañade ñade una cantidad pequeña de HCl, los iones acetato del amortiguador se combinan con los iones H 1+  que provienen del HCl para formar ácido acético no ionizado. Cuando se añade NaOH, los iones OH 1–   reaccionan con el ácido acético para contrarrestar la base añadida y mantener el pH aproximado, las reacciones que se efectúan son las siguientes: H1+ (ac)

+ CH3COO 1–  (ac)

OH 1–  (ac) + CH3COOH (ac)

CH3COOH (ac) CH3COO 1–   (ac) + H2O (liq)

El organismo humano tiene varios sistemas amortiguadores; por ejemplo el amortiguador 3  1-  / H2CO3 que mantiene al plasma sanguíneo a carbonato ácido – ácido carbónico, HCO 2un pH de 7.4. El sistema fosfato, HPO4   / H2PO41-, es un amortiguador importante en los glóbulos rojos de la sangre así como en otros sitios del organismo.

Ejercicios 52. Un sistema amortiguador ayuda a mantener y regular el: A) pKa B) pKb C) pH D) pOH 53. Es un ejemplo de un sistema amortiguador: A) HCl / NaCl B) HNO3 / KNO3 C) NaCl / Cl- 

D) H2CO3 / HCO3- 

54. De los siguientes sistemas, ¿cuál contiene D) un sistema A) agua dulce B) amoniaco C) sangre agua de amortiguador? mar

 

23

 

55. Generalmente, una disolución amortiguadora contiene: B) ácido fuerte y una base fuerte B) ácido débil y una base débil C) un pH alto D) una base fuerte y una sal 56. El control de pH en la sangre se realiza de manera conjunta por los sistemas: A) digestivo y urinario B) digestivo y respiratorio C) urinario y muscular D) respiratorio y urinario

Disoluciones 1. 2. 3. 4. 5. 6.

D C B C D D

7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21.

A C C A C D B D B A D C B C D

RESPUESTAS Equilibrio La sangre, un ácido y base tesoro vital para la vida 22. B 43. D 23. C 44. A 24. C 45. A 25. B 46. A 26. A 47. D 27. C 48. B 28. 29. 30. 31. 32. 33. 34. 35. 36. 37. 38. 39. 40. 41. 42.

D B B A B C B C A B C D B B C

49. 50. 51. 52. 53. 54. 55. 56.

A A D C D C B D

Bibliografía 1.  Flores, T. et al . (1995). Química.. Publicaciones Cultural. México. 2.  Hernández, G. et al.  (1992). Química en el mundo real . Facultad de Química. UNAM. México. 3.  Hein-Arena. (2001). Fundamentos de Química. Thomson-Learning, México. 4.  Malone, L.(1988). Introducción a la química. Limusa. México. 5.  Flores, T. García, C. García, M. Ramírez, A. (1999). Química .  Publicaciones Cultural. México. 6.  Horton, R. Moran, L. Ochs, R. Rawn, D. Scrimgeour, G. (2002).  Principles of  Biochesmistr. .  . Prentice Hall. U.S.A.  7.   yTimberlake, K. (1992). Química. Introducción a la Química General a la Orgánica a la Bioquímica. Harla. México.

24

 

UNIDAD II QUÍMICA PARA ENTENDER LOS PROCESOS DE LA VIDA Propósitos: Que el alumno: Comprenda la estructura del átomo de carbono en compuestos orgánicos. Conozca las principales familias de hidrocarburos (alcanos, alquenos, alquinos y aromáticos) con base en su estructura y propiedades. Identifique los grupos funcionales. Exprese la relación de estos grupos con las propiedades que les confieren a los compuestos que los contienen. Identifique las principales reacciones orgánicas y las exprese en forma escrita. ESTRUCTURA ATÓMICA

BOHR

HEISENBERG

SCHROE DI NGER

 

MECÁNICA CUÁNTICA

 NÚMEROS CUÁNTICOS

 NI VELES DE ENERGÍA

ORBITALES ATÓMICOS

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

ÁTOMO DE CARBONO

ENLACES

IÓNICO

COVALENTE SIMPLE

COVALENTE COORDINADO

H IBR IBR IID DA AC CIÓ N

sp 3, sp 2, sp

H I DR DRO C CA AR RB BU R RO OS

GRUPOS FUNCIONALES

 NOMENCL ATURA

ISOMERÍA

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS

IMPORTANCIA Y USOS

 

 

25

 

Introducción Para entender los procesos que se llevan a cabo en los organismos vivos, es necesario conocer algunos aspectos fundamentales de los compuestos que intervienen en estos  procesos. Es indispensable indispens able introducirse en el mundo de la química del d el carbono, conocer sus  principales características las cuales definen su capacidad ca pacidad de combinación con otros átomos y consigo mismo; por otro lado, estudiar las principales familias de hidrocarburos con base en su estructura y propiedades, y aplicar las principales reglas de nomenclatura para nombrar a los diferentes compuestos. Finalmente, revisar los grupos funcionales, los cuales definen el comportamiento químico y físico de una molécula y estudiar las reacciones más representativas de cada uno de ellos.

2.1. Conceptos Fundamentales 2.1.1. Niveles de energía electrónica A lo largo de la historia, los científicos han elaborado muchos modelos del átomo intentando representar detalles estructuraalatómica. Unoundenúcleo los modelos átomo fue propuesto por Nielslos Bohr. En éldeselarepresenta átomo con pequeñodel y denso, rodeado de electrones que se movían en órbitas (círculos concéntricos o niveles de energía) al igual que los planetas alrededor del sol. Los electrones en su modelo sólo podían ocupar ciertas posiciones alrededor del núcleo. Cada una de estas posiciones corresponde a un cierto valor de energía, por lo cual fueron llamadas niveles de energía. Los niveles de energía en el átomo son identificados con números enteros, correspondiendo el primer nivel de energía al más cercano al núcleo y conforme los electrones de los niveles estén más alejados tendrán mayor energía. n=7 n=6 n=5 n=4 n=3 n=2 n=1

En un átomo, los electrones no pueden permanecer entre dos niveles de energía. Deben ganar o perder la cantidad justa de energía para pasar de un nivel a otro. Esa cantidad de energía se denomina cuanto (Planck).

26

 

La teoría atómica moderna, desarrollada por Schrödinger, Heisenberg y otros científicos, supone que el núcleo del átomo está rodeado por una nube tenue de electrones y al igual que el modelo de Bohr lleva a cuantizar los niveles de energía de un electrón. Sin embargo, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad. En 1926, Schrödinger propuso la ecuación que incorpora los comportamientos ondulatorio y de partícula del electrón (Mecánica cuántica o Mecánica ondulatoria). La solución de la ecuación de Schrödinger proporciona información acerca de la probabilidad de que el electrón esté en cierta región del espacio atómico en un momento dado. Esas regiones se conocen como orbitales atómicos. Cada orbital tiene una energía y una forma característica.

Números cuánticos Los números cuánticos surgen de resolver la ecuación de Schrödinger y se utilizan para describir la energía y la ubicación de los electrones en los orbitales posibles dentro de un átomo. El modelo de la mecánica cuántica emplea tres números cuánticos , n,  , y m, para describir un orbital. Un cuarto número cuántico “s” surge debido a que el electrón se comporta como una  partícula cargada que gira sobre su propio eje produciendo un campo magnético a su alrededor.  Número cuántico principal prin cipal (n). Indica el nivel energético en el cual se localiza el electrón y determina el tamaño del orbital en el átomo. Puede asumir cualquier valor entero positivo 1,2,3,..., ∝; al aumentar n, el nivel energético se hace más grande y el electrón se encuentra más distante del núcleo. De acuerdo al modelo de Bohr, el valor de este número cuántico va a definir el número máximo de electrones que pueden estar en un nivel, el cual se determina con la fórmula: 2

2n . Para el nivel 1, el número máximo de electrones es: 2 (1) 2 = 2 Para el nivel 2, el número máximo de electrones es: 2 (2) 2 = 8, y así sucesivamente.  Número del nivel de energía  Número máximo de electrones  permitidos (2n2)

1

2

3

4

5

6

7

2

8 18 32 50 72 98

 Número cuántico secundario o azimutal (  ). Define la forma del orbital. Puede tener valores enteros desde 0 hasta n-1. Los valores de   se han reemplazado por letras, como sigue:

 

27

 

Así,

cuando n=1 n=2

Valor de    Letra empleada

0 s

 = 0  = 0 y    = 1 

(un subnivel: s) (dos subniveles: s y p), etc.



1 p

2 d

3 f

 Número cuántico magnético (m). Describe la orientación del orbital en el espacio. Puede tener valores enteros que van desde –     (menos ele) hasta +   (mas ele)  pasando  pasando por cero. Estos valores son dependientes del número cuántico secundario e indican las orientaciones que tiene cada subnivel. Por ejemplo   =

0   = 1

m vale 0 m vale -1, 0, +1

 Número cuántico espín (s). Define el giro del electrón, el cual puede ser positivo () o negativo (). Sus posibles valores son: +1/2 y –1/2.

2.1.2. Orbitales Atómicos Orbital es una región alrededor del núcleo, donde se tiene la mayor probabilidad de encontrar al electrón. Cada orbital tiene una energía y forma específica. Los diferentes orbitales se indican con las letras s, p, d, f y tienen las siguientes formas: Orbital s: esférica Orbital p: biovoidal Orbital d: roseta Orbital f: combinación de rosetas Cada conjunto de tres números cuánticos ( n,  , m) determina un orbital. n  el nivel y por lo tanto el tamaño del orbital    la forma del orbital m  la orientación en el espacio El nivel más bajo de energía sólo tiene tiene un subnivel llamado 1s. El segundo nivel tiene dos subniveles denominados 2s y 2p. El subnivel 2p es de mayor energía que el 2s y está formado por tres orbitales p de igual energía, pero con diferente orientación en el espacio (2px, 2py, 2pz). El tercer nivel de energía tiene tres subniveles denominados 3s, 3p (formado  por tres orbitales 3p x, 3p y, 3p z) y 3d (formado por 5 orbitales 3dxy, 3dxz, 3d yz, 3d x2-y2, 3d z2. El cuarto nivel de energía tiene cuatro subniveles denominados 4s, 4p (formado por tres orbitales 4px, 4py, 4p z) ,4d (formado por 5 orbitales 4dxy, 4dxz, 4dyz, 4dx2-y2, 4d z2 y 4f (f 1, f 2, f 3, f 4, f 5, f 6, f 7).

28

 

Ejercicios 1.  De los siguientes niveles de energía, el que se encuentra más alejado del núcleo del átomo es: A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 2.  El número cuántico magnético indica: A) la forma del orbital C) el tamaño del orbital

B) la orientación del orbital D) el giro del electrón

3.  ¿Cuántos subniveles existen en el tercer nivel energético? A) 1 B) 3 C) 5

D) 7

4.  El número máximo de electrones para el cuarto nivel energético es: A) 2 B) 8 C) 18 D) 32 5.  A la región más probable de encontrar al electrón en un átomo se le llama: A) subnivel de energía B) orbital atómico C) nivel de energía D) órbita molecular 6.  La forma de un orbital tipo “p” es: A) biovoidal C) ovoide

B) esférica D) roseta

7.  Los números cuánticos n,   y m de un electrón sirven para caracterizar: A) los orbitales moleculares B) los orbitales atómicos C) los orbitales híbridos D) las órbitas moleculares 8.  Cuántas orientaciones en el espacio pueden tener los orbitales “p” A) 1  B) 3  C) 5

D) 7 

2.1.3. Configuraciones electrónicas La configuración electrónica  es la forma de representar cómo se distribuyen los electrones en los orbitales, ésta se determina aplicando el principio de aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.

Principio de incertidumbre de Heisenberg  No es posible determinar al mismo tiempo la posición y la velocidad del electrón en un nivel energético. Principio de exclusión de Pauli En un átomo no puede haber dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales, de ahí surge que el número máximo de electrones por orbital es de dos.

 

29

 

Regla de Hund Los electrones se van distribuyendo de uno en uno en los orbítales del mismo contenido energético hasta que todos tengan un electrón con el mismo espín y posteriormente se aparean. Principio de edificación progresiva o de aufbau  Este principio sirve para regir la entrada de los electrones en los átomos. Los electrones deben acomodarse primero en los orbitales de menor energía, es decir aquellos donde la suma de n +   sea menor. Para iguales valores de la suma n +    primero primero se acomodan en el orbital donde n sea menor. Ejemplo Cuando los orbitales 3s y 2p van a ser ocupados, dado que su contenido energético es igual: 3+0=3, 2+1=3, el electrón entrará primero en el orbital cuyo valor de n sea menor, es decir, 2p y después en el 3s. Considerando las energías relativas de los orbitales de un átomo polielectrónico, el orden de ocupación de los orbitales será el siguiente: 2s, 2p,esta 3s,secuencia 3p, 4s, 3d,se4p, 5s, 4d, 5p,uso 6s, 4f, 6p, 7s,diagrama 5f, 6d, 7pde las diagonales: Para1s, deducir puede hacer del 5d, siguiente 1s 2s 2p 3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

6f

7s

7p

7d

7f

Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo se anota el nivel (1, 2, 3, 4, 5, 6 o 7), el tipo de subnivel (s, p, d o f) y como superíndice el número de electrones que cada subnivel contenga.

Ejemplo Símbolo del elemento 1H

=1s

1

Número de electrones

 Número atómico  Nivel Subnivel

30

 

Siguiendo la misma metodología, la configuración para los siguientes átomos sería: 6C 16S

= 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py1 3pz1

18Ar

= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 

20Ca

= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 

Electrón diferencial. Es el último electrón que entra a un átomo de acuerdo con las reglas de ocupación de orbitales, es decir, lo que distingue a un átomo de un elemento del que lo  precede en la clasificación periódica. Con ayuda de la configuración electrónica es posible determinar los cuatro números cuánticos para el electrón diferencial de un átomo, ejemplo: 15P

= 1s2 2s2 2p6 3s2 3px1 3py1 3pz1

electrón diferencial

Dado que el último electrón se encuentra en un orbital 3p z, entonces n = 3; Para el subnivel p, el valor de  = 1 Por tratarse del orbital pz, el valor de m = +1 Como el electrón diferencial es el primero que entra en el orbital p z, el valor de s = +1/2 Por lo tanto: n = 3;   = 1, m = +1, s = +1/2

Ejercicios 9.  El principio de Incertidumbre de Heisenberg establece que: A)  No es posible determinar al mismo tiempo la velocidad y la posición del electrón. B)  En un átomo no puede haber dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales. C)  Cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de mínima  energía. D)  Los electrones no pueden ocupar posiciones intermedias entre dos niveles de energía. 10. El número máximo de electrones que puede estar presente en un orbital es de: A) 2 B) 6 C) 8 D) 10 11. El número máximo de electrones que puede haber en los cinco orbitales tipo “d” es: A) 2 B) 6 C) 8 D) 10

 

31

 

La configuración electrónica del 7 N es: A) 1s2 2s2 2px2 2py1  C) 1s2 2s1 2px2 2py1 2pz1 

B) 1s2 2s2 3s2 3px1  D) 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1 

12. Los cuatro números cuánticos que describen el electrón diferencial del calcio son: 2 2 6 2 6 2 20Ca = 1s  2s  2p  3s  3p  4s   A.  n = 4 B.  n = 4 C.  n = 4 D.  n = 4

  =

0   = 1   = 0   = 1

m = 0 m = +1 m = +1 m = 0

s = -1/2 s = +1/2 s = +1/2 s = -1/2

2.1.4. Símbolos de Lewis Los electrones de valencia que participan en los enlaces químicos son aquellos electrones que ocupan el nivel de energía más alto de los átomos de un elemento. Los símbolos de electrón-punto, también conocidos como símbolos de Lewis, son una forma sencilla de mostrar los electrones de valencia de un átomo. En los símbolos de Lewis los electrones de valencia se representan con puntos y los electrones interiores y el núcleo atómico se representan por el símbolo del elemento correspondiente. Los puntos se colocan alrededor del símbolo atómico. El número de electrones de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el número de grupo en el que está el elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, el litio  pertenece al grupo 1A, tiene un electrón de valencia. El carbono pertenece al grupo 4A, tiene cuatro electrones de valencia.

Ejemplos Li . 

Li

grupo 1A

Be

grupo 2A

.

grupo 4A

.

C

 Be .  .

 C .  .

2.1.5. Relación entre electronegatividad y tipos de enlace Las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos se llaman enlaces químicos.   Estos enlaces se forman mediante las interacciones entre los electrones de valencia de los átomos en el compuesto.

32

 

Regla del octeto Los átomos al combinarse ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica (átomos estables), es decir, debido a que todos los gases nobles tienen ocho electrones de valencia (con excepción del helio), muchos átomos al combinarse tienden a estar rodeados  por ocho electrones de valencia para par a ser más estables. En general, los átomos que tienen 1, 2 ó 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones con carga positiva (cationes), como es el caso de los metales. Los átomos con 5, 6 ó 7 electrones de valencia tienden a ganar electrones y se convierten en iones con carga negativa (aniones). Muchos de los no metales pertenecen a esta categoría. Cuando estos no metales se combinan entre sí, pueden compartir sus electrones para tener ocho en su último nivel de energía.

Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones de un enlace químico. La escala de electronegatividad de Pauling establece 4 como valor máximo, el cual corresponde al átomo de flúor, que es el más afín por los electrones. Por otra parte la electronegatividad mínima es de 0.7, y corresponde al cesio que es el menos afín por los electrones de un enlace. Los cuatro elementos más el electronegativos ectronegativos son: F (4), O (3.5), Cl (3.0), N (3.0) Los valores de electronegatividad en la tabla periódica se incrementan de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo. De acuerdo con esto, los no metales tienen valores de electronegatividad mayores que los metales. La diferencia de electronegatividad entre dos átomos unidos permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos.

Enlace iónico.  Se da por transferencia de electrones entre un metal (baja electronegatividad) y un (alta Los de átomos los metales se convierten en cationes porno-metal la pérdida de electronegatividad). electrones y los átomos los nodemetales, forman aniones al ganar electrones. Los iones formados se atraen entre sí y forman una red cristalina en donde los cationes y aniones ocupan posiciones específicas de acuerdo a su tamaño y carga. La diferencia de electronegatividad entre los átomos en promedio es mayor a 1.7.

Ejemplo  NaCl

.

..

 Na   + . Cl : 

..

Na+ 

-

+ Cl  

Diferencia = 3.0 (Cl) – 0.92.1 (Na) = 2.1 Por lo tantodeseelectronegatividad trata de un enlace iónico porque > 1.7

 

33

 

Los compuestos con enlaces iónicos muestran puntos de fusión y ebullición elevados, son duros y quebradizos, su estado físico es sólido, sus átomos se encuentran ordenados en una red cristalina, éstos no conducen la electricidad ni el calor en estado sólido. Cuando están fundidos o en disolución acuosa sus iones se vuelven móviles y pueden conducir la corriente; además, son solubles en disolventes polares. Ejemplos: CaF 2, MgCl2.

Enlace covalente. Se forma al compartir uno o más pares de electrones de valencia entre elementos no metálicos (alta electronegatividad). Existen tres tipos de enlace covalente:  polar, no polar y coordinado. Enlace covalente no polar. Se presenta cuando dos átomos de la misma electronegatividad se unen para formar una molécula. Cada átomo aporta un electrón al enlace. El par de electrones compartido estará en el centro de los dos átomos debido a que la diferencia de electronegatividad entre ellos es igual a cero. Ejemplos: H 2, O2, N2, PH3, CS2. Ejemplo  H2  .

.

H  +

 H

H : H

Diferencia de electronegatividad = 2.1 (H) – 2.1 (H) = 0 El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de hidrógeno dos electrones en su orbital de capa de valencia, de modo que adquiere la configuración electrónica del gas noble helio.

Ejemplo  PH3  x

3 H   +

.

..

.

 P.    

.. x

x

H . x P.  .  H H

Diferencia de electronegatividad = 2.1 (P) – 2.1 (H) = 0 Los pares de electrones compartidos proporcionan a cada átomo de hidrógeno dos electrones en su orbital de capa de valencia, de modo que adquieren la configuración electrónica del gas noble helio y a su vez el fósforo adquiere la del argón. Algunas propiedades que presentan las sustancias con este tipo de enlace son: estado de agregación sólido, líquido o gaseoso; no conducen la corriente eléctrica ni el calor y  presentan baja solubilidad en agua.

34  

Enlace covalente polar. Se presenta cuando comparten electrones dos átomos no metálicos de diferente electronegatividad. El par de electrones compartidos se desplaza hacia el átomo más electronegativo, originando polos en la molécula, uno con carga parcialmente  positiva (δ+) y el otro con carga parcialmente negativa (δ-). En general la diferencia de electronegatividad es menor a 1.7. Ejemplos: HCl, H 2O, NH3. Ejemplo HCl

. .  H   + . Cl : 

δ+

δ-

. .  H .  Cl :  .. ..     Diferencia de electronegatividad = 3.0 (Cl) – 2.1 (H) = 0.9 x

x

Algunas propiedades que presentan las sustancias con este tipo de enlace son: existen en los tres estados de agregación (sólido, líquido, gas), son solubles en disolventes polares, en disolución acuosa conducen débilmente la corriente eléctrica. Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de las sustancias no polares.

Enlace covalente coordinado. Es la unión de dos no metales por medio de la compartición de un par de electrones que aporta uno de ellos. Ambos átomos se coordinan para completar el octeto. Ejemplos: el ion amonio NH4+, H2SO4, H3PO4, HClO4. Ejemplo  NH4 + 

H . x  + H  + : N .x H . x   H

H . x  H : N .x H

+

. x 

H

Se acostumbra representar el enlace covalente coordinado mediante una flecha, la cual con su sentido indica el átomo que aporta el par de electrones compartido. H . x  + H  + : N .x H . .

 

H

H |  H ← N  H |  H

+

En el ejemplo se ve que el par de electrones los aporta el nitrógeno.

 

35

 

Enlaces covalentes sencillos y múltiples.  Si los átomos comparten sólo un par de electrones se tiene un enlace sencillo, pero al ser más de un par de electrones, se llama enlace covalente múltiple. Ejemplos enlace sencillo

H-H

enlace múltiple

O=O

N ≡ N 

O=C=O

H –  C  C ≡ N 

Ejercicios 13. A la tendencia de un átomo para atraer los electrones de enlace se le llama: A) valencia B) electronegatividad C) reducción D) oxidación 14. Enlace químico en donde la diferencia de electronegatividad entre sus átomos es igual a cero: A) iónico B) covalente polar C) covalente coordinado D) covalente no polar 15. Si la diferencia entre la electronegatividad de dos elementos es menor a 1.7, pero mayor a cero, se trata de un enlace: A) metálico B) covalente polar C) covalente no-polar D) iónico 16. Cuando la diferencia entre las electronegatividades de dos elementos es superior a 1.7 se trata de un enlace: A) iónico B) covalente no-polar C) metálico D) covalente coordinado 17. Cuando en un enlace químico, uno de los elementos es el que aporta el par de electrones compartido, trata de un enlace: A) covalentesesimple C) covalente no-polar

B) iónico D) covalente coordinado

36  

2.2. Hidrocarburos: Alcanos, Alquenos, Alquinos y Aromáticos. 2.2.1. Hibridación del átomo de carbono. Tipos de enlaces carbono-carbono. Estructura y modelos. La configuración basal del carbono 6C 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 no explica la tetravalencia del átomo de carbono en los millones de compuestos conocidos, pero la configuración en estado excitado 6C 1s2  2s1  2px1 2py1 2pz 1 si la explica, aunque no la equivalencia de los orbitales.

Hibridación sp3 Hibridación: Combinación de orbitales atómicos para formar nuevos orbitales, equivalentes en forma y energía. Cuando se combinan un orbital s y tres orbitales p resultan 4 orbitales híbridos sp3. Esto da lugar a una geometría tetraédrica por estar los 4 orbitales dirigidos a los vértices de un tetraedro regular con ángulos de enlace de 109.5º. 3   (fig. A), Este tipocombinarse de hibridación explicar equivalencia de los(por cuatro orbitales que al con permite los orbitales de la otros cuatro átomos ejemplo desphidrógeno) forma los 4 enlaces tipo sigma ( σ) por el traslape de los orbitales a lo largo de la recta imaginaria que une a los centros de los 2 átomos (fig. B).

sp sp3

C sp3

Figura A

 Metano

3

H

C

sp3

H

H H Figura B

 

37

 

También se pueden formar enlaces σ como se representa en el siguiente cuadro: s

s

 p

s

enlace σ s-s

σ

enlace  p-s  p

 p

enlace σ p-p

Ejercicios 18.  Para que se forme un enlace sigma el orbital atómico debe tener: A) un par de electrones B) un solo electrón C) un electrón en cada nivel D) dos electrones en cada subnivel 19. La hibridación de los orbitales sp3 del carbono explica la: A) diferencia de los enlaces C) equivalencia de sus 4 enlaces

B) reactividad del elemento D) valencia del elemento

20. El número de átomos a que se une un carbono con hibridación sp 3 , es: A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 21. Los orbitales que se combinan en la hibridación tetraédrica son: A) un s y dos p B) un s y tres p C) dos s y un p D) dos s y dos p

Hibridación sp2  Se presenta al combinar un orbital s y dos orbitales p, quedando intacto un orbital p (puro). La geometría de estos tres orbitales híbridos sp2 es plana y se dirigen hacia los vértices de un triángulo equilátero con ángulos de 120º, por lo que a este arreglo se le conoce como trigonal planar.  Hibridación sp2 del carbono

38  

Si se enlazan dos carbonos con hibridación sp2 se forma un enlace sigma (σ) y después un enlace pi (π) por el traslape lateral (paralelo) de los orbitales p puros quedando dos enlaces entre carbono y carbono C=C, como se presenta en los alquenos.

Ejercicios 22. En la hibridación sp2 el número y tipo de orbitales que se combinan son: A) un s y un p B) un s y dos p C) dos s y un p D) dos s y dos p 23. El número de átomos que se unen a un carbono con hibridación sp 2  es: A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 24. Un enlace π se forma por el traslape:  A) lateral de orbitales p C) lateral de orbitales s

B) axial de orbitales p

D) axial de orbitales s 

25. En el compuesto CH3 –CH 2-CH=CH-CH2-CH3  los carbonos que presentan hibridación sp2 son : A) 1 y 2 B) 2 y 3 C) 3 y 4 D) 4 y 5

Hibridación sp Se presenta al combinar un orbital s y un orbital p con lo que resultan 2 orbitales híbridos   sp con geometría lineal y ángulo de 180 0, por lo que también se le conoce como hibridación lineal quedando 2 orbitales p puros perpendiculares a los orbitales sp, de ese modo entre C y C se forma un enlace σ, rodeado por 2 enlaces π.  Hibridación sp H C C H

 

39

 

Cuadro de resumen Carbono unido a

Hibridación

Geometría espacial

Ángulos de enlace

Tipo de enlace

4 grupos

sp3 

Tetraédrica

109.5º

4 σ 

3 grupos

sp2 

Trigonal plana

120º

Un σ y un π entre C = C

2 grupos

sp

Lineal

180º

Un σ y dos π  entre C ≡ C 

Longitud de enlace:

C-C >

C=C >

C ≡ C 

Energía de enlace:

C ≡ C > 

C=C >

C-C

Ejemplo 

CH3 – CH3 

CH2 = CH2 

CH ≡ CH 

Hibridación

sp3 

sp2 

sp

Geometría Espacial

Tetraédrica

Trigonal plana

Lineal

Longitud de enlace 1.54 Ả 

1.34 Ả 

1.20 Ả 

entre C y C Energía de enlace

83 Kcal / mol 146 Kcal / mol 200 Kcal / mol 347/ KJ 611/ KJ 837/ KJ

26. Un carbono con hibridación sp se une a: A) 1 átomo B) 2 átomos C) 3 átomos

D) 4 átomos

27. En el compuesto CH ≡ C–CH2 –CH2 –CH2 –CH3 los carbonos con hibridación sp son: A) 1-2 B) 2-3 C) 3-4 D) 4-5 29. Todos están A) sp los enlaces sencillos B) sp2 (simples) C-CC) sp3 formados por orbitales: D) s2 p

40  

2.2.2. Nomenclatura. Isomería y propiedades físicas de alcanos, alquenos, alquinos y aromáticos Hidrocarburo: Compuesto formado exclusivamente de carbono e hidrógeno. Atendiendo al número de enlaces carbono-carbono, los hidrocarburos se clasifican en: a) Saturados: Alcanos y cicloalcanos. Todos los enlaces carbono-carbono son sencillos C - C  b) No saturados (insaturados): (insaturados) : Alquenos. Por lo menos tienen un doble enlace C = C Alquinos. Por lo menos tienen un triple enlace C ≡ C  Aromáticos. Ciclo con dobles enlaces alternados (conjugados) (No es un alqueno).

Nomenclatura: IUPAC (oficial o sistemática). International Union of Pure and Applied Chemistry  

PARA PROFUNDIZAR EN ESTE TEMA,

CONSULTA EL CD ADJUNTO A ESTA GUÍA

Alcanos no ramificados A los 4 primeros términos de los alcanos se les conoce por sus nombres triviales por lo que hay que memorizarlos, a partir del de 5 átomos de carbono, los nombres de los hidrocarburos normales (n = no ramificados) se forman con la raíz del numeral griego que nos indica el número de átomos de C que tiene llaa cadena principal y el sufijo “ano” que nos indica carbonos con cuatro enlaces sencillos. Ejemplos  CH4 metano C2H6 etano C3H8  propano C4H10  butano C5H12  pentano

C6H14  C7H16  C8H18  C9H20  C10H22

hexano heptano hexano nonano decano

C11H24  undecano C12H26 dodecano C13H28  tridecano C14H30 tetradecano C15H32  pentadecano

C20H42  eicosano C21H44 heneicosano C22H46 doeicosano C30H62 triacontano C40H82 tetracontano

Ejercicios 30. Los nombres de la IUPAC para los siguientes hidrocarburos CH 3-(CH2)15-CH3 y CH3-(CH2)17-CH3 son respectivamente: A) pentadecano y heptadecano B) heptadecano y nonadecano C) pentadecano y tricontano D) octadecano y pentadecano

 

41

 

31. Los nombres de la IUPAC para los siguientes hidrocarburos CH 3-(CH2)14-CH3 y CH3-(CH2)18-CH3 son respectivamente: A) dotriacontano y octaeicosano B) hexadecano y tetradecano C) triacontano y hexaeicosano D) hexadecano y eicosano 32. Los nombres de la IUPAC para los siguientes hidrocarburos CH 3-(CH2)10-CH3 y CH3-(CH2)12-CH3 son respectivamente: A) dodecano y tetradecano B) hexadecano y tetradecano C) hexadecano y octadecano D) doeicosano y tetraeicosano Los compuestos orgánicos presentan varios tipos de isomería, de cadena, de lugar, óptica, etc. Los isómeros son compuestos con la misma fórmula molecular (condensada) pero diferente fórmula estructural, los isómeros en general tienen propiedades diferentes. Los alcanos presentan la isomería llamada de cadena o estructural, el primero que presenta esta isomería es el butano. n-butano

CH3 - CH2 - CH2 - CH3

Isobutano

CH3 - CH - CH3 CH3

n-pentano

CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

isopentano

CH3 - CH - CH 2 - CH3 CH3

CH3  Neopentano

CH3 - C - CH3 CH3

Por lo que se hace necesario conocer qué es un grupo alquilo.

42  

Grupos Alquilo Un grupo alquilo deriva de un hidrocarburo al que se le quita un átomo de hidrógeno, con lo cual queda un grupo con un punto de unión (monovalente). Para nombrarlo se toma en cuenta el nombre del hidrocarburo que proviene cambiando la terminación ano por il(o).

Ejemplos Alcano  Nombre 

Grupo alquilo Fórmula  

Metano 

CH4

Etano

CH3-CH3

 propano

CH3-CH2-CH3

Fórmula 

 Nombre 

-CH3 

metil (o) 

-CH2-CH3 

etil (o) n-propil (o)

H2 C CH2 CH3   H3 C CH

CH3

isopropil (o)

   butano

CH3-(CH2)2-CH3

-CH2-(CH2)2-CH3 H3C

CH

n-butil (o)

CH2   CH3

sec-butil (o)  

isobutano

H3C

CH CH3

isobutil (o)

CH3

H2 C

CH

CH3

CH3

 

H3C

C

 

ter-butil (o)

CH3

CH3

 

Para entender de donde provienen los prefijos n, iso, sec y ter, es conveniente conocer la clasificación de los átomos de carbono en una cadena. H3C – CH3 H3C-CH2-CH3  H3C- CH-CH3 CH3

Carbono primario (1º) Carbono secundario (2º) Carbono terciario (3º)

es un carbono unido a un carbono es un carbono unido a dos carbonos es un carbono unido a tres carbonos

Carbono cuaternario (4º)

CH3  es un carbono unido a cuatro carbonos H3C- C-CH3 CH3 

 

43

 

Significados de la letra n y de los prefijos de los radicales alquilo: alquilo: n (normal) representa un hidrocarburo no ramificado sec (secundario) (s ecundario) resulta cuando sale un H de un carbono secundario ter (terciario) (terciario) resulta cuando sale un H de un carbono terciario iso representa un alcano con un radical metilo en el carbono 2 neo representa un alcano con dos radicales metilo en el carbono 2

Reglas de la IUPAC para nom nombrar brar a los alcanos ramificados: 1.- Seleccionar la cadena más larga de átomos de carbono que será la cadena principal. 2.- Numerar la cadena principal empezando por el extremo que tenga el grupo alquilo (ramificación) más próximo. En caso de existir dos cadenas continuas de la misma longitud, seleccionar aquella que  presente mayor número de ramificaciones. 3.- Ordenar alfabéticamente los grupos alquilo y los prefijos iso y neo, en tanto que ter-, sec-, di-, tri-, etc. no entran en el orden alfabético. 4.- Indicar el número del átomo de carbono donde se encuentra el grupo alquilo y con el  prefijo di, tri, etc. las veces que aparezca. 5.- Finalmente, mencionar el nombre que corresponda a la cadena principal.

Ejemplo H2C

CH3 H3C   C CH3

CH2   CH H3C

CH

CH3 CH2 CH3 

5-etil-2,2,4-trimetilheptano

Ejercicios  33. Escribe el nombre del siguiente alcano: CH3  CH3  CH3 – C – CH2 – CH – CH2 –CH- CH3 CH3 CH2 –CH3 

34. Escribe la fórmula desarrollada del siguiente alcano ramificado: 3,4,5-trimetiloctano

44  

Nomenclatura de cicloalcanos Los cicloalcanos son hidrocarburos de cadena cerrada. Su nomenclatura deriva de los alcanos, solo se les antepone el prefijo ciclo y se representan con figuras geométricas en las que cada vértice representa un átomo de carbono con sus correspondientes hidrógenos. Si son mas de un sustituyente sustituyente se nombran en orden alfabético y se menciona su posición por un número, procurando tener la combinación de números con valores bajos.

Ejemplos H2C

CH2  CH2 – CH2  ciclopropano CH3 

CH2

H2C   CH2

ciclobutano

metilciclopentano

CH2 – CH3  CH3 

1-etil-3-metilciclohexano (no 1 etil - 5 metil ciclo hexano.)

Ejercicios 35. Escribe el nombre correcto de los siguientes cicloalcanos A)

B)

36. Escribe el nombre de los siguientes cicloalcanos: A) B) H3C CH CH3

3

C)  H3C

CH2

CH3

 Nomenclatura de alquenos (IUPAC) Los alquenos son hidrocarburos que por lo menos, tienen un doble enlace entre carbono carbono. También se les conoce como olefinas. El nombre sistemático deriva de los alcanos. Se indica el átomo de carbono en que se encuentra el doble enlace y se empieza a numerar en el extremo más próximo al doble enlace.

 

45

 

Ejemplos  Fórmula CH2 = CH2  CH2 = CH – CH3  CH2 = CH – CH2 – CH3 

Nombre IUPAC eteno propeno 1-buteno

3   – CH==CH CH––CH CH2 – 2-buteno CH33 –CH CH3  2-penteno

Nombre Trivial etileno propileno 1-butileno 2-butileno 2-amileno

Reglas de la IUPAC para nombrar alquenos ramificados 1.- Seleccionar la cadena más larga de átomos de carbono que contenga él o los dobles enlaces. CH3 H3C CH2

C

CH2

CH CH3

CH2

 

2.- La cadena se enumera empezando por el extremo más próximo al doble enlace. Ejemplo:

H3C CH2

2 C

3

4

CH2

1 CH 2

5 CH3 CH CH3

 

3.- Mencionar los grupos alquilo en orden alfabético, señalando en que átomo de carbono se encuentran. 2 –etil - 4 –metil 4.- Al final escribir el nombre del hidrocarburo de la cadena principal, anteponiendo el número donde se encuentra el doble enlace.  Nombre del ejemplo anterior: Otros ejemplos: CH2 = CH – CH2 – CH3  CH3 – CH = CH – CH3

2 -etil - 4 -metil - 1 –penteno 1- Buteno 2-Buteno.

46  

Cuando hay dos o mas dobles enlaces la terminación será “ADIENO”, “ATRIENO”, etc., indicando las posiciones correspondientes de los dobles enlaces. Ejemplos: CH2 = CH – CH = CH2

1, 3- Butadieno.

CH2 = CH – CH2 – CH = CH2 1, 4 Pentadieno. 

Ejercicios 37. Dar el nombre de los siguientes compuestos: A) CH3 CH2 H2C   C

CH2   CH2   CH3 

B) CH3

C) H3C H2C

CH CH2

CH2 CH2

CH2 CH3

 

 Nomenclatura de Alquinos (UIPAC) La nomenclatura los alquinos es similar a la de los alquenos, sólo que la terminación ENO, se cambia ade INO.

Ejemplos  H ≡ CH 

etino

CH ≡ C – CH3

 propino

CH3 – CH2 – C ≡ C – CH3

2- pentino

H3C HC

C

CH2

CH CH CH3

4,5-dimetil-1-hexino CH3

 

47

 

Ejercicios  38. Escribir el nombre de los siguientes compuestos: A) HC

C   CH   CH3 CH3

 

B) H3C

C

C

CH2 CH

CH3

H3C

Isomería

 

Anteriormente en esta guía se menciona que los isómeros son compuestos con la misma fórmula condensada y diferente fórmula estructural. En los compuestos orgánicos se  presentan seis clases de isomerías.

Estructural

De cadena o esqueleto De posición o lugar Funcional

Isomería Geométrica Estereoisomería

(cis-trans)

De conformación Óptica

Isomería de cadena o esqueleto Se refiere al lugar de la cadena en donde se encuentran grupos alquilo. Ejemplo: CH3-CH2-CH2-CH3  H3 C

CH CH 3

n-butano

CH 3  

2 –metilpropano (isobutano)

48  

Ejercicios  39. Los hidrocarburos que presentan isomería de cadena son: 1) CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 

2) CH2=CH-CH2-CH2-CH3  4) H C

3) CH3

3

CH3 - C - CH 3

CH CH 3 CH3

CH

CH

2

3

CH3 A) 1 y 2

B)1 y 3

C) 2 y 3

D) 3 y 4

40.  Los hidrocarburos que presentan isomería de cadena son: 1)

CH3 - CH2 - CH - CH3

2)

CH3 3)

4)

CH3 CH3 - CH2 - C - CH 3 CH3

5)

CH3 - CH2 -CH2 - CH - CH3 CH3 CH2 = CH - CH2 - CH - CH3 CH3

CH3 - CH = CH - CH - CH 3 CH3 A) 1 y 2

B) 2 y 3

C) 3 y 4

D)3 y 5

Isomería de Posición (de lugar)   Se refiere al lugar de la cadena en que se encuentra un grupo funcional. Se consideran también en esta isomería el doble y el triple enlace.

 

49

 

Ejercicios 41.  ¿Cuáles de las siguientes estructuras son isómeros de posición (de lugar)?: C - CH2 - CH2 - CH3

1) HC

HC

2)

C - CH - CH2 - CH3 CH3

3)

H3C - C

5)

H2C = CH - CH -CH 2 -CH3

4)

C - CH2 - CH3

H2C = CH - CH 2 -CH2 -CH3

CH3 A) 1 y 2

B)1 y 3

C) 2 y 3

D) 3 y 4

Isomería Funcional Los isómeros funcionales pertenecen a diferentes compuestos orgánicos porque poseen grupos funcionales distintos. Un grupo funcional es por lo común el lugar donde ocurren las reacciones características de molecular una clase C específica de compuestos. Por ejemplo los dos isómeros funcionales de fórmula 2H6O: CH3-CH2-OH Un alcohol etanol

CH3-O-CH3 Un éter dimetil éter

Isomería Geométrica (Cis-Trans) La isomería cis-trans se presenta cuando los sustituyentes se encuentran unidos a diferentes carbonos (no en el mismo átomo de carbono) de un cicloalcano o de un alqueno. Isómeros cis son aquellos en los que los grupos sustituyentes están en el mismo lado (plano) de un anillo o de un doble enlace. Isómeros trans son aquellos en los que los grupos sustituyentes están en lados opuestos al  plano del cicloalcano o del doble enlace.

Ejemplos H3C

C C

CH3

H H cis-2-buteno

Ejercicios

H3C

H

CH3

CH3

 

CH3

C C

CH3 H trans-2-buteno

cis-1,4-dimetil ci cicl cloh ohex exan anoo

CH3 tr tran anss-1, 1,44-di dime meti till ciclohexano

50  

Ejercicios 42.  ¿Cuáles de las siguientes estructuras son isómeros cis-trans?:   H 2) H 3) H 1) Cl   Cl   Cl C C C C   C C H Cl H Cl F H 4) Cl

 

Cl

5) H C C

C C H

Cl

H

A) 1 y 2

Cl

Cl

B)1 y 3

C)1 y 5

D) 2 y 4

43.  ¿Cuáles de las siguientes estructuras son isómeros cis-trans?: 1) CH 3

  CH 3

A) 1 y 4

2)

Cl

Cl

Cl

B) 1 y 5

3)

Cl

4)

Cl

 CH 3

C) 2 y 3

5) Cl

Cl

CH 3

D) 4 y 5

Propiedades físicas de los alcanos Una serie homóloga es aquella que se diferencia en el número de metilenos (-CH 2-) y en ella los puntos de fusión y ebullición se incrementan al aumentar el número de átomos de carbono (al incrementarse su masa molecular); también hay variaciones en su estado de agregación y en su densidad. Los cuatro primeros términos de los alcanos son gases, del  pentano al pentadecano son líquidos y del hexadecano hexadec ano en adelante son sólidos. Propiedades físicas de algunos alcanos  Nombre

Fórmula

metano etano  propano  butano  pentano hexano heptano octano nonano decano

H-CH2-H H-CH2-CH2-H CH3-CH2-CH3 CH3-(CH2)2-CH3  CH3-(CH2)3-CH3  CH3-(CH2)4-CH3  CH3-(CH2)5-CH3  CH3-(CH2)6-CH3  CH3-(CH2)7-CH3  CH3-(CH2)8-CH3 

Masa molecular 16 30 44 58 72 86 100 114 128 142

 pentadecano eicosano

CH3-(CH2)13-CH3  CH3-(CH2)18-CH3 

212 282

Punto de fusión [ºC] -182 -183 -190 -138 -130 -95 -91 -57 -51 -30

Punto de ebullición [ºC] -194 -89 -42 -1 36 69 98 126 151 174

10 37

271 343

 

51

 

Ejercicios 44.  La serie homóloga de los alcanos o de cualquier grupo funcional sólo se diferencia en el número de: A) CH3-

B) -CH2-

C) - C-

D) - CH -

45.  Ordenar en forma decreciente de sus puntos de ebullición los siguientes alcanos: 1) CH3CH2CH3  4) CH3(CH2)6CH3

2) CH3(CH2)7CH3  5) CH3CH3

3) CH3(CH2)3CH3 

A) 1,2,3,4,5 B) 2,4,3,1,5 C) 3,2,4,5,1 D) 5,4,3,2,1 En un hidrocarburo arborescente con el mismo número de átomos de carbono que un hidrocarburo lineal, las ramificaciones hacen que disminuya la superficie de contacto de las moléculas y por lo tanto se reduce la atracción intermolecular entre ellas. Con relación a la estructura de la molécula, los puntos de ebullición y de fusión disminuyen con la ramificación de la cadena. CH3 CH3   (CH2)3   CH3

 

CH3   CH CH2   CH3

CH3 CH3   C CH3

Pentano

 Neopentano  Neopen tano

Isopentano

CH3

46.  Ordenar los siguientes compuestos en forma decreciente de su punto de ebullición: CH3

CH3 2) H C 1) H3C

CH3 C CH3

4)CH3(CH2)3CH3

A) 1,2,3,4,5

B) 2,3,4,5,1

3

CH

CH CH 2

3

3)CH (CH ) CH 3

  5)CH3(CH2)4CH3

C) 3,4,5,1,2

D) 3,5,4,2,1

2 6

3

52  

Propiedades físicas de alquenos Sus propiedades son similares a los alcanos correspondientes a las propiedades físicas, los alquenos en general son insolubles en agua, pero se disuelven en disolventes no polares como el benceno, éter, tetracloruro de carbono, cloroformo y otros más. Propiedades físicas de algunos alquenos  Nombre (IUPAC) eteno  propeno 1- buteno 1- penteno 1- hexeno 1- hepteno 1- octeno 1- noneno 1- deceno ciclopenteno

Fórmula CH2= CH2  CH2 = CH – CH3 CH2 = CH – CH2 – CH3 CH2 = CH – (CH2)2 – CH3 CH2 = CH – (CH2)3 – CH3  CH2 = CH – (CH2)4 – CH3  CH2 = CH – (CH2)5 – CH3  CH2 = CH – (CH2)6 – CH3  CH2 = CH – (CH2)7 – CH3 

ciclohexeno  propadieno

CH2 = C = CH2

1,3 -butadieno CH2 = CH – CH = CH2

Pe °C -104 -48 -6 30 64 94 121 147 171 44

Pf ºC -169 -185 -195 -65 -140 -119 -102 -81 -66 -135

Densidad (en g/cc a 10°C) 0.641 0.673 0.697 0.715 0.729 0.741 0.722

83

-104

0.811

34.5

-136

-

-4.4

-108.9

-

Ejercicio 47.  El estado físico de los alquenos de 2 a 4 átomos de carbono a 20°C es: Propiedades físicas de los alquinos Los alquinos son poco polares, por lo tanto sus propiedades físicas son parecidas a los alquenos. Son insolubles en agua, pero solubles en disolventes orgánicos de baja polaridad como benceno, éter y cloroformo, son menos densos que el agua. Sus puntos de ebullición aumentan al aumentar el número de átomos de carbono. A temperatura ambiente los tres  primeros términos son gases, del 4 al 15 son líquidos y en adelante son sólidos. Son compuestos que no se presentan ampliamente en la naturaleza, el acetileno es un  producto químico industrial muy importante.

 

53

 

 Nomenclatura de los compuestos Aromáticos (IUPAC) La fórmula molecular del benceno es C 6H6, el cual se representa: CH

HC HC

CH

CH CH  

Los hidrocarburos aromáticos reciben el nombre de arenos.  Los hidrocarburos aromáticos se dividen en tres grupos:

•  Bencénicos. Contienen un solo anillo bencénico •  Poli bencénicos. Contienen más de un anillo bencénico, sin átomos comunes entre los anillos. •  Bencénicos condensados. Contienen más de un anillo bencénico, con átomos de carbonos comunes. Los derivados mono sustituidos del benceno se nombran, anteponiendo el nombre del grupo sustitúyete a la palabra benceno. CH3

metilbenceno trivial: tolueno

 

fenol

OH

 

 

clorobenceno  

 NH2

aminobenceno   anilina

Cl

 NO2

nitrobenceno  

54  

Bencenos disistituidos Cuando dos o más grupos están unidos al anillo bencénico, se debe especificar el nombre como sus ubicaciones relativas. Los prefijos “orto” (posiciones 1,2), “meta” (posiciones 1,3) y “para” (posiciones 1,4). Estos prefijos se abrevian como o-, m- y p- respectivamente. Ejemplos Br  Br 

Br 

Br  Br  o-dibromobenceno  

Br 

m-dibromobenceno

 p-dibromobencenoo  p-dibromobencen

 

Si uno de los grupos del anillo le da a éste un nombre trivial, este nombre se emplea y el segundo grupo es el sustituyente OH  NO2 H2 N H3C

Br 

 

o-nitrotolueno   m-bromoanilina

 

Bencenos Polisustituidos

Cl p-clorofenol

 

Si hay tres o más grupos en un anillo bencénico, sus posiciones tienen que ser numeradas, cuando un grupo esta asociado con un nombre vulgar el numero de su ubicación es el 1 OH  NO2

O2 N

O2 N

 NO2 1,3,5-trinitrobenceno

NO2

 NO2 2,4,6-trinitrotolueno  

(TNT)

Br 

 NH2 2-bromo-4-nitrofenol  

 

55

 

Ejercicios 48.  De los nombres de los siguientes compuestos: A)

B)

C)

H3C

OH

 NO2  NO2

I

49. De los nombres de los siguientes compuestos: A)

B) O2 N

H3C

C)  NH2

NO2

 NH2 Br 

CH2CH3

Cl

Propiedades físicas de los compuestos aromáticos Por ser poco polares son insolubles en agua, muy solubles en disolventes no polares como éter y tetracloruro de carbono; en general menos densos que el agua, sus puntos de ebullición aumentan al incrementarse su masa molar.  Nombres Triviales de algunos Hidrocarburos Hidrocarbur os FÓRMULA

IUPAC

CH2 CH2  

Eteno

Etileno

Etin Etinoo

Ac Acet etil ilen enoo

Benceno

Benceno

Tolueno

Tolueno

  CH CH

TRIVIAL

CH3

CH CH2 Fenileteno  Naftaleno

Antraceno

Estireno  Naftalina

Antraceno

56  

2.3 Grupos Funcionales  

PARA PROFUNDIZAR EN ESTE TEMA, CONSULTA EL CD ADJUNTO A ESTA GUÍA El aprendizaje de algunos grupos funcionales facilita el estudio y comprensión de las  propiedades de numerosos n umerosos compuestos oorgánicos, rgánicos, diferentes moléculas con el omismo grupo funcional reaccionan de manera semejante. Un grupo funcional, eess un átomo conjunto de átomos responsable del comportamiento químico y físico de la molécula que lo contiene, y es comúnmente el lugar donde ocurren las reacciones características y selectivas de una clase de compuesto. En esta Guía se presentan los grupos funcionales: halogenuros de alquilo, alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, aminas y amidas.

Halogenuros de alquilo Son aquellos compuestos de fórmula general R-X, en donde R representa un grupo alquilo y X a los halógenos F, Cl, Br, I. Se cl clasifican asifican como primario, secundario o terciario de acuerdo al tipo de carbono al que está unido el halógeno R 

R  R

H C

X

R

C X

H

H

 primario

secundario

R

C X R 

terciario

 Nomenclatura Los halogenuros de alquilo se denominan utilizando dos sistemas. Los compuestos más sencillos emplean los nombres comunes o triviales, y se mencionan como halogenuros de alquilo. En la sistemática llamada IUPAC a)  se identifica la cadena más larga de carbonos y se numera empezando por el extremo más cercano al halógeno.  b)  se nombra al halógeno indicando el número del carbono al cual está enlazado y en caso de contener halógenos diferentes, éstos se nombran en orden alfabético. c)  se mencionan los sustituyentes alquilos ordenados alfabéticamente, indicando la  posición en que están enlazados. d)  se nombra la cadena principal del alcano.

 

57

 

Fórmula

H3C

Cl 

H3C   CH

CH3

Cl

H3C    

CH

CH2 Br 

 Nombre común

Cloruro de metilo

Cloruro de isopropilo

CH3 Bromuro de isobutilo

 Nombre IUPAC Clasificación

Clorometano Primario

2-cloropropano Secundario

1-bromo-2-metilpropano Primiario Cl

Cl H

Fórmula

C

Cl

Cl

 Nombre común  Nombre IUPAC

 

F

C Cl

 

Cloroformo 1,1,1- Triclorometano

F

 

Freón 12 1,1-Dicloro-1,1-difluorometano

Propiedades físicas de halogenuros de alquilo Como en la mayoría de los compuestos orgánicos los puntos de ebullición de los halogenuros de alquilo aumentan con el peso molecular. Puesto que los pesos atómicos de los halógenos aumentan en el orden Cl 0 ∆Sºsistema < 0 ∆Sºsistema = 0 La formación de gases en una reacción aumenta la entropía, así que esto contribuye a que un proceso se lleve más fácilmente cuando se forman compuestos en estado gaseoso. Espontaneidad en términos de diferencia de Energía libre El proceso es espontáneo

∆Gºsistema < 0

El proceso no es espontáneo El proceso puede ocurrir en ambas direcciones ∆Gºsistema > 0 ∆Gºsistema = 0

92  

Combustión del hidrógeno H2 (g)  +

½ O2 (g) 

→

H2O (l)

Entropías Molares (∆Sº) en J/mol K   H2 = 130.6 O2 = 205.1 H2O = 70.0 T = 298 ∆Sº  =Σ K  ∆Sº r 

n

 prod -

Σ n ∆Sºreact

∆Sºsistema = (1mol) 70.0 J/mol K – (1 mol) 130.6 J/mol K + (½ mol) 205.1 J/mol K =

-163.2 J/mol K ∆Hºreacción = -285.8 kJ/mol ∆Gºsistema = -285.8 kJ/mol – (298 K) (-0.1632 KJ/mol K) = - 237.2 kJ/mol

Por lo tanto, la combustión del hidrógeno es espontánea debido a que su ∆Gº < 0

Ejercicios 16. La espontaneidad de una reacción se relaciona con la formación de: A) sólidos B) coloides C) líquidos D) gases 17. Un proceso espontáneo se expresa de la siguiente forma: A) ∆Sº=0, ∆Gº=0 B) ∆Sº> 0, ∆Gº=0 C) ∆Sº0 D) ∆Sº>0, ∆Gº 0 

Aumenta (endotérmico) (+)

Aumenta (+)

Aumenta (endotérmico) (+)

Disminuye (-)

Disminuye (-)

Espontaneidad ΔG  Sí, (-) (exergónico) Sí, a temperatura baja;  No, a temperatura alta (-). No, a temperatura baja; Sí, a temperatura alta (-). No, (+) (endergónico).

Ejercicios 22. Las reacciones químicas con una variación de energía libre negativa se denominan: A) exotérmicas B) endotérmicas C) isotérmicas D) exergónicas 23. Las reacciones químicas con una variación de energía libre positiva se denominan: A) exotérmicas

B) endotérmicas

C) exergónicas

D) endergónicas

24. Se puede identificar a las reacciones endergónicas y exergónicas porque presentan: A) ∆G positivo y ∆T negativo respectivamente B) ∆G positivo y ∆G negativo respectivamente C) ∆H positivo para ambas D) ∆S negativo para ambas 25. Cuando un proceso tiene ∆H positivo y ∆S negativo indica que es: A) endergónico B) exergónico C) exotérmico  

D) endotérmico

94  

3.2 ENERGÉTICOS DE LA VIDA 3.2.1 CARBOHIDRATOS. ENERGÍA DE DISPONIBILIDAD INMEDIATA Los carbohidratos son un grupo de compuestos muy numerosos que abundan en los reinos animal y vegetal; incluyen sustancias como azúcares, almidones, celulosa, miel, dextrinas, gomas, quitina, de etc.75% Los de carbohidratos se encuentran fundamentalmente las plantasque en una proporción material sólido, funcionando como parte de en la estructura sostiene a la planta y como fuente energética. Las plantas verdes producen carbohidratos por fotosíntesis en cuyo proceso se utiliza energía solar para transformar al CO 2 en carbohidratos (glucosa) por medio de la siguiente reacción: x CO2 + y H2O + luz solar → Cx (H2O)y  (glucosa) + x O2  Los carbohidratos actúan como el principal almacén de energía solar, siendo liberada esta energía cuando las plantas o los animales los metabolizan para formar CO2 y H2O. El término carbohidrato se aplica a una extensa clase de aldehídos (R- CHO) y cetonas (R-CO-R) polihidroxiladas (R-OH), cuya fórmula general es Cx(H2O)y y comúnmente se denominan “azúcares” cuando se trata de monosacáridos y disacáridos. A los carbohidratos los podemos clasificar de acuerdo al grupo funcional en: Aldosas Función: Aldehído  H O

C H

  H C

OH

C H

H

OH

C

Cetosas Función: Cetona 

H

Gliceraldehído

 

C

HO

O C

H

OH H

 

Dihidroxiacetona (Cetotriosa)

(Aldotriosa) Se pueden clasificar a los carbohidratos de acuerdo al número de unidades monómeras o moléculas que contienen en: •  Monosacáridos que contienen un solo monómero. Ejemplos: glucosa, fructosa, manosa, galactosa, ribosa. A los monosacáridos se les puede dividir de acuerdo al número de carbonos presentes en la molécula: triosas, con tres átomos de carbono, tetrosas, con cuatro; pentosas, con cinco, y hexosas, con seis.

•  Disacáridos que están constituidos por dos monómeros. Ejemplos: sacarosa o azúcar de caña (glucosa-fructosa); maltosa o azúcar de la malta (glucosa-glucosa); lactosa o azúcar de la leche (glucosa-galactosa). •  Polisacáridos constituidos por más de dos monómeros. Ejemplos: almidón, celulosa, glucógeno.

 

95

 

Disacáridos Los disacáridos entre los que se encuentran la maltosa, lactosa y sacarosa se forman por medio de una reacción de condensación entre dos monosacáridos: La lactosa (azúcar de leche) entre glucosa y galactosa. La sacarosa (azúcar de caña o remolacha) entre glucosa y fructosa. La dos unidadespor dehidrólisis glucosa producen dos monosacáridos, así la hidrólisis de A lamaltosa inversa,entre los disacáridos la sacarosa produce una mezcla de fructosa y glucosa. La maltosa se produce por hidrólisis incompleta del almidón, glucógeno y dextrina. Polisacáridos Los polisacáridos son un medio para almacenar energía y forman parte de los tejidos estructurales de algunos organismos. El almidón es la forma almacenada de energía que utilizan los vegetales, esta formado por amilosa y amilopectina. El glucógeno es una molécula muy ramificada que es la forma de almacenamiento de la glucosa en los animales y la celulosa es un polímero de la glucosa producido por las plantas, constituyendo el  principal sostén estructural de ellas.

Ejercicios 26. El metabolismo de los carbohidratos en animales produce: A) CO2 + O2  B) CO2 + N2O C) CO2 + CO

D) CO2 + H2O

27. Los carbohidratos se encuentran en las plantas en forma de materiales sólidos en una  proporción de: A) 20 %

B) 35 %

C) 55 %

D) 75 %

28. Los carbohidratos están formados por los elementos C, H, O, de acuerdo a la fórmula general: A) CHO2 B) C2HO C) Cx(H2O)y 29. El grupo grupo funcional que caracteriza a las cetosas es: A) aldehído

B) cetona

C) hidroxilo

D) Cx(HO2)y  D) éster

30. Las plantas producen carbohidratos a partir de: A) CO y agua B) nitrógeno y agua C) fósforo y energía solar D) H2O, CO2 y energía solar 31. Grupos funcionales que se pueden encontrar en los carbohidratos: A) alcohol, cetona y aldehído B) alcohol, éster y alqueno C) ácido carboxílico, alcohol y aldehído D) aldehído, éster y alqueno 32. Son ejemplos de carbohidratos:

96  

A) azúcares, pelo, celulosa y miel B) azúcares, lana, pezuñas y miel C) azúcares, almidones, celulosa y miel D) azúcares, cartílago, celulosa y miel 33. La diferencia entre glucosa, sacarosa y almidón es que son respectivamente: A) monosacárido, disacárido,monosacárido disacárido B) disacárido, polisacárido, C) polisacárido, disacárido, monosacárido D) monosacárido, disacárido, polisacárido Cuando los carbonos de un carbohidrato tienen cuatro sustituyentes diferentes se les denomina carbonos quirales o asimétricos. Un ejemplo en donde existe un átomo quiral es la siguiente triosa: O

H C H C H C

OH H

HO

átomo quiral

 

La presencia de átomos quirales genera dos arreglos espaciales en la molécula. Estos arreglos espaciales son imágenes en el espejo y no se pueden sobreponer (isómeros ópticos), lo que hace que sean ópticamente activos. Ejemplos de objetos no superponibles: Las manos, los zapatos, los pies. En los carbohidratos encontramos al gliceraldehído, que posee los siguientes arreglos espaciales: CHO HO

C

OHC H

CH2OH

H

C

OH CH2OH

Gliceraldehído y su imagen especular

 

A estos isómeros se les llama enantiómeros y tienen propiedades físicas y químicas iguales, sólo difieren en su rotación óptica (desviación de la luz polarizada), uno es dextrógiro  (+), es decir, rota el plano de la luz polarizada a la derecha, y el otro, levógiro  (-), rota el plano de la luz polarizada a la izquierda. Relacionados con las formas enantioméricas del gliceraldehído (azúcar más simple), que contiene un solo centro quiral, los azúcares se dividen en dos grupos: la configuración D que se asignó a la estructura que contiene el grupo –OH del carbono asimétrico más alejado del grupo aldehído a la derecha y la configuración L a su forma enantiómera.

 

97

 

D-gliceraldehído

L-gliceraldehído CHO

CHO H

C OH

H C OH H D-Gliceraldehído 

HO C H HO C H H L-Gliceraldehído 

Ejercicios 34. Los isómeros ópticos presentan uno o más carbonos: A) tetrales B) octales C) quirales

D) alquidales

35. Una molécula de carbohidrato que presenta dos arreglos espaciales es porque tiene un átomo: A) quiral B) alquidal C) tetral D) octal 36. Los Los iisómeros sómeros ópticos de carbohidratos que producen la rotación del plano de luz  polarizada a la izquierda, son: A) dextrógiros B) levógiros C) racémicos D) enantiómeros 37. Los isómeros con carbonos quirales producen la rotación del plano en que vibra: A) la luz ultravioleta B) la luz polarizada C) el espectro del Hidrógeno D) la luz infrarroja 38. Una molécula quiral es la que no puede ser superpuesta sobre su: A) plano óptico B) plano vibracional C) estructura peptídica D) imagen de espejo 39. A los átomos de carbono que tienen cuatro sustituyentes diferentes, se les denomina: A) centrales B) quirales C) reactivos D) simétricos 40. Los enantiómeros son isómeros que tienen propiedades: A) químicas y físicas iguales con diferencia en la rotación óptica B) químicas iguales, diferentes en la rotación óptica y propiedades físicas C) químicas y físicas iguales con rotación óptica igual D) físicas iguales, diferentes en la rotación óptica y propiedades químicas 41. Un carbohidrato que rota el plano de la luz polarizada a la derecha está indicado en: A) (-), D B) (-), L C) (+,-), D D) (+), D

98  

REACCIONES DE LOS CARBOHIDRATOS OXIDACIÓN DE LOS CARBOHIDRATOS (IDENTIFICACIÓN DE AZÚCARES REDUCTORES) Reacción de Tollens. Esta reacción consiste en tratar cualquier aldosa (función aldehído) con una solución básica de un complejo de plata amoniacal Ag(NH 3)2+. La aldosa se oxida y el ion plata, Ag +, se reduce a plata metálica, Ag°, la cual se precipita como espejo de plata en el interior del recipiente en el que se llevó a cabo la reacción: O HC

COOH

H

C

OH

H

C

OH

H2C

+

Ag(NH3) 2

+

H

C

OH

H

C

OH

H2C

OH

+

ESPEJO DE PLATA (Ag°)

 

OH

Los azúcares que dan una reacción positiva al reactivo de Tollens se denominan azúcares reductores, y los que dan reacción negativa se les denomina azúcares no reductores. Los principales productos de oxidación del grupo carbonilo de las aldosas son los ácidos carboxílicos. Reacción de Benedict y de Fehling. El reactivo de Benedict es citrato cúprico en disolución  básica, y el reactivo de Fehling es tartrato cúpr cúprico ico en disolución bbásica. ásica. Al ser tratados los azúcares reductores mediante estos reactivos, se oxidan y el ion Cu ++ se reduce a ion Cu+, formándose el óxido cuproso que es de color rojo ladrillo: HC

O

COOH ++

H H

C C H 2C

OH OH

+

Cu

OH

H H

C C H 2C

OH OH OH

+ Cu 2 O (Óxi (Óxido do de cobre I) (Color ladril ladrillo) lo)

 

HIDRÓLISIS DE CARBOHIDRATOS Los monosacáridos son carbohidratos que no se pueden hidrolizar a unidades más sencillas. Los disacáridos cuando se hidrolizan dan origen a dos monosacáridos iguales o diferentes. En el laboratorio se hidrolizan a temperaturas elevadas en presencia de iones hidrógeno (ácidos) como catalizadores y en los sistemas biológicos, las enzimas (catalizadores  bioquímicos) llevan a cabo la reacción. Se requiere una enzima específica para la hidrólisis de cada uno de los tres disacáridos:

 

99

 

+

Sacarosa + Agua Lactosa + Agua Maltosa + Agua

H  o sacarasa

Glucosa + Fructosa

+

H  o lactasa

Galactosa + Glucosa

H+ o maltasa

Glucosa + Glucosa

Los polisacáridos también llamados carbohidratos complejos pueden hidrolizarse en un gran número de unidades de monosacáridos. Sus masas molares oscilan en un intervalo superior a un millón. Un ejemplo de hidrólisis es la que se efectúa en el almidón en el organismo humano: Amilasa

Almidón 

Amilasa

Dextrinas 

Maltasa

Maltosa

Glucosa

Ejercicios 42. Los carbohidratos que no se pueden descomponer por hidrólisis en unidades más  pequeñas son: A) trisacáridos

B) polisacaridos

43. Las aldosas tienen el grupo funcional: A) aldehído B) cetona

C) monosacáridos C) carboxilo

D) disacáridos D) éster

44. La maltosa, lactosa y sacarosa se forman por reacción de condensación, en la cual  participan: A) 2 monosacáridos B) 3 monosacáridos C) 4 monosacáridos D) 2 disacáridos 45. La hidrólisis de la sacarosa produce: A) glucosa y maltosa B) glucosa y terrosa C) glucosa y aldosa D) glucosa y fructosa 46. La forma de almacenamiento almacenamiento de la glucosa en los animales es a través de: A) celulosa B) almidón C) glucógeno D) dextrina 47. La identificación de azúcares reductores se lleva a cabo mediante las reacciones de: A) Tollens, Benedict y Fehling B) Tollens, Benedict y Fisher C) Benedict, hidrólisis y Fehling D) Tollens, condensación y Fehling 48. La hidrólisis de los carbohidratos se lleva a cabo en los: A) monosacáridos y da como producto un espejo de plata B) disacáridos y monosacáridos dando como producto un espejo de plata C) disacáridos y polisacáridos dando como producto monosacáridos D) disacáridos y polisacáridos dando como producto un espejo de plata

100  

49. Las formas en las que los carbohidratos se pueden hidrolizar en el laboratorio son: A) temperaturas elevadas, ácido y enzimas B) temperaturas bajas, coenzimas y ácido C) vitaminas, base y temperaturas elevadas D) temperatura ambiente, agua y aminas

3.2.2 LÍPIDOS Los lípidos son la forma de almacenamiento más importante de grasas en las plantas y en animales.   animales. Son constituyentes celulares, solubles en disolventes orgánicos de baja polaridad, como hexano, éter etílico o tetracloruro de carbono e insolubles en agua. Los lípidos se clasifican en grasas y aceites. Las grasas son sólidos a temperatura ambiente;  provienen de animales y están constituidas principalmente por ácidos grasos saturados. Minetras que los aceites son líquidos a temperatura ambiente, provienen de vegetales y están constituidos principalmente por ácidos grasos insaturados. Una grasa es un éster (triglicérido o triacilglicerol) formado de alcohol y ácido graso (ácido carboxílico), representados en la siguiente tabla: Éster (triacilglicerol) 

Alcohol (1,2,3-propanotriol) 

Ácido graso (ácido carboxílico) 

O R  O

C

C

O

O

CH2

O

CH2 CH

R 

HO

CH2

CH2 OH CH

OH

O

HO

C

R  

 

C R 

O 

Los triglicéridos se encuentran en grasas y aceites de origen vegetal y animal, como los aceites de cacahuate, maíz, oliva, soya, linaza, mantequilla, manteca y sebo. Los triglicéridos sencillos contienen el mismo ácido graso en las tres posiciones en la molécula de glicerol y los triglicéridos mixtos contienen 2 o más ácidos grasos diferentes. Las grasas naturales son mezclas de triglicéridos sencillos y mixtos. Los ácidos grasos más comunes encontrados en los lípidos son el ácido palmítico con 16 carbonos y enlaces sencillos entre cada uno de ellos y el ácido oleico con 18 carbonos y un doble enlace en el carbono número 9.

 

101

 

Estructuras: H3C

CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2

O

CH2 C OH 

Ácido palmítico (hexadecanoico) H3C

CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH CH CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2

O

CH2 C OH  Ácido oleico (cis-9-octadecenoico)

Ejercicios 50. Los lípidos son: A) solubles en agua C) insolubles en etanol

B) insolubles en hexano D) insolubles en agua

51. Los lípidos simples al hidrolizarse producen ácidos grasos y: A) celulosa B) alcohol C) almidón 52. Los lípidos saponificables, por hidrólisis producen además del jabón: A) amilosa B) celulosa C) glicerol

D) glucógeno D) dextrina

102  

53. Los Los ttriglicéridos riglicéridos que se encuentran en estado líquido a temperatura ambiente se conocen como: A) palmitatos B) aceites C) sebos D) ceras 54. Los lípidos más sencillos que se encuentran en las las grasas se denominan: A) amilosas B) azúcares C) triglicéridos D) dextrinas 55. Los triglicéridos sencillos contienen en las tres posiciones de la molécula de glicerol: A) ácidos grasos iguales B) ácidos grasos diferentes C) alcoholes primarios D) aldehídos iguales 56. Los componentes que contienen dos o más ácidos grasos diferentes en una molécula de glicerol, se denominan: A) glicoles B) triglicéridos sencillos C) glucósidos D) triglicéridos mixtos 57. Las grasas y aceites son: A) ésteres del glicerol C) éteres del glicerol

B) cetonas del glicerol D) aldehídos del glicerol

58. El ácido palmítico (ácido hexadecanoico) tiene entre sus carbonos: A) sólo enlaces sencillos B) enlaces dobles y sencillos C) enlaces triples y sencillos D) enlaces electrovalentes y metálicos 59. La estructura del ácido oleico (cis- 9- octadecenoico) tiene entre sus carbonos: A) enlaces sencillos y un enlace doble B) sólo enlaces sencillos C) enlaces sencillos y dos enlaces dobles D) sólo enlaces dobles 60.  La estructura de los esteres de los ácidos grasos unidos al propanotriol, reciben el 60.  nombre de: A) trimetilgliceridos B) trietilgliceridos C) trihidroxigliceridos D) triglicéridos

 

103

 

SAPONIFICACIÓN DE GRASAS El término saponificación significa elaboración de jabón. Actualmente, el jabón continúa obteniéndose de la hidrólisis de una grasa mediante una base fuerte (NaOH). H 2C

CH2 OOCR  HC

OOCR  + 3 NaOH

HC OH

+

3 RCOO

H2C OH

CH2 OOCR  Grasa o aceite

OH

 

 - + Na

Jabón

Glicerol  

Los productos que se forman son glicerol y sales de ácidos grasos (jabón). Para obtener  jabones se hacen hervir grasas y/o aceites con el hidróxido de sodio acuoso hasta que se complete la hidrólisis, precipitándose el jabón cuando se agrega NaCl. Los jabones forman micelas, las cuales se presentan como agrupaciones esféricas de iones carboxilato que se dispersan en la fase acuosa, lo cual explica el hecho de que los jabones se disuelvan en agua. Las sales de sodio de los ácidos grasos se usan en jabones de barra o pastilla, y las sales de potasio, en los jabones líquidos. Las moléculas de jabón presentan una “cola” no polar formada por una cadena hidrocarbonada y una “cabeza” polar constituida por el grupo carboxilato. O ║  CH3 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — C — O - Na+  Cola no polar Cabeza polar La acción limpiadora del jabón se debe a que: A)  Las colas no polares de las moléculas de jabón se disuelven en la grasa no polar. B)  Conforme se disuelve el jabón en la grasa se separan pequeñas partículas coloidales de ésta última, las cuales se ven rodeadas por las cabezas polares, impidiendo de esta manera que se formen nuevas gotas de grasa. C)  Las gotas de grasa se deshacen formando una emulsión la cual es arrastrada por el agua.

Ejercicios 61. El oleoestearopalmitato de glicerilo, es un triglicérido: triglicérido: A) simple B) complejo C) mixto 62. En la saponificación, se hace reaccionar una grasa con: A) acetato de sodio B) óxido de sodio C) fosfato de sodio D) hidróxido de sodio

D) esencial

104  

63. Son productos que se forman en la saponificación: A) glicerol + fosfato de sodio B) glicerol + sales de sodio C) glicerol glicerol + sulfato de sodio D) glicerol + sales ácidas de sodio 64. Las moléculas de jabón están formadas por: A) cabezas no polares y colas polares B) cabezas y colas polares C) cabezas y colas no polares D) cabezas polares y colas no polares 65. El jabón elimina la grasa debido a que ésta es arrastrada por el agua cuando esta: A) precipitada B) emulsificada C) disuelta D) cristalizada

Ejercicios 66. Los jabones son: A) sales sódicas o potásicas de los ácidos grasos B) sales sódicas o magnésicas de los ácidos grasos C) sales potásicas o magnésicas de los ácidos grasos D) sales cálcicas de los ácidos grasos 67. La saponificación de grasas es una reacción de: A) electrólisis B) ozonólisis C) hidrólisis

D) halogenación

68. Los jabones se disuelven en agua debido a la formación de: A) carboxilato de sodio B) carboxilatos de magnesio C) carboxilatos de calcio D) fenilamina 69. Los jabones líquidos en general están formados por sales de los ácidos grasos de: A) litio B) calcio C) magnesio D) potasio 70. Los jabones sólidos en general están formados por sales de los ácidos grasos A) sodio B) calcio C) magnesio D)de: potasio 71. La hidrólisis de una grasa mediante una base fuerte, dando como productos glicerol y sales de ácidos grasos, se denomina: A) oxidación B) saponificación C) transesterificación D) reducción

 

105

 

3.3 ENZIMAS, SUPERCATALIZADORES ESPECÍFICOS Y EFICIENTES 3.3.1 VELOCIDAD DE REACCIÓN Y FACTORES QUE INFLUYEN EN ELLA El estudio de la velocidad con que ocurre una reacción química se denomina cinética química, es importante conocer la cinética de una reacción química, porque si se conoce ésta se puede controlar la reacción. En química la velocidad de reacción se conoce como el cambio en la concentración de una sustancia química (reactivo o producto) en un periodo de tiempo. Los factores que afectan la velocidad de reacción son: la naturaleza de los reactivos y  productos, la concentración de los reactivos, reactivos , la temperatura y los catalizadores.

TEORÍA DE LAS COLISIONES  COLISIONES  Para estudiar desde el punto de vista microscópico la cinética química de una reacción química existe la Teoría de colisiones que considera a todas las partículas (átomos, moléculas, iones) participantes en una reacción química como esferas, es decir, como si fueran bolas de billar infinitamente pequeñas, que para poder reaccionar deben tener la suficiente energía, así como chocar entre ellas en posiciones y orientaciones bien definidas, generalmente llamadas “orientaciones correctas”, y son estos choques los responsables que se lleven a cabo las reacciones químicas. Por ejemplo, en la reacción entre el CO 2(g) y el NO(g): CO2 (g) +

NO(g) 

CO(g) +

NO2(g)

Las moléculas de dióxido de carbono y monóxido de nitrógeno deben adquirir la energía necesaria para poder chocar en la orientación correcta y de esta forma reaccionar. A esta mínima cantidad de energía que las moléculas de reactivos deben tener para chocar en las orientaciones correctas se le conoce como la energía de activación,  Ea. La energía de activación es la diferencia de energía entre los reactivos y el punto máximo de la curva de energía-tiempo, el cual se llama estado de transición.

106  

Energía

Complejo activado

CO (g) +  NO 2 (g) Energía de activación

CO2 (g) +  NO (g)

Productos Energía absorbida  por la reacción

Reactivos Progreso de la reacción

  La  Ea  tiene un efecto inmediato sobre la velocidad de reacción, de esta manera en una reacción con alta energía de activación sólo habrá un grupo reducido de moléculas con la energía necesaria para chocar en las orientaciones correctas, lo que dará como resultado una velocidad de reacción baja. De otra manera, en una reacción con baja  Ea, habrá un mayor número de moléculas con la energía necesaria para chocar en las orientaciones correctas, esto se refleja en un valor alto para la velocidad de reacción.

NATURALEZA DE LOS REACTIVOS Cada reacción tiene una velocidad determinada debido a la facilidad con que sus reactivos  pueden llevar a cabo un proceso químico determinado, por ejemplo, las reacciones ácido base son rápidas, ya que implican la transferencia de electrones, lo cual es un evento simple. Por otra parte, para que el oxígeno actúe sobre el hierro tarda años en reaccionar si no se dan las condiciones de la corrosión; sin embargo, una mezcla de hidrocarburos con aire es peligrosamente explosiva. Otro ejemplo lo podemos observar en los hidrocarburos que parte gasolinas, los que(bajo presentan normales explotan fácilmente con forman la presión de de los las pistones del motor índice cadenas de octano), en cambio, los que tienen cadenas ramificadas presentan combustión más lenta y controlada (alto índice de octano), estos aspectos tienen que ver con la naturaleza de los reactivos.

CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS La concentración de los reactivos influye decisivamente en la velocidad de las reacciones. A mayor concentración, el número de colisiones aumenta y por lo tanto se incrementa la velocidad de reacción. De esta forma podemos observar como una astilla arde en la atmósfera con 21% de oxígeno, sin embargo, arde más rápidamente en presencia de oxígeno puro. TEMPERATURA El modelo cinético-molecular conforme la Temperatura, las energías traslacional, rotacional ycontempla vibracionalque de las moléculasaumenta se incrementan.

 

107

 

Por lo tanto, al incrementar la temperatura de los reactivos aumentará la energía cinética de las partículas, por lo tanto, se incrementará la frecuencia de las colisiones. De esta forma, a temperaturas altas se presentará una fracción mayor de moléculas que rebase la energía de activación, por lo tanto, las colisiones serán más reactivas. Un ejemplo de la influencia que ejerce la temperatura la podemos observar en los alimentos, los cuales se descomponen rápidamente a la temperatura ambiente (25ºC), sin embargo, si se introducen en el refrigerador (8ºC), la velocidad de descomposición se reduce aproximadamente en un 75 % %,, observándose una descomposición menos rápida si los introducimos en el congelador ( 0ºC ). En los organismos vivos, cuando se presenta fiebre, se incrementa la velocidad de las reacciones químicas, como es la aceleración del pulso y el incremento del ritmo respiratorio, por lo cual, para resistir el nuevo ritmo acelerado, el organismo requiere de más oxígeno. Los animales que hibernan durante los meses de intenso frío, sus temperaturas corporales  bajan, disminuyendo la velocidad de sus reacciones corporales, lo cual se manifiesta por medio de sus ritmos cardiacos retardados, requiriendo una mínima energía para mantener la vida, por lo cual solamente viven de la energía almacenada en su grasa.

CATALIZADORES Algunas reacciones que normalmente se producen lentamente pueden realizarse a velocidad más rápida por medio de la acción de los catalizadores, de esta forma se pueden definir a los catalizadores como sustancias que aumentan la velocidad de una reacción determinada sin que intervengan directamente o se consuman en ella. Los catalizadores afectan la velocidad de las reacciones por medio de la energía de activación que requiere una reacción determinada, aumentando las probabilidades de colisiones con éxito entre las partículas que reaccionan. 3.3.1 VELOCIDAD DE REACCIÓN Y FACTORES QUE INFLUYEN EN ELLA 72. Los factores que influyen en la velocidad de reacción son: A) temperatura-masa B) temperatura-viscosidad C) temperatura-concentración de reactivos D) concentración de reactivos-masa 73. La frecuencia de las colisiones entre las moléculas de sólidos es: A) mayor que en los líquidos B) mayor que en los gases C) igual a la de los gases D) menor a la de los gases 74. En los animales, cuando baja la temperatura, la velocidad de las reacciones corporales: A) disminuye B) aumenta C) se mantiene constante D) se anula 75. Cuando se incrementa la concentración de dos reactivos gaseosos, la velocidad de la reacción: A) es constante B) disminuye C) es nula D) aumenta 76. El factor que aumenta la posibilidad de las colisiones entre las moléculas de dos sustancias que reaccionan es: A) el catalizador B) el número atómico C) la densidad D) la masa

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3.3.2 ESTRUCTURA DE AMINOÁCIDOS Y PROTEÍNAS Aminoácidos Son moléculas que tienen dos grupos funcionales, el amino (- NH2) y el carboxilo (COOH). El grupo amino está en el carbono (llamado alfa) que está junto al grupo carboxilo. La fórmula general de los aminoácidos es: OH C O

R  CH  NH2

Aminoácidos más comunes en las proteínas:  Nombre Alanina Arginina Asparagina Ácido aspártico Cisteína Ácido glutámico Glutamina Glicina Histidina Isoleucina* Leucina* Lisina* Metionina* Fenilalanina* Prolina Serina Treonina*

  Abreviatura ala ara asn asp cys glu gln gly his Ile leu lys met phe pro ser thr

Triptofano* trp Tirosina tyr Valina* val * Aminoácidos indispensables para la nutrición humana Las proteínas son polímeros de aminoácidos diferentes (copolímeros), unidos mediante enlaces peptídicos (-CONH-). El enlace peptídico es el que se forma entre el grupo carboxilo de un aminoácido y el grupo amino de otro aminoácido:

 

109

 

OH OH

OH R 

C O

CH

+

R 

C O

R 

C CH

O

CH

   NH

O

+

H2 O

C  NH2

 NH2 H2 N

CH   R 

Enlace peptídico (Reacción general)

 

Las proteínas forman parte de todos los seres vivos y son de primordial importancia para todos los organismos, desde el más pequeño como un virus hasta mamíferos tan grandes como una ballena. Sus funciones biológicas son: Tipo de proteína Estructural Transportadoras almacenadoras Enzimático Anticuerpos Hormonal  Nucleoproteica

Función biológica Constituyentes de pelo, lana, plumas, músculos, seda, piel. y Transporte de oxígeno (hemoglobina) y almacenaje de hierro (ferritina). Catálisis biológica. Reacciones de síntesis, oxidación, hidrólisis, etc. Defensa del organismo contra el ataque de agentes extraños, como virus y bacterias. Regulación del metabolismo. Transmisión hereditaria, síntesis de proteínas para formar tejidos.

La estructura las proteínas es muy complicada, por ylocuaternaria. que se acostumbra analizarla en cuatro niveles de diferentes: primaria, secundaria, terciaria En este curso sólo se revisa la estructura primaria que corresponde a la secuencia de aminoácidos en la cadena polipeptídica. 77. En los aminoácidos, el grupo amino y el grupo carboxilo se unen entre sí en el carbono: A) sigma B) pi C) beta D) alfa 78. La estructura de las proteínas se produce uniendo los aminoácidos por medio de enlaces: A) alfa B) beta C) peptídicos D) sigma 79. Cuando se unen los aminoácidos por medio de un enlace peptídico se produce proteína y: A) CO2  B) H2O  C) NO2  D) CH3OH

110  

3.3.3 ENZIMAS. CATALIZADORES BIOLÓGICOS Las enzimas son proteínas que funcionan como catalizadores biológicos naturales, de tal manera que por medio de ellas los organismos vivos respiran, procesan alimentos, efectúan la fotosíntesis, la glucólisis, la respiración anaerobia, etc. Sin las enzimas las reacciones metabólicas tendrían lugar a velocidades extremadamente lentas, por ejemplo, la digestión de una sola comida tardaría aproximadamente 50 años. Una propiedad de las enzimas es su alta especificidad de reacción; esto es, una cierta enzima catalizará la reacción de un tipo específico de sustancia. Por ejemplo, la enzima maltasa cataliza la hidrólisis de la maltosa para formar gl glucosas. ucosas. La maltasa  no tiene efecto en otros disacáridos como: la sacarosa y la lactosa. Cada uno de estos azúcares requiere una enzima específica –la sacarasa, hidroliza la sacarosa, y la lactasa, la lactosa. La sustancia sobre la cual actúa una enzima se llama sustrato. La sacarosa es el sustrato de la enzima sacarasa. Las enzimas actúan de la siguiente forma: la enzima (E) y el sustrato (S)  se combinan para formar un intermedio enzima-sustrato (E-S). Este intermediario se descompone para dar el producto (P) y regenerar la enzima: E+S E-S Para la hidrólisis de la maltosa, la secuencia es

E+P

Maltasa + Maltosa Maltasa – Maltosa + H2O Maltasa + 2 Glucosa E S E-S E P Se cree que la especificidad de las enzimas se debe a la forma particular de una parte  pequeña de la enzima, su sitio activo, el cual se fija exactamente a su contraparte complementaria del sustrato. Esta interacción es análoga a una cerradura (sustrato) su llave (enzima). Así como una llave solamente abre la cerradura a la que se adapta, la enzima sólo actúa sobre una molécula que se adapta a su forma particular. 80. En la fotosíntesis la catálisis se produce por medio de: A) clorofila B) aldehídos C) cetonas

D) enzimas

81. Los términos maltasa, sacarasa y lactasa indican que esas enzimas: A) pueden ser sintetizadas en el laboratorio B) pueden utilizar cualquier sustrato con la terminación –asa C) son específicas para actuar sobre un solo sustrato D) las podemos encontrar en las melazas 82. La especificidad de las enzimas se debe a la forma particular de una pequeña parte de la enzima, que es su sitio activo, el cual... A) se fija exactamente a su contraparte complementaria del sustrato. B) es similar al de una llave y el sustrato tiene forma de cerradura C) gira en un sentido específico para cada sustrato D) se fija al sustrato y se abre como candado

 

111

 

RESPUESTAS 3.1 Vida y termodinámica 1.  A 13. D 2.  B 14. B 3.  C 4.  A 5.  C 6.  C 7.  A 8.  C 9.  C 10. D 11. D 12. B

15. C 16. D 17. D 18. D 19. B 20. A 21. B 22. D 23. D 24. B 25. A

3.2 Energéticos de la vida

3.3 Enzimas

26. D 27. D

40. A 41. D

54. C 55. A

68. A 69. D

80. D 81. C

28. C 29. B 30. D 31. A 32. C 33. D 34. C 35. A 36. B 37. B 38. D 39. B

42. C 43. A 44. A 45. D 46. C 47. A 48. C 49. A 50. D 51. B 52. C 53. B

56. D 57. A 58. A 59. A 60. D 61. C 62. D 63. B 64. D 65. B 66. A 67. C

70. A 71. B 72. C 73. D 74. A 75. D 76. A 77. D 78. C 79. B

82. A

Bibliografía  1.  Lehninger, A. (1979) Bioquímica. Ediciones Omega. España. 2.  Solomons, G. (1988) Fundamentos de Químico. Noriega Editores. México. 3.  Bloomfield, M. (1997) Química de los organismos vivos.  Noriega Editores. México. 4.  Garritz A.; Chamizo, J.A. (2001) Tú y la Química. Prentice Hall. México. 5.  Ander, P; Sonnessa , A. (2000)  Principios de Química. Noriega Editores. México. 6.  Castellanos, J. (1998) Química Orgánica. México. Mc Graw Hill. México 7.  Zumdahl, S. (2000) Fundamentos de Química. Mc Graw Hill. México. 8.  Zárraga, J.; Velázquez, I.; Rodríguez, A.; Castells,Y. (2000) Química. Mc Graw Hill. México. 9.  Flores, T.; Ramírez, A.; García, M.; García, C. (1999) Química. Publicaciones Cultura. México. 10. Dingrando, L. et al (2003). Química. Materia y Cambio. Editorial Mc Graw Hill.  México. 11. Hill, W. John; Kolb, K. Doris (1999). Química para el Nuevo milenio. 8ª edición. Pearson Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México.