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Facultad de Ciencias Médicas
MATERIAL ANEXO
Curso de Nivelación para el
Examen de Ingreso a la
Carrera de Medicina
2016
Dra. Evangelina González
Dra. Susana Pettinicchi
Lic. Ricardo Mignone
Lic. Héctor Tevez
Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA
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Materia y energía. Propiedades de la materia. Estados de agregación de la materia. Cambios de estado. Clasificación de los sistemas materiales. Métodos de separación y fraccionamiento. Sustancias y mezclas. Clasificación de las sustancias puras.
Contenidos
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a La Química, del egipcio Chemi o Kimi, es la ciencia que se dedica al estudio de la estructura, las propiedades, la composición y la transformación de la materia
La química es parte de nuestras vidas ya que está presente en todos los aspectos fundamentales de nuestra cotidianidad.
LA QUÍMICA ES TODO LO QUE NOS RODEA
QUÍMICA Y VIDA
Inorgánica Fisicoquímica
Analítica Bioquímica Neuroquímica
Orgánica
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CLASIFICACION
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La materia es todo aquello que tiene masa y
ocupa un lugar en el espacio.
La masa es la medida de la cantidad de materia contenida en una muestra de cualquier material. Mientras más masa
tenga un objeto, más fuerza se requerirá para ponerlo en
movimiento.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
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ESTADOS DE AGREGACIÓN
Estado de la materia
Volumen/Forma Densidad Compresibilidad Movimiento de moléculas
Gas Adopta el volumen y la forma de su contenedor
Baja Muy compresibles Movimiento muy libre
Líquido
Tiene un volumen definido pero adopta la forma de su contenedor
Alta Solo ligeramente compresibles
Se deslizan entre sí libremente
Sólido Tiene volumen y forma definida
Alta Virtualmente Incompresibles
Vibran en torno a formas definidas
Sólido Líquido Gas
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CAMBIOS DE ESTADOS
Punto de fusión (Pf), temperatura donde la sustancia se transforma de sólido a líquido Punto de ebullicion (Peb), temperatura donde la sustancia se transforma de liquido a gas
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ENERGIA
La energía se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor.
La unidad de energía y trabajo en el SI es el joule (J). El joule es una cantidad pequeña de energía, por lo que los científicos suelen usar el kilojoule (kj), que equivale a 1000 joule.
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ENERGIA: clasificación
Movimiento: cinética Posición: potencial
Movimiento de átomos o moléculas de un cuerpo. La temperatura es la medida de esta energía
Pila o una batería de un coche.
ENERGIA
MECANICA ELECTRICA TERMICA
La energía puede transformarse de unas formas en otras o transfiere de unos cuerpos a otros pero, en conjunto, permanece constante. Algunas formas son:
Luz, las ondas de radio, y TV, las microondas, etc.
Se desprende o absorbe de las reacciones químicas
Procesos de fisión o de fusión nuclear
ELECTROMAGNETICA NUCLEAR QUIMICA
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SISTEMAS MATERIALES
La materia nos rodea…cómo
estudiarla
Un sistema material es una porción
del universo que se aísla, real o
imaginariamente, para su estudio.
Medio ambiente
Sistema material
Universo
Todas las propiedades mensurables de la materia corresponden a una de dos categorías adicionales:
propiedades extensivas : SI dependen de la cantidad de materia propiedades intensivas: NO dependen de la cantidad de materia
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CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS MATERIALES: intercambio de materia y energía
Intercambian materia y energía
Solo intercambio de energía
No hay ningún intercambio
SISTEMAS MATERIALES
ABIERTOS AISLADOS CERRADOS
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CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS MATERIALES: según propiedades intensivas
Propiedades intensivas constantes
Propiedades intensivas variables
Propiedades intensivas que varían gradualmente
Están formados por una fase
Están formados por más de una fase
Interfases imprecisas
SISTEMAS MATERIALES
HOMOGENEOS INHOMOGENEOS HETEROGENEOS
Cada parte de un sistema que se puede diferenciar del resto por sus propiedades características distintas, se llama fase.
Cada sustancia que forma parte de un sistema material se llama componente.
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MÉTODOS DE SEPARACIÓN
SISTEMAS HETEROGENEOS
Decantación
Filtración Sedimentación
Flotación Centrifugación
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MÉTODOS DE SEPARACIÓN
SISTEMAS HOMOGENEOS
Destilación
Cromatografía
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CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS
Actividades
1. Los puntos de fusión normales del mercurio y del etanol son -39°C y -117°C
respectivamente y ambos son líquidos a temperatura y presión ambientes. ¿Cuál/es de
las afirmaciones siguientes es/son correcta/s?
a) "A -37°C el etanol y el mercurio son gases."
b) "A -100°C ambas sustancias son sólidas."
c) "A -113°C el etanol es líquido y el mercurio es sólido."
d) "A -30°C el etanol es sólido y el mercurio es líquido."
e) Ninguna proposición es válida
2. ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar.
a) "Un sistema formado por azúcar y agua puede ser homogéneo o heterogéneo,
dependiendo de la temperatura a la cual se encuentre."
b) "Un sistema formado por varias sustancias diferentes siempre tendrá más de una fase".
c) "Un sistema formado por dos trozos de hielo en agua tiene un componente y dos
fases."
d) "Son propiedades intensivas de un sistema: su punto de fusión, su densidad, su punto
de ebullición y su volumen."
3. Clasifica cada una de las siguientes sustancias puras en elementos o compuestos.
Justifica la respuesta.
a) bicarbonato sódico
b) oxígeno
c) hielo
d) papel de aluminio
4. Clasifica cada una de las siguientes mezclas en homogéneas o heterogéneas. Justifica
la respuesta:
a) chocolate con leche
b) yogur con moras
c) magdalena con arándanos
d) detergente líquido
5. Clasifica la materia de los siguientes apartados en sustancia pura (elemento o
compuesto) y mezcla (homogénea o heterogénea). Justifica la respuesta,
a) sopa de pollo con fideos
b) carbono en una raqueta de tenis
c) sal
d) agua con una rodaja de limón
6. Clasifica la materia de los siguientes apartados en sustancia pura (elemento o
compuesto) y mezcla (homogénea o heterogénea). Justifica la respuesta,
a) agua de mar
b) sándwich de jamón y queso
c) yodo (I2)
d) gas propano (C3H8)
7. Clasifica como elemento, compuesto o mezcla:
a) carbono de los lápices
b) dióxido de carbono (CO2) que exhalamos
c) zumo de naranja
d) gas neón de las luces
e) aceite y vinagre en la ensalada
8. Clasifica como mezclas homogéneas o heterogéneas:
a) copa de helado con frutas y nata h aceite vegetal
b) mostaza
c) agua y arena
9. Identifica si los siguientes diagramas son de un elemento, de un compuesto o de una
mezcla
10. Se preparó una mezcla con 50 mL de agua, 30 mL de alcohol y 20 g de arena. El
agua y el alcohol formaron una solución, mientras que la arena no se disolvió. Indica:
número de fases, estado de agregación de cada fase y número e identidad de
componentes presentes en cada fase.
11. ¿Cuál/es de las afirmaciones siguientes es/son correcta/s? Justificar.
a) "La sal de mesa y el vino son sustancias simples"
b) "El agua H2O es una sustancia simple."
c) "El oxígeno O2 es una sustancia compuesta"
d) "El aire es una mezcla homogénea de gases."
12. Clasificar los sistemas siguientes en sustancias simples, sustancias compuestas (o
compuestos), mezclas heterogéneas o soluciones:
a) Bromo, Br2
b) ozono, O3
c) sal disuelta en agua
d) óxido de potasio K2O
e) hierro, Fe
f) gas natural
g) agua y alcohol
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Estructura atómica. Partículas fundamentales. Modelos atómicos. Número atómico y número másico. Isótopos. Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuración electrónica
Contenidos
Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades.
¿Qué es un modelo atómico?
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MODELOS ATÓMICOS
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Modelos atómicos
Los átomos según Demócrito
Filósofo griego ,se interrogó sobre la divisibilidad de la materia.
Demócrito teorizó que los átomos eran específicos al material que los formaban. Ya que ha simple vista la materia se puede dividir Llegando a la conclusión que la materia estaba formada por partículas pequeñas A estas partículas le denominó Átomo (partícula indivisible)
Teoría atómica de Dalton (1808)
La teoría atómica de Dalton, pueden resumirse como sigue:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente
pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual
tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son
diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento.
En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de
los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción
sencilla.
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Modelos atómicos
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Año Científico Descubrimiento Modelo Atómico
1808 John Dalton
Durante el siglo XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
1897
Joseph J. Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
1911
Ernest Rutherford
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
1913 Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
Modelo atómico de Schrödinger 1926
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Modelos atómicos
Describe a los electrones como una función de onda. La zona de probabilidad de encontrar un electrón se llama orbital.
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De la resolución de la ecuación de Schrödinger se
obtienen los cuatro números cuánticos que permiten
describir la distribución electrónica de los átomos
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¿Qué es el átomo?
Es la mínima porción
representativa de un
elemento químico.
Antiguamente se pensaba
que era indivisible, pero
hoy en día se sabe que es
divisible en diversos
procesos. Consta de 2
partes: núcleo atómico y
zona extranuclear.
Núcleo atómico Zona extranuclear
Protones (p+)
Neutrones (n0) Electrones (e-)
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Observaciones importantes
El núcleo concentra casi toda la masa del átomo y es de carga positiva
debido a la presencia de los protones.
Se le llama átomo neutro cuando la carga eléctrica total o neta es cero y se
cumple que:
El neutrón no tiene carga eléctrica, por lo tanto se le denomina partícula
neutra.
Al protón, neutrón y electrón se les denomina partículas subatómicas
fundamentales.
Todas las partículas subatómicas son iguales para cualquier elemento
químico.
La zona extranuclear determina el volumen del átomo pero es casi vacía
n p+ = n e- = Z
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Modelos atómicos
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Números cuánticos
• Principal (n): Corresponde al número del nivel energético, varían teóricamente entre 1 e
infinito, pero solo se conocen átomos que tengan hasta 7 niveles energéticos.
• Secundario o Azimutal (l) Indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra
el electrón. Puede tomar valores desde l= 0, 1, 2, 3, 4, 5, ... hasta n-1
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Número cuántico magnético (m): Indica la orientación espacial del subnivel de energía, Para cierto valor de l
existen (2 l + 1) valores enteros de ml, como sigue:
Si l = 0, entonces ml = 0.
Si l = 1, entonces existen [(2 × 1) + 1], o tres valores de ml, es decir, –1, 0 y 1.
Si l = 2, hay [(2 × 2) + 1], o cinco valores de ml, es decir, –2, –1, 0, 1 y 2.
ml = -l,..., 0,..., l
Número cuántico de espín (s): Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al
girar sobre su eje. Toma valores +½ y -½
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Relación entre números cuánticos y
orbitales atómicos
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Cada orbital tiene como máximo dos electrones…
Orbital Numero máximo de
electrones
s 2
p 6
d 10
f 14
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RESUMEN
Resumiendo
El nivel está definido por el número cuántico principal (n).
El subnivel está definido por n y el número cuántico azimutal (l).
El orbital está definido por n, l y el número cuántico magnético (m).
El electrón está definido por n, l, m y el número cuántico del spin (s).
Nú
mer
os
cuán
tico
s
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Dos electrones NO pueden tener los mismos números cuánticos. En un orbital no puede haber más de dos electrones y ellos deben tener sus spines opuestos.
REGLA DE HUND O DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD
Los electrones ocupan primer los orbitales de menor energía (más cercanos al núcleo). Cuando los electrones ocupan un subnivel que tienen varios orbitales, lo hacen de forma tal que todos los orbitales posean un electrón con spins paralelos antes que se produzca el apareamiento entre ellos.
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CONCEPTOS PREVIOS
Ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.
Conocer cuántos electrones exteriores (en el último nivel de energía) tiene un átomo, permite deducir sus propiedades químicas.
ORBITAL Es una región donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón
En cada orbital sólo puede haber hasta dos electrones.
Para representar gráficamente un orbital se emplea y una flecha para representar el electrón
( o )
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Configuración electrónica
Ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales)
de un determinado átomo
Para determinar la configuración electrónica de un elemento hay que
saber cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles
El número atómico (Z) es la cantidad
de protones y por lo tanto de
electrones que hay en el núcleo de un
átomo. Todos los átomos de un
mismo elemento tienen el mismo
número atómico, y por lo tanto,
también la misma cantidad de
electrones
El numero atómico se encuentra en la tabla periódica de los elementos
El número de masa (A) o masa atómica es el número total de neutrones y
protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento
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PRINCIPIOS
Principio de Construcción (Aufbau)
Este principio establece que los electrones se distribuyen en los subniveles, en orden creciente a su energía relativa (E.R) Aufbau = palabra alemana : que significa construcción progresiva
RE n
Regla del Serrucho (Regla de Moller) La aplicación del Principio de Aufbau da origen a una regla nemotécnica para determinar la configuración electrónica de los átomos.
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Ejemplo
¿Cuál es la configuración electrónica del Potasio?
Z= 19 entonces: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Los electrones del ultimo nivel energético se denominan electrones de valencia
Escriba la configuración electrónica del elemento oxigeno e indique el numero de
Electrones de valencia
Z= 8 entonces: 1s2 2s2 2p4 El oxigeno tiene seis electrones de valencia
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Respuesta Al: 1s22s22p63s23p1.
B: 1s2 2s22p1. F: 1s2 2s2 2p5
Actividades
1. Considerando la teoría atómica de Dalton, .cuales de las siguientes afirmaciones son
ciertas?
a) Los átomos de un elemento son idénticos a los átomos de los demás elementos,
b)Todos los elementos están hechos de átomos,
c) Los átomos de dos elementos diferentes se combinan para formar compuestos,
d) En una reacción química, algunos átomos desaparecen y se forman nuevos átomos
2. Relaciona cada uno de los siguientes términos con las descripciones que se dan en los
apartados a-e:
1. protones 2. neutrones 3. electrones
a) masa atómica
b) número atómico
c) carga positiva
d) carga negativa
e) número másico-número atómico.
3. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a) El protón es una partícula cargada negativamente.
b) El neutrón es 2000 veces más pesado que el protón.
c) La unidad de masa atómica está basada en el átomo de carbono, que tiene 6 protones
y 6 neutrones,
d) El núcleo es la parte más grande del átomo.
e) Los electrones se encuentran fuera del núcleo.
4. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a. neutrón es eléctricamente neutro.
b. La masa del átomo es fundamentalmente la masa de los protones y los neutrones.
c. La carga del electrón es igual a la del neutrón, pero de signo opuesto.
d. Protón y electrón tienen masas semejantes.
e. El número másico es el número de protones
5. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos con los siguientes números atómicos:
a) 3 b) 9 c) 20 d) 33
e) 50 f)55 g) 79 h) 8
6. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos con los siguientes números atómicos:
a) 1 b) 11 c) 20 d) 26
e) 35 f)47 g) 83 h)92
7. Para los siguientes átomos, indica el número de protones, neutrones y electrones:
8. Completa la tabla siguiente:
Nombre Símbolo N0 protones N0 neutrones N0 protones
30 40
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9. Escriba la configuración electrónica del fosforo, calcio, nitrógeno e indique los
electrones de valencia.
10. Identifique el elemento específico que corresponde a cada una de las siguientes
configuraciones electrónicas:
a) 1s2 2s2 b) 1s2 2s2 2p4 c) 1s1
11. A continuación se muestra parte de los diagramas de orbital que representan las
configuraciones electrónicas de ciertos elementos en su estado fundamental. ¿Cuál de
estos diagramas viola el principio de exclusión de Pauli? ¿Cuál viola la regla de Hund?
12. Complete la siguiente tabla:
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Tabla periódica y enlace químico. Tabla periódica. Propiedades periódicas. Uniones interatómicos: iónico y covalente. Teoría del octeto. Estructura de Lewis. Electronegatividad y polaridad de enlace. Fuerzas intermoleculares
Contenidos
TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
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Los átomos de todos los elementos químicos naturales y sintéticos que existen se encuentran organizados en una tabla
conocida como Tabla Periódica. En la misma, los elementos siguen un orden de números enteros que corresponde al número atómico que cada uno de ellos contiene.
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PERIODOS Filas horizontales. Cada periodo se
numera y va desde el 1 al 7.
Corresponden a los nniveles
energéticos o sea al número cuántico
“n”
GRUPOS Filas verticales. Son 18. Los
elementos de un mismo grupo
tienen disposición similar de
sus electrones externos
La Tabla Periódica esta organizada en periodos (filas) y grupos o familias (columnas)
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CLASIFICACIÓN POR BLOQUES
Representativos
De Transición
De Transición Interna
Orbital donde se encuentra el último electrón
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Metales, no metales y metaloides Ta
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Grupos con nombres especiales
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METALES NO METALES
Buenos conductores de la
electricidad
Malos conductores de la
electricidad.
Buenos conductores del calor. Malos conductores del calor.
Brillantes. No reflejan la luz como los metales,
no tienen brillo metálico.
Maleables, se convierten con
facilidad en láminas muy finas.
Frágiles, se rompen con facilidad
Dúctiles, se transforman con
facilidad en hilos finos.
Son poco resistentes y se desgastan
con facilidad.
Tienen altos puntos de fusión y de
ebullición.
Su superficie no es tan lisa como en
los metales.
Algunos tienen propiedades
magnéticas: son atraídos por los
imanes
No son atraídos por los imanes.
Pueden formar aleaciones cuando
se mezclan diferentes metales. Las
aleaciones suman
Tienen tendencia a formar iones
positivos.
Tienen tendencia a formar iones
negativos.
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica.
Radio atómico Potencial de ionización
Electronegatividad Afinidad electrónica
Carácter metálico Carácter oxidante o reductor
Principales propiedades periódicas
Todas las propiedades periódicas dependen de algún modo de la carga nuclear efectiva (Zef) y de la distancia del electrón al núcleo
Zef: es una medida de la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones es la carga que realmente siente el electrón como consecuencia de la presencia de electrones más internos y por tanto de su efecto apantallante sobre la carga real del núcleo Z
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RADIO ATÓMICO
Se define como radio atómico a la mitad de la distancia que existe
entre los centros de dos átomos que están en contacto.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Al descender
en un grupo
los electrones
se encuentran
en niveles
energéticos
mas elevados
Al desplazarnos en un periodo
aumenta la carga positiva en el
núcleo y se incrementa la
atracción de los electrones
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Disminuye al descender
en un grupo, porque
disminuye la atracción
nuclear dado que los
electrones estan mas lejos
Aumenta de izquierda
a derecha, porque
aumenta la carga
positiva nuclear
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
AFINIDAD ELECTRÓNICA Es el cambio de energía que se desprende cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón transformándose en un ion negativo. Se denomina «afinidad electrónica» porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido
ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un enlace, es una medida relativa. Se emplea una escala propuesta por Pauling que considera al Cs como elemento de menor electronegatividad con un valor igual a 0,7 y al F como el más electronegativo con un valor de 4.
Enlace Químico
Enla
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La mayoría de los elementos químicos se se
encuentran combinados con otros átomos .
Solo los gases nobles (Grupo VIIIA)
no se combinan con otros atomos
Los gases nobles son electronicamente estables!!!
Hay excepciones a esta regla de un gran número de sustancias, en las que no
ahondaremos.
Enla
ce Q
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¿Cómo hacen los átomos para alcanzar esa configuración electrónica
estable?
Cediendo electrones
Enlace iónico
se da entre elementos de
electronegatividades muy diferentes
(metales y no metales)
Compartiendo electrones
Enlace covalente
se da entre elementos de
electronegatividades similares
(no metales)
En los metales el enlace que se establece se denomina metálico
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Estructura de Lewis electrón punto
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en
contacto sus regiones más externas, los electrones de valencia de los
átomos. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el
número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos
utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis.
Un símbolo de electron-punto de Lewis consta del símbolo del elemento y un
punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.
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Enlace iónico
Ejemplo: formación de cloruro de potasio
POTASIO (K), Z = 19 (metal) CLORO (Cl), Z=17 (no metal)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
K + Cl K+ Cl -
Iones
El enlace iónico se da entre elementos con una gran diferencia de electronegatividad . Grupos 1 y 2 A con 3,4,5,6 y 7A
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Enlace covalente
Cumplen la regla de octeto es compartiendo electrones. Cada par de
electrones que se comparten es un enlace.
Ejemplo: formación de sulfuro de hidrogeno
HIDROGENO (H), Z = 1; 1s1
El Hidrógeno (Z=1), por su cercanía,
tenderá a tener la estructura electrónica
del He (Z=2)
AZUFRE (Cl), Z=16; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
el azufre buscará la estructura electrónica
del argón
H He
S Ar
H S H H-S-H
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Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar
Enlaces Covalentes
Apolares Polares Los electrones compartidos
son igualmente atraídos por
ambos núcleos, la molécula
resultante no presenta
distribución apreciable de
cargas.
Los electrones de enlace son atraídos
de modo diferente por los dos
núcleos, la molécula presenta una
zona de carga negativa y una zona
cargada positivamente sobre el otro.
Se forma, entonces, un dipolo
Mapa de potencial electrostático
Elementos iguales, o con
la misma
electronegatividad
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Diferencia de electronegatividad y tipos de enlace
Diferencia de
electronegatividad
0 0.4 1.8 3.3
Tipo de
enlace Covalente
no polar
Covalente
polar Iónico
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Qué un compuesto sea iónico o covalente…
¿influye sobre las propiedades físicas que presentan?
Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas
diferencias en sus propiedades físicas generales debido a
que sus enlaces son de distinta naturaleza.
Además del enlace químico existen otras fuerzas de
atracción que operan entre las moléculas y se llaman fuerzas
intermoleculares.
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Fuerzas intermoleculares
Interacciones dipolo-dipolo y puente hidrógeno Las interacciones puente hidrógeno son las fuerzas intermoleculares más intensas que se establecen entre moléculas covalentes polares, lo que es un factor determinante en la formación y estructura de moléculas con función biológica, como las proteínas o el ADN
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Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión Se da en compuestos covalentes apolares, son fuerzas de atracción muy débiles
Son buenos conductores
de electricidad en
liquidos
Punto de fusión y
ebullición elevados
Solidos cristalinos
Solubles en solventes
polares
No conducen la
electricidad
Punto de fusion y
ebullicion bajos
Liquidos y gases
Solubles en solventes
apolares
COMPUESTOS IONICOS COMPUESTOS
COVALENTES
Liquidos y gases
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Compuestos covalentes vs compuestos iónicos
Actividades
1. Escribe el símbolo del elemento que tiene:
a) el radio atómico más grande del grupo 1A
b) el radio atómico más grande del periodo 4
c) el metal alcalino con mayor energía de ionización
d) la menor energía de ionización del grupo 2
2. Escribe el símbolo, número de grupo y distribución electrónica por niveles energéticos
de:
a) nitrógeno
b) sodio
c) azufre
d) boro
3. Indica cuál de los elementos Na, P, Cl o F:
a) Es un metal.
b) Tiene mayor radio atómico,
c) Tiene mayor energía de ionización,
d) Pierde más fácilmente un electrón.
e) Está en el grupo 7A (17), periodo 3.
4. Indica cuál de los elementos Mg, Ca, Br o K:
a) Es un gas noble.
b) Tiene menor radio atómico,
c) Tiene menor energía de ionización,
d) Necesita más energía para ceder un electrón,
e) Está en el grupo 2A, periodo 4.
5. Ordenar los átomos de los elementos siguientes según su electronegatividad.
a) Br, F, I y Cl en sentido creciente
b) Si, Mg, S y P en sentido decreciente.
c) Al, O, K y C en sentido creciente.
6. Indicar a cuál período y a cuál grupo pertenecen los elementos siguientes:
a) Z = 20
b) Z = 35
7. Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las
letras no representan los símbolos de los elementos, encuadre la letra V si la proposición
es verdadera y la F si es falsa:
a) A y B son elementos no metálicos
b) N y E son elementos representativos
c) Z pertenece al quinto período
d) La electronegatividad de L es menor que la de N
e) C es un elemento del segundo grupo
f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período
8. Los elementos con símbolos genéricos V, W, X, Y y Z responden a las siguientes
características:
V: configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s1
W: pertenece al 2do período grupo III A.
X: Z= 54
Y: configuración electrónica 1s22s22p63s23p5
Z: es un alcalino térreo del cuarto período.
Ordene V, W, Y y Z según el orden creciente de electronegatividad.
9. Escribe el símbolo y el nombre del elemento químico que se encuentra en el siguiente
grupo y periodo de la tabla periódica:
a) grupo 2A, periodo 3
b) grupo 7A, periodo 4
c) grupo 13, periodo 3
d) grupo 16, periodo 2
10. Escribe el nombre y número de periodo de los siguientes elementos:
a) potasio b) fósforo d) carbono e) neón
11. Indica el número de grupo de cada uno de los siguientes elementos de la tabla
periódica:
a) bromo b) argón c) potasio d) estroncio
12. Los siguientes elementos traza han demostrado ser cruciales en el funci)onamiento
del cuerpo humano. Indica si se trata de metales o de no metales.
a) zinc b) cobalto c) manganeso
d) yodo e) cobre f) selenio
13. ¿En qué grupo y periodo de la tabla periódica se encuentra un elemento cuyo Z es
33?
14. ¿En qué grupo y periodo se encuentra el elemento de símbolo químico Fe?
15. ¿Cuál es el número de electrones de valencia del elemento que se encuentra en el
periodo 2 grupo VIIIA?
16. ¿Cuántos electrones, protones y neutrones tiene un elemento que se encuentra en el
grupo VIIIA y período 4?
17. ¿Cuántos electrones tiene en su último nivel cualquier elemento que pertenezca al
grupo VIIA?
18. Los átomos de un elemento tienen 4 electrones en total. ¿En qué grupo y período se
encuentra ese elemento?
19. ¿Cuál es el número atómico de un elemento que se halla en el grupo VIIA, período 4?
20. Un elemento representativo X tiene un Z = 12 y otro elemento Y tiene un Z = 20,
¿pertenecen al mismo grupo?
21. Un elemento X tiene un Z = 11 y otro elemento Y un Z = 17. ¿Pertenecen al mismo
período?
22. ¿En qué grupo se encuentran los elementos que tienen 5 electrones en su último
nivel?
23. ¿Cuántos protones tienen los átomos de un elemento que se ubica en grupo VIA
período 4?
24. El Z de un elemento X es 16 ¿Cuál es el Z de otro elemento Y que se encuentra en el
mismo grupo inmediatamente debajo de X?
25. ¿En qué grupo y período se ubica un elemento cuyos átomos tienen 18 protones?
Diga cuál es su número de neutrones.
26. Determina el número de electrones que deben perder los átomos de los siguientes
elementos para alcanzar una configuración electrónica de tipo gas noble:
a) Li b) Mg c) Al d) Cs e) Ba
27. Determina el número de electrones que deben ganar los átomos de los siguientes
elementos para alcanzar una configuración electrónica de tipo gas noble:
a) Cl b) O c) N d) P e) I
28. Escribe el símbolo de los iones que tienen los siguientes números de protones y de
electrones:
a) 3 protones, 2 electrones b) 9 protones, 10 electrones
c) 12 protones, 10 electrones d) 26 protones, 23 electrones
e) 30 protones, 28 electrones
29. ¿Cuántos protones y electrones hay en los siguientes iones?
a) O22- b) K+ c) Br- d) S2- e)Sr2+
30. Escribe el símbolo de los iones de los siguientes elementos:
a) cloro b) potasio c) oxígeno d) aluminio
31. ¿Cuáles de los siguientes elementos forman compuestos iónicos al reaccionar entre
sí? Escriba las estructuras de Lewis correspondiente.
a) litio y cloro b) oxígeno y cloro c) potasio y oxígeno
d) sodio y neón e) sodio y magnesio
32. ¿Cuáles de los siguientes elementos forman compuestos iónicos al reaccionar entre
sí? Escriba las estructuras de Lewis correspondiente.
a) helio y oxígeno b) magnesio y cloro c) doro y bromo
d) potasio y azufre e) sodio y potasio
33. Escribir los símbolos de Lewis de los átomos siguientes: Na, C, He, Si, Ne, Ca, K, N,
Br, S, Mg, O, P y F.
34. Con los símbolos de puntos de Lewis muestre la transferencia de electrones entre los
siguientes átomos para formar cationes y aniones: a) Na y F, b) K y S, c) Ba y O, y d) Al y
N.
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Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos. Compuestos binarios, ternarios y cuaternarios. Compuestos inorgánicos: Óxidos. Halogenuros. Hidróxidos. Ácidos. Sales.
Contenidos
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Formulación y nomenclatura de compuestos
inorgánicos.
Tanto para formular como para nombrar se ha utilizado
tradicionalmente dos concepto:
• valencia: capacidad que tiene un átomo de un elemento para
combinarse con los átomos de otros elementos y formar
compuestos.
• número de oxidación diferencia entre el número de electrones que
un átomo neutro tiene en su último nivel energético y el número de
electrones que tendría en un enlace químico,
Los nox de los elementos se encuentran tabulados en el reverso de
cualquier Tabla Periódica
Una vez conocidos los nox hay que tener en cuenta siempre que la
suma de los nox de todos los átomos en una molécula neutra es cero
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NOMENCLATURA: clasificación de compuestos inorgánicos
Compuestos Inorgánicos
Binarios Ternarios Cuaternarios
Con oxigeno
Con hidrogeno
óxidos
peróxidos
superóxidos
Hidruros metálicos
Hidruros no metálicos
Sales Binarias
Hidróxidos
Oxoácidos
Sales neutras
Sales acidas
Sales básicas
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NOMENCLATURA: Formulación de compuestos binarios
Compuestos Inorgánicos Binarios
Óxidos
Básicos Metal + Oxigeno
Me2Ox
(x = nro oxidación metal)
Ácidos No Metal + Oxigeno
NoMe2Ox
(x = nro oxidación no metal)
Hidruros
Metálicos Metal + Hidrogeno
MeHx
(x = nro oxidación metal)
No Metálicos No Metal + Hidrogeno
HxNoMe
(x = nro oxidación no metal)
Hidruros no metálicos elementos de los grupos VIA y VIIA
HxNoMe(ac)
(x = menor nro oxidación no metal)
Pueden ser Hidrácidos en
solución acuosa o gases
Peróxidos
Sales Binarias
Metal + No Metal MeNoMex
(x = menor nro oxidación no metal)
elementos de los grupos VIA y VIIA
Metal (IA y IIA) + O2-
MeO2n
Metal (IA y IIA) + O22-
Me2O2n
Superóxidos
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Formulación y nomenclatura de compuestos
inorgánicos.
Prefijos y sufijos de la nomenclatura tradicional
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NOMENCLATURA: como nombrar compuestos
Compuestos Inorgánicos Binarios
Óxidos
Stock: «óxido» + nombre
del elemento (nº ox del
metal en nros romanos
entre paréntesis en caso
de más de un n° de ox)
Sistemática: prefijo «óxido»
+ prefijo-metal
Tradicional:
«óxido» de metal
(un solo nº ox)
«óxido» + metal - OSO
(menor nº de ox)
«óxido» + metal - ICO
(mayor nº de ox)
Sales Binarias
Stock: no metal + «uro» y
metal (nº ox. del metal en nros
romanos entre paréntesis en
caso de más de un n° de ox)
Tradicional : no metal + «uro»
de … metal (un solo nro ox)
no metal + «uro» y metal +
OSO (menor nº de ox)
no metal + uro y metal + ICO
(mayor nº de ox)
Peróxidos «peróxido» de …metal
Superóxidos «superoxido» de… metal
Hidruros
Metálicos y no metálicos Stock: «Hidruro» + nombre
del metal (nº ox del metal
en nros romanos entre
paréntesis en caso de
más de un n° de ox)
Sistemática: Prefijo -
Hidruro + prefijo - nombre
del metal
Tradicional:
“Hidruro” de metal
(Un solo numero ox)
“Hidruro” + metal + OSO
(menor nº de ox)
“Hidruro” + metal + ICO
(mayor nº de ox)
Hidruros no metálicos (Grupos VIA y VIIA)
Hidrácidos (en agua): «Ácido» + no metal + «hídrico»
Gases: No metal + «uro» de hidrogeno
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Compuestos Inorgánicos Ternarios
Hidróxidos
Oxido básico + agua Metal + Oxhidrilo
Me(OH)x
(x = nro oxidación metal)
Oxoácidos
Oxido ácido + agua Hidrogeno No metal Oxigeno
HxNoMeOy
(x = 2 para no metal con nro ox par)
(x = 1 para no metal con nro ox impar)
y= (nro ox no metal + x)/2
Oxosales Neutras
Hidróxido + oxoácido Metal + No Metal + Oxigeno
Mex(NoMeOy)z
(x = nro hidrógenos reemplazados en el oxácido)
(z= nro ox del metal)
Sales Binarias Acidas
Hidróxido + oxoácido Metal Hidrogeno No metal
Me(HNoMeOy)z
(z= nro ox del metal)
Solo para no metales del grupo VIA
NOMENCLATURA: Formulación de compuestos ternarios
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Compuestos Inorgánicos Ternarios
Hidróxidos
Stock: «Hidróxido» + metal (nº ox del
metal en nros romanos entre
paréntesis en caso de más de uno)
Sistemática: Prefijo - Hidróxido +
metal
Tradicional: Hidroxido de … metal
(un solo nro ox) Hidróxido y metal
«OSO» (menor nº de ox)
Hidróxido y metal «ICO» (mayor nº
de ox)
Oxoácidos
Tradicional: «ácido» y nombre de no
metal con terminación OSO (menor n°
de ox.) e ICO (mayor n° de ox o en
caso de tener un solo nro ox.)
Oxosales Neutras
* No metal «ITO» (menor n° ox) de metal +
«OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)
* No metal + «ATO» (mayor n° ox) + metal +
OSO (menor n° oxid.) ó ICO (mayor n° oxid.)
Sales Binarias Acidas
no metal - uro + ácido + metal - oso
no metal - uro + ácido + metal - ico
NOMENCLATURA: como nombrar compuestos
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Compuestos Inorgánicos Cuaternarios
Oxosales Acidas
Oxosales Básicas
Hidróxido + oxoácido Metal + No Metal + Oxigeno
(MeOH)x(NoMeOy)z
(x = nro hidrógenos reemplazados en el oxácido)
(z= nro oxhidrilos reemplazados en la base
Hidróxido + oxoácido Metal + No Metal + Oxigeno
Mex(HNoMeOy)z
(x = nro hidrógenos reemplazados en el oxácido)
(z= nro ox del metal)
SOLO PARA OXOACIDOS CON DOS O MAS HIDROGENOS
NOMENCLATURA: Formulación de compuestos ternarios
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Compuestos Inorgánicos Cuaternarios
Oxosales Acidas
Oxosales Básicas
NOMENCLATURA: como nombrar compuestos
* No metal «ITO» (menor n° ox) ACIDO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)
* No metal «ATO» (mayor n° ox) ACIDO de metal + OSO (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)
* No metal «ITO» (menor n° ox) BASICO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)
* No metal «ATO» (mayor n° ox) BASICO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)
Actividades
1. Escriba el nombre de los siguientes compuestos:
a) HBr(g) b) Fe(lO4)3 c) Ca(OH)2 d) Na(NO2) e) Ca(HSO3)2
f) HClO3 g) Au(OH) h) Li2CO3 i) HNO3 j) CuCl
k) HgSO4 l) H2Cr2O7 ll) HCl(ac) n)Na(HCO3) ñ)Mn(OH)2
o) Hl(ac) p) Al(PO3)3 q) CaF2 r) Cr(OH)3 s) CoH
2. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos
a) ácido hipoiodoso b) bromuro de hidrogeno
c) cloruro ferrico d) ácido manganico
e) hidróxido cuprico f) hidróxido plumbico
g) pirofosfato tríacido de sodio h) ácido ortofosforico
i) hipoclorito de berilio j) ácido periódico
k) Ácido clorhídrico l) Bromuro de litio
ll) hidróxido cobáltico m) Hidruro cúprico
ñ) Ioduro cobaltico o) Sulfato acido de calcio
p) Hidruro de bario q) Nitrito de Plata
r) metano s) Bromuro áurico
3. Formular o Nombrar (de una sola forma) según corresponda, las siguientes especies
químicas:
Formular Nombrar
1. Cloruro de nitrógeno (III) 1. CuCl2
2. Hidróxido de calcio 2. Na(ClO3)
3. Peróxido de litio 3. H2SO4
4. Óxido de hierro (II) 4. K2(MnO4)
5. Sulfuro de sodio 5. HClO4
6. Hidróxido de plomo (II) 6. Li2(CO3)
7. Peróxido de potasio 7. H3PO4
8. Hidróxido de plata 8. CaI2
9. Óxido de estaño (IV) 9. NH4(ClO4)
10. Hidróxido de aluminio 10. Na(HSO4)
11. Sulfuro de bario 11. K(HSO3)
12. Óxido de plata 12. PH5
13. Hidróxido de sodio 13. H2O2
14. Sulfuro de hidrógeno 14. HNO2
15. Óxido de plomo (IV) 15. K2O2
16. Hidróxido de cobre (II) 16. Li(H2PO4)
17. Cloruro de níquel (II) 17. FeCl3
18. Peróxido de bario 18. Na(MnO4)
19. Hidruro de fósforo (III) 19. CaF2
20. Hidróxido de potasio 20. Na(HCO3)
21. Ácido clórico 21. (AlOH)SO3
22. Permanganato sódico 22. Na4(P2O7)
23. Hidruro de potasio 23. Fe2O3
24. Peróxido de cobre (I) 24. Li(HCO3)
25. Ácido crómico 25. Mg(NO3)2
26. Sulfato de aluminio 26. Li2O
27. Hidruro de magnesio 27. FeS
28. Hidróxido de bario 28. Na2(HPO4)
29. Clorato potásico 29. PbS
30. Óxido de bario 30. K(HSO3)
31. Cloruro de plata 31. CuO2
32. Hidruro de estroncio 32. Na(H2PO4)
33. Hidróxido de plomo (IV) 33. H2CrO4
34. Perclorato de potasio 34. Hg(CO3)
35. Ioduro de cobre(I) 35. HNO3
36. Óxido de sodio 36. H2MnO4
37. Sulfuro de hierro(III) 37. BaO2
38. Sulfito ferroso 38. PCl3
39. Hidróxido de hierro (II) 39. CuH2
40. Cloruro de magnesio 40. Na(H2PO3)
41. Ácido mangánico 41. PI5
42. Bromuro de fósforo (III) 42. CuI
43. Bicarbonato de litio 43. CaO2
44. nitrato de mercurio(II) 44. KBr
45. Cromato de plata 45. Fe2(SO4)3
46. Ácido ortofosfórico 46. NO2
47. Carbonato de bario 47. SrO2
48. Hidróxido de mercurio (II) 48. Cu(OH)2
49. Ácido manganoso 49. HClO
50. Carbonato potásico 50. Ag(BO2)
51. Trihidruro de antimonio 51. Li2(HPO3)
52. Permanganato de calcio 52. Li2(SO3)
53. Clorato de amonio 53. BaO
54. Hidróxido de calcio 54. K2(Cr2O7)
55. Bromuro de plata 55. Pb(BrO3)2
56. Cloruro mercurioso 56. Ca(HCO3)2
57. Fosfito diácido de sodio 57. NaOH
58. Perclorato de potasio 58. H2SO3
59. Fosfina 59. Fe(IO3)2
60. Óxido de hierro (III) 60. Fe(OH)2
61. Ácido crómico 61. K(ClO3)
62. Ácido hipoyodoso 62. HIO
63. Ácido ortofosfórico 63. FeO
64. Oxido de platino (IV) 64. CaBr2
65. Ácido bromhídrico 65. Ag2S
66. Carbonato potásico 66. Ni2O3
67. Bromuro de potasio 67. HNO3
68. Ácido sulfuroso 68. HNO2
69. Sulfato férrico 69. H3PO4
70. Dihidruro de cobre 70. Cu2O
71. Óxido de cromo (III) 71. Na(MnO4)
72. Ácido mangánico 72. Hg(NO3)2
73. Heptóxido de dimanganeso 73. MgCl2
74. Ácido hipocloroso 74. H2MnO4
75. Nitrito de hierro (II) 75. H2SiO3
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Reacción química. Ecuación química. Tipos de reacciones químicas. Reacciones redox. Energía de la reacciones químicas
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CAMBIOS QUÍMICOS
Constantemente observamos cómo en la naturaleza y en nuestra vida cotidiana se producen cambios. Un charco se seca, un cubo de hielo se derrite, un trozo de hierro se oxida con el tiempo, los alimentos cambian al ser cocinados, las plantas y los animales crecen, etc.
Cambios físicos
Las sustancias siguen siendo las mismas
Cambios químicos
Las sustancias se transforman en otra u otras sustancias
REACCIONES QUÍMICAS
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REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones Químicas
Por su sentido
Por su velocidad
Por su energía
Transformación
Irreversibles
Reversibles Endotérmica
Exotérmica
Descomposición
Doble sustitución Sustitución simple
Síntesis
Lentas
Rápidas
Partícula intercambiada
Redox Ácid-base
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ECUACIONES QUÍMICAS
Las representaciones simbólica de las reacciones se llaman
ECUACIONES QUÍMICAS
Una reacción química es todo proceso químico en el cual una o más sustancias (llamadas REACTIVOS) se transforman en otras sustancias llamadas PORDUCTOS
(ac) (ac) (s) (g)
REACTIVOS PRODUCTOS
A + B C + D
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Re
acci
on
es
qu
ímic
as
AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS
En los procesos químicos el número de átomos de cada elemento que aparece en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los productos (Ley de la conservación de la materia). Cuando se produce esta situación decimos que la ecuación está ajustada o balanceada.
Si una ecuación química no está balanceada, lo primero que se debe hacer antes de realizar ningún cálculo a partir de ella es ajustarla. Para ello se colocan delante de la fórmula de cada compuesto un coeficiente apropiado, llamados coeficientes estequiométricos.
(ac) (ac) (s) (g)aA + bB cC + dD
4( ) 2( ) 2( ) 2 ( )g g g gCH O CO H O
4( ) 2( ) 2( ) 2 ( )2 2g g g gCH O CO H O
Ec. NO balanceada
Ec. balanceada
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Reacciones de oxido reducción
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Las reacciones de oxidación reducción (reacciones redox)
son transformaciones químicas de gran importancia practica,
ya que estudian fenómenos como la combustión de muchas
sustancias, la oxidación de los metales y los procesos de
producción de energía a partir de las pilas.
Asimismo, las reacciones redox tienen especial importancia en
el metabolismo de los seres vivos.
* La respiración celular y la fotosíntesis, por ejemplo, son rutas
metabólicas que transcurren gracias a este tipo de
reacciones.
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Que son las reacciones redox???
Reacciones donde los átomos experimentan cambios del número de
oxidación
Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0 +3
0 -1
Todos los elementos en su
estado fundamental tienen nox = 0
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REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN
Reacciones donde los átomos experimentan cambios del número de
oxidación
Aumento algebraico del número de oxidación pérdida, real o
aparente, de electrones
oxidación
disminución algebraico del número de oxidación ganancia, real o
aparente, de electrones
reducción
Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en las reacciones químicas y en un mismo grado.
Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0 +3
0 -1
Todos los elementos en su
estado fundamental tienen nox = 0
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REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN
Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en las reacciones químicas y en un mismo grado.
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Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0 +3
0 -1
oxidación
reducción
Se denominan agentes oxidantes a las especies que
ganan, real o aparentemente, electrones, o sea se reducen,
mientras que los agentes reductores son las especies que
pierden electrones, o sea, se oxidan.
El Cl es el agente oxidante El Fe es el agente reductor
Reacciones redox: ecuaciones
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Semirreacciones • Durante una reacción redox, el producto formado es el resultado
final de la transferencia de electrones . La reacción puede entonces
dividirse en dos «semirreacciones»:
• Semirreacciones de reducción y semirreaccion de oxidación: cada
una de las dos partes en que se separa una reacción redox y en las
que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida
de e-)
Reacción redox global
semirreacción de reducción
semirreacción de oxidación
Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s)
Fe(s) Fe3+ + 3 e-
Cl2(g) +2 e- 2 Cl-
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En las siguientes reacciones, identifica el reactivo que se oxida y el
que se reduce:
a) Zn(s)+ Cl2(g) ZnCl2(s)
b) Cl2(g) + 2NaBr 2NaCl+ Br2(g)
c) 2 PbO(s) 2 Pb(s) + O2(g)
d) 2 Li(s)+ F2(g) 2LiF(s)
e) Cl2(g) + 2 KI 2 KCl + I2(g)
c) Fe(s) + CuSO4 FeSO4 + Cu(s)
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Número de Oxidación: reglas para determinarlos a) El número de oxidación de las sustancias simples es cero.
Cuando los elementos forman moléculas, los electrones son compartidos por
igual por los átomos enlazados, sin producirse, en ninguno de ellos, una carga
neta. Por ejemplo, H2, O2, F2, N2, Cl2, etc.
b) El número de oxidación del Oxígeno combinado es 2-; en los peróxidos
es 1-; en sus compuestos con el Flúor es 2+ ó 1+.
La razón es la gran electronegatividad del oxígeno que atrae siempre los
electrones de los enlaces hacia sí cargándose negativamente y produciendo una
polaridad positiva en los átomos enlazados, a excepción del flúor, que por ser el
elemento más electronegativo, atrae hacia sí los electrones del enlace, dejando
con polaridad positiva al oxígeno.
c) El número de oxidación del ion hidrógeno es siempre 1+: a excepción de
los hidruros iónicos, en los que es 1-.
Esto se debe a la electronegatividad del hidrógeno, la cual es pequeña, pero
mayor a la de los metales, y en sus combinaciones con algunos de ellos adquiere
polaridad negativa.
d) El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre 1+ y el de
los metales alcalinos-térreos siempre 2+: el resto de los metales tienen
números de oxidación positivos y de igual valor a la valencia con que
actúan.
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Número de Oxidación: reglas para determinarlos
e) El número de oxidación de los halógenos es 1- cuando se combinan con
el hidrógeno ó con los metales, y positivo (excepto en el Flúor) cuando lo
hace con el oxígeno.
La causa es la gran electronegatividad de ellos, superior a la de todos los demás
elementos, aunque inferior a la del oxígeno, salvo en el caso del flúor que
siempre tiene estado de oxidación 1- por ser el elemento más electronegativo.
f) El número de oxidación de un ion es igual a la carga del mismo.
g) La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un
compuesto neutro es siempre cero, y la de los átomos que forman parte de
una especie cargada es igual a dicha carga.
Encontrar, en un compuesto determinado, el estado de oxidación de
cada elemento y, por lo tanto, facilita la identificación del mismo.
Determinar en qué momento una reacción química es de óxido-
reducción, pues en este tipo de reacciones, como ya se estableció, el
estado de oxidación de algunos elementos se modifica.
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Método de Igualación del Ion Electrón
Reglas de aplicación del método del Ion-Electrón
1. Identificar las especies químicas que modifican sus números de
oxidación.
2. Se escribe y se balancean la semirreacción correspondiente a la
reducción y a la oxidación. El ajuste de las ecuaciones se realiza no solo
con respecto al número y clase de átomos, sino también, eléctricamente,
es decir, que la carga eléctrica total, debe ser la misma en ambos
miembros de la ecuación. Para ello, se agrega, en el lado
correspondiente de la ecuación, el número de electrones necesarios.
3. Se observa si en la reacción están presentes ácidos o bases. Si se
encuentran ácidos se aplica el método ácido, si hay bases, el método
básico.
4. Si se aplica el método ácido se agregan moléculas de agua del lado
de donde faltan oxígeno y se balancea con protones del lado opuesto.
5. Si se aplica el método básico se agregan moléculas de agua del lado
de donde sobran oxígeno y se balancea con oxhidrilos del lado opuesto.
¿Cómo balancear estas ecuaciones?
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Método de Igualación del Ion Electrón
Reglas de aplicación del método del Ion-Electrón
6. Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones
puestos en juego en la otra.
7. Se suman las ecuaciones parciales y se simplifican las sustancias que
aparecen en ambos miembros de la ecuación. Lo propio se hace con
los electrones.
8. Se puede agregar H2O, H+ u OH- donde sea necesario, ya que los
procesos redox se realizan en solución acuosa.
¿Cómo balancear estas ecuaciones?
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x 3 ( )
x 5 ( )
Ejemplo 1: Igualar la siguiente ecuación, empleando el método del ion-
electrón (método ácido):
HNO3+ P + H2O ⇆ NO + H3PO4 +1 +5 -6 0 +2 -2 +2 -2 +3 +5 -8
NO3- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O
P + 4 H2O PO43- + 8 H+ + 5 e-
Medio acido
5 NO3- + 3 P + 20 H+ + 12 H2O +15 e- 5NO + 3 PO4
3- +10 H2O + 24 H+ +15 e-
2 H2O 4 H+
5 NO3- + 3 P + 2 H2O 5 NO + 3 PO4
3- + 4 H+
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5 HNO3+ 3 P + 2 H2O ⇆ 5 NO + 3 H3PO4
5 NO3- + 3 P + 2 H2O 5 NO + 3 PO4
3- + 4 H+
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x 6( )
x 3 ( )
Ejemplo 2: Igualar la siguiente ecuación, empleando el método del ion-
electrón (método ácido):
NaClO3+ CrCl3 + Na(OH) ⇆ NaCl + Na2CrO4 + H2O
+1 +5 -6 +3 -3 +1 -1 +1 -1 +2 +6 -8 +2 -2
ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-
Cr3+ + 8 OH- CrO42- + 4 H2O+ 3e-
Medio básico
2
1
ClO3- + 2 Cr+3 + 16 OH- + 3 H2O +6 e- Cl- + 6 OH- + 2 CrO4
2- +8 H2O + 6 e-
10 OH- 5 H2O
NaClO3+ 2 CrCl3 + 10 Na(OH) ⇆ 7 NaCl + 2 Na2CrO4 + 5 H2O Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA
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CONCEPTOS BÁSICOS
La termodinámica es el estudio de los intercambios energéticos que acompañan a los cambios físico-químicos. Al estudiar un intercambio de energía entre un sistema y su entorno, se puede predecir en qué sentido puedo ocurrir el cambio, químico o físico. En una transformación química se rompen algunos enlaces de los reactivos y se forman otros nuevos para dar lugar a los productos. Esa energía que hay que suministrar para romper las uniones entre átomos se denomina energía de enlace. La energía de enlace es una medida de la energía química de las sustancias.
Term
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Term
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ENERGÍA DE LAS REACCIONES
Desde el punto de vista energético hay dos tipos de reacciones
químicas:
•Reacciones exotérmicas: cuando la energía química de los
productos es menor que la de los reactivos y este exceso se
manifiesta como una liberación de energía.
•Reacciones endotérmicas: cuando la energía química de los
productos es mayor que la de los reactivos, y es necesaria una
aportación energética externa para que la reacción tenga lugar.
La energía intercambiada con el entorno en forma de calor se
denomina calor de reacción.
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FUNCIÓN DE ESTADO
Existen dos funciones de estados (dependen solo de los estados iniciales y finales) termodinámicas que se utilizan para predecir lo que ocurrirá en una reacción:
G: Energía libre de Gibbs H: Entalpía
La entalpia H es el calor que se transfiere durante una reacción química, a presión y volumen constante. La energía libre G es la energía disponible para realizar trabajo. Este parámetro permite determinar la espontaneidad de una reacción
Reactivos Productos
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CONCEPTOS BÁSICOS
G < 0 reacción exergónica. Termodinámicamente favorables, la energía liberada puede utilizarse para realizar un trabajo.
G > 0 reacción endergónica. Termodinámicamente desfavorables (debe realizarse trabajo).
G = 0 reacción en equilibrio. H < 0 reacción exotérmica (calor cedido por el sistema durante la reacción).
H > 0 reacción endotérmica (calor absorbido durante la reacción)
Actividades
1. Balancee las siguientes ecuaciones proporcionando los coeficientes que faltan:
a) ….. Fe(s) + ….. O2(g) ….. Fe2O3 (s)
b) ….. C2H4(g) + ….. O2(g) ….. CO2(g) +….. H2O(g)
c) ….. Al(s) + ….. HCl(ac) AlCl3(s) +….. H2(g)
2. Balancee las siguientes ecuaciones:
a) CO(g) + O2(g) CO2(g)
b) N2O5(g) + H2O(l) HNO3(ac)
c) CH4(g) + Cl2(g) CCl4(l) + HCl(g)
d) AuC3(s) + H2O(l) Al(OH)3(s) + CH4(g)
e) C5H10O2(/) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
f) Fe(OH)3(s) + H2SO4(ac) Fe2(SO4)3(ac) + H2O(/)
g) Mg3N2(s) + H2SO4(ac) MgSO4(ac) + (NH4)2SO4(ac)
3. Balancee las siguientes ecuaciones:
a) Li(s) + N2(g) Li3N(s)
b) La2O3(s) + H2O(/) La(OH)3(ac)
c) NH4NO3(s) N2(g) + O2(g) + H2O(g)
d) Ca3P2(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac) + PH3(g)
e) Ca(OH)2(ac) + H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l)
(f) AgNO3(ac) + Na2SO4(ac) Ag2SO4(s) + NaNO3(ac)
(g) CH3NH2(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) + N2(g)
4. Iguala las siguientes semi-reacciones:
a) MnO4- Mn+2
b) Cr2O72- Cr+3
c) BrO3- Br-
d) H2O2 H2O
e) NO3- NH4
+
f) H2O2 O2
g) NO2- NO3
-
h) I2 IO3-
i) CH3CH2OH CH3COOH
j) Cr+3 CrO42-
k) CN- CNO-
l) S2O32- S4O6
2-
ll) H2C2O4 CO2
m) S2O82- SO4
2-
ñ) NO3- NH2OH
o) NO3- NO
p) NO3- NO2
5. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas que correspondan con cada una de las
descripciones siguientes:
a) El carburo de calcio sólido, CaC2 reacciona con agua para formar una disolución
acuosa de hidróxido de calcio y gas acetileno, C2H2.
b) Cuando se calienta el clorato de potasio sólido, se descompone para formar cloruro de
potasio sólido y gas oxígeno.
c) El zinc metálico sólido reacciona con ácido sulfúrico para forma gas hidrógeno y una
disolución acuosa de sulfato de zinc.
d) Cuando al agua se le agrega tricloruro de fósforo líquido, reacciona para formar ácido
fosforoso acuoso, y ácido clorhídrico líquido.
e) Cuando el sulfuro de hidrógeno gaseoso se pasa a través de un hidróxido de hierro(III)
sólido caliente, la reacción que resulta produce sulfuro de hierro(III) sólido y vapor de
agua.
6. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas que correspondan con cada una de las
siguientes descripciones:
a) Cuando el trióxido de azufre gaseoso reacciona con agua, se forma una disolución de
ácido sulfúrico.
b) El sulfuro de boro, reacciona de manera violenta con agua para formar ácido bórico y
sulfuro de hidrógeno gaseoso.
c) Cuando una disolución acuosa de nitrato de plomo (II) se mezcla con una disolución
acuosa de yoduro de sodio, se forma una disolución acuosa de nitrato de sodio y un
sólido amarillo, yoduro de sodio.
d) Cuando el nitrato de mercurio (II) sólido se calienta, se descompone para formar óxido
de mercurio (II) sólido, dióxido de nitrógeno gaseoso y oxígeno.
e) El metal cobre reacciona con una disolución caliente y concentrada de ácido sulfúrico
para formar sulfato de cobre(II) acuoso, dióxido de sulfuro gaseoso y agua.
7. El permanganato potásico, en medio ácido es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno
a azufre elemental y el permanganato pasa a ion manganeso (II). Ajuste la reacción de
oxidación-reducción, póngala en forma molecular e indique el oxidante, el reductor, la
especie que se oxida y la especie que se reduce.
8. En la reacción de un mol de carbono sólido con oxígeno gas, la energía del producto
dióxido de carbono es 94 kcal menor que la energía de los reactivos, responda:
a) La reacción ¿es exotérmica o endotérmica?
b) Escribir la reacción ajustada para la reacción, incluyendo el calor de la reacción.
9. Cuando reaccionan dos moles de etanol líquido (C2H5OH) con oxígeno gaseoso (O2),
los productos son dióxido de carbono, agua y 326 kcal de calor. Escribe la ecuación
ajustada incluyendo el calor de la reacción.
10. Clasifica las siguientes reacciones como exotermicas o endotérmicas:
a) Se desprenden 125 kcal.
b) En el diagrama de energía, el nivel energético de los productos es más elevado que el
de los reactivos,
c) El metabolismo de la glucosa en el cuerpo humano proporciona energía.
11. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas:
a) En el diagrama de energía, el nivel energético de los productos es más bajo que el de
los reactivos,
b) La síntesis de proteínas en el cuerpo humano requiere energía,
c) Se absorben 30 kcal.
12. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas:
a) Gas ardiendo en un mechero Bunsen
CH4(g)+ 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)+ 213 kcal
b) Deshidratadón de la cal apagada:
Ca(OH)2(s) + 15,6 kcal CaO(s) + H2O(g)
c) Formación de óxido de aluminio y hierro a partir de aluminio y óxido de hierro:
2 Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) + 2 Fe + 204 kcal
13. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas:
a) La combustión del propano:
C3H8(g)+ 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4H2O(g) + 531 kcal
b) La formación de la sal de mesa:
2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) + 196 kcal
c) La descomposición del pentacloruro de fósforo:
PCl5(s) + 16 kcal PCl3(s) + Cl2(g)
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Estequiometría. Reactivo limitante, pureza de los reactivos, rendimiento de una reacción química.
Contenidos
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Elemento Sustancia simple conformada por átomos que poseen el mismo número atómico. También se da el nombre de elemento a los átomos de la tabla periódica
Átomo Mínima porción de materia que posee aún las propiedades del elemento.
Compuesto Sustancia pura conformada por dos o más elementos unidos íntimamente, es decir los átomos que lo conforman son diferentes.
Molécula Es la menor porción de sustancia pura (simple o compuesta) que puede existir en estado libre, conservando las propiedades de esa sustancia. También puede definirse como un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad.
Fórmula Es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su composición química.
Atomicidad Se llama así al número de átomos que forman la molécula de una sustancia pura.
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CONCEPTOS BÁSICOS
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MASAS ATÓMICAS
Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas
la masa de un átomo de plomo es de 3,53×10-26 kg !!!
¿Dónde encontrar una unidad de masa que sea acorde con las dimensiones del átomo?
en el propio mundo de los átomos
Masa del átomo de carbono = 12 unidades
1/12 de la masa del átomo de carbono
= 1 u.m.a.
unidad de masa atómica (u.m.a.) la doceava parte del isótopo de 12C. Lo que equivale a 1,66×10-27 kg.
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MASAS ATÓMICAS
Masa atómica relativa (PESOS ATOMICOS) Cociente que resulta de dividir la masa de un átomo de un elemento
entre la doceava parte de la masa del isótopo de 12C. Corresponde a la
masa de un atomo en uma. Su valor se encuentra en la tabla periódica. Ej: el átomo de H tiene una masa atómica de 1,01 uma, el Nitrógeno:
14,01 uma
MASA MOLECULAR (PESO MOLECULAR)
Es la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos que
conforman una molécula. Se expresan en unidades de masa atómica.
Por ejemplo, el PM del agua, H2O:
2×1.0 uma + 1×16.0 uma = 18.0 uma.
MASA FÓRMULA (PESO FORMULA)
Es la suma de las masas atómicas de todos los átomos en una unidad
formular del compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de
sodio, NaCl, tiene un peso fórmula de 58.44 uma.
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MASAS ATÓMICAS
La uma es una escala relativa, pero ¿existen
balanzas que pesan en umas?
MOL
Se define como la cantidad de una
sustancia dada que contiene tantas
moléculas o unidades elementales
como el número de átomos
contenidos en exactamente 12 g de 12C. El número de átomos en una
muestra de 12 g de 12C, se llama
número de Avogadro (NA) y tiene un
valor de 6.02×1023.
602200000000000000000000!!!!
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MASAS ATÓMICAS
ÁTOMO-GRAMO o MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Masa que contiene un mol de átomos. Su valor numérico es igual a la
masa atómica expresada en gramos.
Ej: la masa atómica del sodio (Na) es de 22.99 uma y su masa molar
es de 22.99 g, o sea que 6,02 x 1023 atomos de sodio pesan 22,99 g.
La masa atómica del fósforo es de 30.97 uma y su masa molar es de
30.97 g, sea que 6,02 x 1023 atomos de fosforo pesan 30,97 g
MOLECULA-GRAMO o MASA MOLAR DE UNA MOLECULA O FORMULA Masa que contiene un mol de molecula o unidad formula. Su valor
numérico es igual a la suma de las masa molares de los elementos.
Ej: la masa molar del agua o su peso molecular en gramos
corresponde a 18 g o sea la suma de las masas atomica del H y el O
expresada en gramos.
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VOLUMEN MOLAR
La Ley de Avogadro enuncia que un mol de cualquier gas en las
mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo
volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones
normales de presión y temperatura (CNPT) el volumen corresponde a
22.4 L. Las condiciones normales son: temperatura de 0°C (273 K) y
presión de 1 atm (760 mmHg).
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ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA
¿Cuántos moles hay en 24.5 g de ácido sulfúrico (H2SO4)? La masa molar del H2SO4 es 98g/mol, por lo tanto:
2 42 4
24.5 H SO0.25 deH SO
98 /
gmol
g mol
98 g H2SO4 ------------- 1 mol 24.5 g H2SO4 ----------- x = 0.25 mol
1 mol de átomos de X = 1 átomo-gramo = 6.02×1023 átomos de X = PA en g
1 mol de moléculas de AB = 6.02×1023 moléculas de AB = M o PM en g = 22.4 L (gas en CNPT)
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ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA
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ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA
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COMPOSICIÓN CENTESIMAL
Indica el porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de un compuesto.
Ejemplo
Calcular la composición centesimal del KClO3
(Datos K = 39g; Cl = 35.5g; O = 16g) PFKClO3 = 1×39g + 1×35,5g + 3×16g = 122,5 g
nº átomos del elemento peso atómico del elemento% ELEMENTO = 100
Masa molecular del compuesto
1 39% K = 100 = 31,84 %
122,5
1 35,5% Cl = 100 = 28,98 %
122,5
3 16% O = 100 = 39,18 %
122,5
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FORMULA MÍNIMA Y MOLECULAR
La fórmula mínima (o empírica) expresa la relación más simple del número de átomos en una sustancia. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número real de átomos presentes en la molécula.
AGUA Fórmula Molecular = Fórmula Mínima H2O
ETANO Fórmula Molecular C2H6 Fórmula Mínima CH3
Un compuesto está formado por C = 70,02% ,H = 3,36%, O = 26,64%. PM = 240,2 1) Calcular el número relativo de átomos que hay de cada elemento.
Para C: 70,02 / 12 = 5,835 5,835 / 1,665 3,5 Para H: 3,36 / 1 = 3,36 3,36 / 1,665 2 Para O: 26,64 / 16 = 1,665 1,665 / 1,665 = 1
SUBÍNDICES DE LA
FÓRMULA MÍNIMA
FÓRMULA MÍNIMA C7H4O2
2) Calcular la fórmula molecular PM C7H4O2 = 120 g n = 240,2 / 120 2
FÓRMULA MOLECULAR = (FÓRMULA MÍNIMA)n (C7H4O2)2 = C14H8O4
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FORMULA MÍNIMA Y MOLECULAR
La fórmula mínima (o empírica) expresa la relación más simple del número de átomos en una sustancia. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número real de átomos presentes en la molécula.
AGUA Fórmula Molecular = Fórmula Mínima H2O
ETANO Fórmula Molecular C2H6 Fórmula Mínima CH3
Un compuesto está formado por C = 70,02% ,H = 3,36%, O = 26,64%. PM = 240,2 1) Calcular el número relativo de átomos que hay de cada elemento.
Para C: 70,02 / 12 = 5,835 5,835 / 1,665 3,5 Para H: 3,36 / 1 = 3,36 3,36 / 1,665 2 Para O: 26,64 / 16 = 1,665 1,665 / 1,665 = 1
SUBÍNDICES DE LA
FÓRMULA MÍNIMA
FÓRMULA MÍNIMA C7H4O2
2) Calcular la fórmula molecular PM C7H4O2 = 120 g n = 240,2 / 120 2
FÓRMULA MOLECULAR = (FÓRMULA MÍNIMA)n (C7H4O2)2 = C14H8O4
La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones (en masa, en moles, en volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en una reacción química.
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ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN
Dato
mol gramos volumen moléculas
Incó
gnit
a
mol mol-mol gr-mol vol-mol moléc-mol
gramos mol-gr gr-gr vol-gr moléc-gr
volumen mol-vol gr-vol vol-vol moléc-vol
moléculas mol-moléc gr-moléc vol-moléc moléc-moléc
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PROTOCOLO
Escribir y balancear la reacción química (este paso es fundamental, y el que genera más fallos. Un error en las fórmulas de algunas de las sustancias o en el ajuste, hará que todos los cálculos posteriores sean incorrectos).
Escribir el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.
Calcular la masa molar (masa molecular en gramos) del dato y de la incógnita.
Atendiendo al resultado que se pide, se debe trabajar con la proporción existente entre la sustancia dato y la sustancia incógnita (indicado por los coeficientes).
Utilizando la relación del ítem 4 y mediante un simple cálculo (regla de tres imple o factor de conversión) se obtendrá el resultado buscado en la unidad que se pide en el problema (en moles, volumen, n° de moléculas, g).
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CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
1) Condiciones
ideales En este caso se supone que
las sustancias que
intervienen en la reacción
son PURAS, que la reacción
es COMPLETA y que se
recuperan totalmente los
productos de ella. Si las
sustancias son gaseosas se
considera que están en
condiciones normales de
presión y temperatura (PTN)
ó sea 1 (una) atmósfera y 0º
C ó 273 K. En este caso se
proporciona la cantidad de
UNO de los reactivos,
suponiendo que los demás
están en exceso.
2) Condiciones reales se deberá considerar de trabajar con
sustancias puras (sacar pureza), llevar a
condiciones normales (en caso que sea un
gas) y de aplicar el rendimiento cuando
sea necesario.
Seguir los siguientes pasos:
* Escribir y balancear la ecuación
* Determinar la cantidad de reactivos
puros, en caso de presencia de impurezas.
* Examinan las relaciones molares en la
ecuación química para obtener la
respuesta a la pregunta que haya sido
formulada. En esta etapa hay que tener en
cuenta si alguno de los reactivos es un
reactivo limitante, Calcular, en caso que
sea necesario el rendimiento real de la
reacción.
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El agua oxigenada (H2O2) es una sustancia que se descompone espontáneamente en agua y oxígeno. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 12 gramos de agua oxigenada?
( ) ( ) ( )2 2 2 2H O H O + Og g g2 2
( ) ( ) ( )
2
2 2 2 2
12
H O H O + Og g g
g m de O
PM = 34g / mol
2 2
Dato Incógnita
PM = 32g / mol
1) Escribimos y balanceamos la ecuación
2) Escribimos el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.
A partir de la descomposición de dos moles de H2O2 se obtiene un mol de O2
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Condiciones ideales: EJEMPLO
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( ) ( ) ( )
23 23 23
2 2 2 2
2 2 1
2 34 2 18 32
2 6,02 10 2 6,02 10 6,02 10
2 22,4 2 22,4 22,4
H O H O + Og g g
moles moles mol
g g g
moléc moléc moléc
L L L
2 2
2×34g H2O2 --------------- 32 g O2 12g H2O2 ---------------- X = 5,6g
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EJEMPLO
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Indica el porcentaje de sustancia pura que contiene la muestra. Así, por ejemplo una muestra de sulfuro de plomo (II) al 70% de pureza, indica que por cada 100 g de la muestra sólo 70 g corresponden al compuesto PbS.
Ejemplo
Se hace reaccionar 300g de hidróxido de aluminio (70% de pureza) con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Obteniéndose sulfato de aluminio y agua. Calcular la masa de sulfato de aluminio obtenida.
3 2 4 2 4 3 2Al(OH) + H SO Al (SO ) + H O
300g (70%) m=?
2 3 6
100% --------------300g Al(OH)3 70% --------------- X = 210 g Al(OH)3
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Condiciones reales: PUREZA DE REACTIVOS (P)
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Es posible que inicialmente se tenga datos de dos reactivos y lo más posible es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte del otro reactivo. El reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante y se debe identificar ya que es con él con el que se trabajará, considerándolo el dato inicial. El reactivo que no se consume completamente se denomina reactivo en exceso (RE).
Ejemplo:
La reacción de 18,9 g de ácido nítrico con 0,2 moles de hidróxido de calcio, produce nitrato de calcio agua. Determinar el reactivo limitante y los gramos de nitrato de calcio obtenidos.
3 2 3 2 2HNO + Ca(OH) Ca(NO ) + H O
18.9g 0.2 mol m=?
2 2
Relación 2 moles de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2 263 g de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2
263 g de HNO3 --------------- 1 mol de Ca(OH)2 18.9 g de HNO3 ---------------- X = 0.15 moles de Ca(OH)2
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Condiciones reales: REACTIVO LIMITANTE (RL)
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En teoría una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente (se agota). Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar.
El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona y por lo tanto qué porcentaje de producto se forma, respecto a la cantidad teórica.
El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor al 100%.
Ejemplo:
20 g de trióxido de azufre reaccionan con suficiente agua produciéndose ácido sulfúrico. Calcular los gramos de ácido que se forman si el rendimiento de la reacción es del 80%.
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3 2 2 4SO + H O H SO 80%
20g
=
80g de SO3 ------------ 98g de H2SO4 20g de SO3 ------------- X = 24.5g de H2SO4
100% -----------------24.5 g H2SO4 80% -----------------X = 19.6 g H2SO4
Condiciones reales: RENDIMIENTO DE LA REACCIÓN ()
Actividades
1. Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso:
CO(g) + O2(g) → CO2(g)
Si la reacción se inicia con 3.60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se
producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO.
2. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento del Si en cloro
gaseoso:
Si(s) + Cl2(g) → SiCl4(l)
En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl4. ¿Cuántas moles de cloro molecular
se utilizaron en la reacción?
3. El amoniaco es el principal fertilizante de nitrógeno. Se obtiene mediante la reacción
entre hidrógeno y nitrógeno.
H2(g) + N2(g) → NH3(g)
En una reacción particular se produjeron 6.0 moles de NH3. ¿Cuántos moles de H2 y
cuántos de N2 entraron en reacción para producir esta cantidad de NH3?
4. Considere la combustión del butano (C4H10):
C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
En una reacción particular se hicieron reaccionar 5.0 moles de C4H10 con un exceso de
O2. Calcule el número de moles de CO2 formado.
5. La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión del carbón,
de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes es,
aproximadamente, de 26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es:
S(s) + O2(g) → SO2(g)
¿Qué cantidad de azufre (en toneladas) presente en los materiales originales produce
esta cantidad de SO2?
6. Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio, NaHCO3) se libera
dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponjen las galletas, las
tortas y el pan. a) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición de dicho
compuesto (uno de los productos es carbonato de sodio). b) Calcule la masa de NaHCO3
que se requiere para producir 20.5 g de CO2.
7. El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar
dióxido de nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:
a) Escriba la ecuación química
b) En un experimento se mezclaron 0.886 moles de NO con 0.503 moles de O2. Calcule
cuál de los dos reactivos es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2
producido.
8. El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los cuales
destruyen el ozono de la estratosfera) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara
a partir de la reacción del fluoruro de calcio con ácido sulfúrico. Además de fluoruro de
hidrogeno también se obtiene sulfato de calcio.
En un proceso, se tratan 6.00 kg de fluoruro de calcio con un exceso de ácido sulfúrico y
se producen 2.86 kg de fluoruro de hidrogeno. Calcule el porcentaje de rendimiento de
HF.
9. Se ponen a reaccionar 102 g de una muestra de aluminio (70% de pureza) con exceso
de HCl .La reacción que se produce es:
Al + HCl AlCl3 + H2 (g)
El rendimiento es del 85%. Calcular: a) El volumen de Hidrogeno obtenido en CNPT. b)
Indicar el número de moles de HCl que se consumirían si el rendimiento fuese del 100%
10. ¿Cuál o cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar.
a) "El etino C2H2 y el benceno C6H6 tienen las mismas fórmulas empíricas y moleculares."
b) "El ciclohexano C6H12 tiene fórmula empírica CH2."
11. Calcular la masa (m) y el número de átomos presentes en 1,5 moles de átomos de
cada una de las sustancias siguientes:
a) potasio
b) argón
c) bismuto
d) plomo
12. Calcular el número y la cantidad de átomos que hay en 250 g de cada una de las
sustancias siguientes:
a) hierro
b) sodio
c) plomo
d) argón
13. Una dosis de 400 mg de talio puede ser letal para una persona adulta (interrumpe
muchos procesos celulares). Calcular para dicha masa:
a) el número de átomos de talio.
b) los moles de átomos de talio.
14. La ingesta de calcio recomendada para niños con edades entre 1 y 3 años es 500 mg
diarios. Calcular la masa que cubre este requerimiento, expresada en gramos, de cada
una de las sustancias/productos siguientes:
a) carbono de calcio,
b) fosfato diádico de calcio
c) leche vacuna (aporta 120 mg de calcio de cada 100 mL, d=1,032 g/mL.
15. El naproxeno C14H14O3 es un analgésico de uso general, empleados en el tratamiento
de dolores, la fiebre, la inflamación y la rigidez provocada por afecciones artríticas. Una de
sus formas de expendio es en comprimidos que contienen 250 mg de naproxeno.
a) ¿cuántos moles de naproxeno hay en 250 mg de dicha sustancia?
b) ¿cuántos átomos de hidrógeno hay en esa cantidad de naproxeno?
16. El percloroetileno es el solvento de limpieza a seco utilizado más comúnmente. Es un
compuesto binario formado por carbono y cloro C2Cl4. Sabiendo que 2,5 moles de ocupan
un volumen de 256 cm³ a 25°C y 1 atm, calcular:
a) su densidad.
b) la cantidad de átomos de carbono en 500 cm³.
c) la masa de carbono en 250 g del mismo.
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Solu
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Soluciones. Soluto y solvente. Clasificación de las soluciones. Solubilidad. Factores que afectan la solubilidad. Concentración de las soluciones. Unidades físicas y químicas de concentración. Diluciones.
Contenidos
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CONCEPTOS BÁSICOS
Las soluciones son mezclas homogéneas que están formadas por dos o más sustancias, el disolvente y el soluto, respectivamente.
SOLUTO: Es la sustancia disuelta en una solución; por lo regular presente en menor cantidad que el disolvente.
SOLVENTE o DISOLVENTE: Sustancia que va a disolver al soluto; por lo general presente en mayor cantidad que el soluto.
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CONCEPTOS BÁSICOS
CLASIFICACION Según el estado físico
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CONCEPTOS BÁSICOS
CLASIFICACION
máxima cantidad
de soluto que el
solvente puede
disolver a una
presión y
temperatura
determinada. Si se le
agrega más soluto
no lo disuelve.
Diluida
Según la cantidad de soluto
Concentrada Saturada
la cantidad de soluto
es muy pequeña
comparada con la
cantidad de solvente.
la cantidad de soluto
es cercana, a la
máxima cantidad
que el solvente
puede disolver a la
presión y temperatura
de preparación de la
solución.
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CONCEPTOS BÁSICOS
SOLUBILIDAD
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Se define como la cantidad de un soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una determinada temperatura y presion.
Depende de muchos factores, como el tipo de soluto, el tipo de disolvente o la temperatura. La solubilidad, que por lo general se expresa como los gramos de soluto que se pueden disolver en 100 g de disolvente
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CONCEPTOS BÁSICOS
SOLUBILIDAD: Efecto de la temperatura
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En agua, la solubilidad de la mayoria de los solidos aumenta al
aumentar la temperatura.
CONCEPTOS BÁSICOS
SOLUBILIDAD: Efecto de la presión
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A mayores presiones,
hay mas moléculas
de gas capaces de
penetrar en el liquido
La solubilidad de
los gases
aumenta con el
aumento de la
presion
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CONCEPTOS BÁSICOS: Unidades de concentración
Soluciones
Físicas
Químicas
Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p)
Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v)
Porcentaje en volumen (% v/v)
Partes por millón (ppm)
Molaridad (M)
Normalidad (N)
Molalidad (m)
Fracción molar (X)
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Indica la masa de soluto en gramos, presente en 100 gramos de solución.
x g soluto → 100 g solución
Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p)
Una solución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70 g de solvente. Expresar la solución en % p/p.
soluto + solvente → solución
20g 70g 90g 20 g azúcar → 90 g solución x g azúcar → 100 g solución
Ejemplo
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%𝒑/𝒑 =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎
%𝒑/𝒑 =𝟐𝟎 𝒈 𝒔𝒕𝒐
𝟗𝟎 𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏 = 𝟐𝟐, 𝟐𝟐 % 𝒑/𝒑
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Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v)
Indica la masa de soluto en gramos disuelto en 100 ml de solución.
x g soluto → 100 ml solución
Una solución salina contiene 30g de NaCl en 80 ml de solución. Calcular su concentración en % p/v.
30 g NaCl → 80 ml solución x g NaCl → 100 ml solución
Ejemplo
% 𝒑/𝑽 =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎
𝒙 =𝟑𝟎 𝒈 𝒔𝒕𝒐
𝟖𝟎 𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎 ml scion= 37,5 % p/V
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Indica el volumen de soluto, en ml, presente en 100 ml de solución.
x ml soluto → 100 ml solución
Porcentaje en volumen (% v/v)
Calcular la concentración en volumen de una solución alcohólica, que contiene 15 ml de alcohol disueltos en 65 ml de solución.
15 ml alcohol → 65 ml solución
x ml alcohol → 100 ml solución
Ejemplo
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% 𝑽/𝑽 =𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎
𝒙 =𝟏𝟓 𝒎𝒍 𝒔𝒕𝒐
𝟔𝟓 𝒎𝒍 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟑 % 𝑽/𝑽
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Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución. Nota 1g = 1000 mg
x mg soluto → 1000 ml solución
Partes por millón (ppm)
Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 ml de solución.
1) se debe transformar los gramos a miligramos, según la relación de arriba.
1 g → 1000 mg
0,85 g → x mg
x = 850 mg
2)Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres:
850 mg KNO3 → 670 ml solución
x mg KNO3 → 1000 ml solución
x = 1268,65 ppm
Ejemplo
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Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.
x mol → 1l o 1000 ml solución
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
Calcular la concentración molar de una solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de solución.
M = 7,2 moles KCl
7 l
M = 1,02 mol/l
7,2 mol → 7 l
x mol → 1 l
x = 1,02 mol
Solución 1 Solución 2
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𝑴 =𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
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Normalidad (N): Indica el número de equivalentes de soluto en un litro de solución.
x eq → 1l o 1000 ml solución
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
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𝑵 =𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗𝒂𝒍𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
El equivalente-gramo de un ácido es igual a su peso molecular dividido por el número de los átomos de hidrógeno contenidos en su molécula y capaces de ser sustituidos por un metal;
El peso molecular del H3PO4 es igual a 98,00 g/mol, y su equivalente:
El equivalente-gramo de una base es igual a su peso molecular dividido por la valencia del metal o del número de los grupos hidroxilos contenidos en la molécula de la base;
El peso molecular del Ca(OH)2 es igual a 74,09 g/mol, y su equivalente:
El equivalente-gramo de una sal resulta de dividir la masa de un mol por el número de cargas positivas (o el de cargas negativas) que el compuesto libere al ionizarse;
El peso molecular del Al2(SO4)3 es igual a 342,14 g/mol, y su equivalente:
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
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e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =𝟗𝟖
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝟑 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟑𝟐, 𝟔𝟕𝒈/𝒆𝒒
e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =𝟕𝟒,𝟎𝟗
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝟐 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟑𝟕, 𝟎𝟓 𝒈/𝒆𝒒
e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝒂𝒎𝒐 =𝟑𝟏𝟒
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝟔 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟓𝟕, 𝟎𝟐 𝒈/𝒆𝒒
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¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 40 g de ácido sulfúrico en 600 ml de solución?
49 g H2SO4 ---------- 1 eq
40 g H2SO4 ---------- x = 0,82 eq
0,6 l ---------- 0,82 eq
1 l ---------- x = 1,37N
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
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Solu
cio
nes
e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =𝟗𝟖
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝟐 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟒𝟗 𝒈/𝒆𝒒
Molalidad (m): número de moles de soluto por kilogramo de disolvente.
x moles → 1Kg o 1000 g disolvente
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
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Solu
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𝒎 =𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝟏 𝒌𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆
19/09/2015
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Una solución de ácido clorhídrico contiene 36 % p/p de ácido clorhídrico. Calcular la molalidad de ácido clorhídrico en la solución.
Que la solución sea del 36 % p/p implica que contiene 36g de HCl en 100g de solución.
Masa de solución = masa de soluto + masa de disolvente
Masa de disolvente = masa de solución – masa de soluto
Masa de disolvente = 100 g - 36 g = 64g
36,5g de HCl --------- 1 mol
36g de HCl --------- x = 0,99 moles de HCl
64 g de disolvente --------- 0,99 moles
1000 g de disolvente --------- x= 15 molal
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
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Solu
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𝒎 =𝟎, 𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝟎, 𝟎𝟔𝟒 𝒌𝒈 = 𝟏𝟓 𝒎
Expresa la concentración en función de cada uno de los componentes de la solución, relaciona el n° de moles de cada uno de los componentes con el n° total de moles de todas las sustancias presentes en la solución.
Una solución gaseosa contiene 2 g de helio y 4 g de oxígeno. ¿Cuáles son
las fracciones molares de helio y oxígeno en la solución?
4 g He ---------- 1 mol He 32 g de O2 ---------- 1 mol O2
2 g He ---------- x = 0,5 mol He 4 g de O2 ---------- x = 0,125 mol O2
n totales = 0,5 mol + 0,125 mol = 0,625 mol
Fracción molar (X)
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Solu
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𝑿𝒊 =𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒐𝒏𝒆𝒏𝒕𝒆 "𝒊"
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔
𝑿𝑯𝒆 =𝟎, 𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝒆𝒍𝒊𝒐
𝟎, 𝟔𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔= 𝟎, 𝟖 𝑿𝑶𝟐 =
𝟎, 𝟏𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝒐𝒙𝒊𝒈𝒆𝒏𝒐
𝟎, 𝟔𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔= 𝟎, 𝟐
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dilución
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Solu
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Diluciones
Es muy frecuente preparar soluciones menos concentradas a partir de otras mas concentradas por adicion de solvente. En un proceso de dilución se conserva la cantidad de soluto
Cantidad de soluto de la solución inicial = cantidad de soluto en la solución final
Vi . Ci = Vf . Cf
22
Ejemplo:
¿Que concentración tiene la solución resultante de diluir 39 ml de
disolución de glucosa 0,25 M por agregado de agua hasta 750 ml?
Podemos despejar la fórmula:
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Solu
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Diluciones
𝑴𝒇 =𝟑𝟗 𝒎𝒍 . 𝟎, 𝟐𝟓 𝑴
𝟕𝟓𝟎 𝒎𝒍= 𝟎, 𝟎𝟏𝟑 𝑴 𝑴𝒇 =
𝑽𝒊 . 𝑴𝒊
𝑽𝒇
Actividades
1. La solubilidad del KCl en agua es de 34 g/100 g de agua a 20 °C. En el laboratorio, un
alumno añade 75 g de KCl a 200 g de agua a una temperatura de 20 °C.
a) ¿Cuánto KCl se disolverá?
b) La disolución resultante, ¿será saturada o no saturada?
c) ¿Cuál es la masa del posible exceso de KCl que permanece sin disolver en el fondo del
recipiente?
2. Un compuesto de carbono, sodio y oxígeno contiene, en masa, 11,3% de carbono y
45,3% de oxígeno.
a) calcular la masa de sodio en 50 g del compuesto.
b) Cuando se agrega 150 ml de agua (ρ = 1 g/ml) a 23 g del compuesto se obtiene un
sistema homogéneo. Calcular el % m/m (p/p) del compuesto en el sistema.
3. Se mezclaron 7,20 g de yodo sólido I2, con 60,0 ml de tetracloruro de carbono líquido,
CCl4 (ρ = 1,59 g/ml). El sistema final consistió en 6,50 g de yodo sin disolver y una
solución de I2 en CCl4.
a) Calcular la composición centesimal del sistema.
b) Calcular el % p/p de yodo en la solución obtenida.
c) Que concentración molar tiene la solución (suponga volumen despreciable el del I2)
4. Una disolución salina fisiológica contiene 154 meq/l de NaCl. ¿Cuántos moles de NaCl
hay en 1,00 l de disolución?
5. Una disolución para reponer la pérdida de potasio contiene 40 meq/l de KCl. ¿Cuántos
moles de KCl hay en 1,5 l de disolución?
6. Calcula el porcentaje en peso (% p/p) de una disolución que contiene 15,5 g de sulfato
de sodio y 75,5 g de agua.
7. ¿Cuántos gramos de carbonato de potasio contienen 750 ml de una disolución de
carbonato de potasio al 3,5% (p/v)?
8. Una paciente es alimentada mediante líquidos administrados por la vena cava. Cada 12
horas se le administran 500 ml de una disolución que contiene aminoácidos (proteínas) al
5,0% (p/v) y glucosa (carbohidratos) al 20% (p/v) junto a otros 500 ml de una disolución
de grasas (lípidos) al 10% (p/v).
a) ¿Cuántos gramos de aminoácidos, glucosa y lípidos se le administran a la paciente al
día?
b) ¿Cuántas kilocalorías recibe cada día?
9. Un brandy tiene un contenido en alcohol del 40,0% (m/v). ¿Cuántos mililitros de alcohol
contienen 750 ml de brandy?
10. ¿Cuántos mililitros de una disolución de alcohol etílico al 12% (v/v) se necesitan para
obtener 4,5 ml de alcohol etílico puro?
11. ¿Cuántos litros de disolución de glucosa al 5% (v/v) se necesitan para obtener 75 g de
glucosa?
12. Si trabajases en un laboratorio, ¿cómo prepararías 0,250 l de una disolución de KCl
2,00 M?
13. ¿Cuál es la molaridad de una disolución que contiene 15,6 g de KCl en un volumen de
274 ml?
14. Se ha preparado una disolución con 70,0 g de ácido nítrico y 130,0 g de agua, con
una densidad de 1,21 g/ml:
a) ¿Cuál es el porcentaje en masa (% p/p) de la disolución de ácido nítrico?
b) ¿Cuál es el volumen total de la disolución?
c) ¿Cuál es su porcentaje en masa/volumen (% p/v)?
d) ¿Cuál es su molaridad (M)?
15. ¿Cuál es la molaridad de una disolución de NaOH al 15% (m/v)?
16. ¿Cuántos gramos de soluto contienen las siguientes disoluciones?
a) 2,5 l de nitrato de aluminio 3,0 M
b) 75 ml de C6H12O6 0,50 M
c) 235 ml de LiCl 1,80 M
17. ¿Cuántos mililitros de las siguientes disoluciones contienen 25.0 g de NaOH?
a) KOH 2,50 M
b)KOH 0,750 M
c) KOH 5,60 M
18. Determinado antiácido contiene hidróxido de aluminio, ¿Cuántos mililitros de ácido
clorhídrico 6,00 M reaccionarán completamente con 60,0 ml de hidróxido de aluminio 1,00
M?
19. Calcular la molaridad y normalidad de la solución que contiene 10 g de NaCN en 250
ml de solución.
20. Calcular la molaridad y la normalidad de una solución que contiene 9.8 gramos de
ácido sulfúrico en un litro de solución.
21. ¿Qué cantidades de soluto y solvente necesita para preparar una solución acuosa 1.5
molal (1.5 m) de KOH?
22. Calcula la fracción molar de un ácido sulfúrico comercial del 95% en masa y densidad
de 1,83 g/cm3
23. Calcula la Molaridad , molalidad y fracción molar de un ácido nítrico comercial del
30% en masa y densidad de 1,41g/cm3
24. En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 % en
masa de HCl, densidad 1,18 g/ml. Calcula:
a) La molaridad, molalidad y fracción molar del ácido.
b) El volumen de este ácido que se necesita para preparar 1 l de disolución 2 M.
25. Una disolución de hidróxido de potasio contiene 22,4 g de la base en 400 cm3 de
disolución. Se toman 100 cm3 de dicha disolución, cuya densidad es 1,01 g/cm3 a los que
se añaden 200 cm3 de otra disolución 1,2 M de la misma sustancia, y 10 cm3 de agua. a)
¿Cuál será la molalidad, fracción molar y tanto por ciento en peso de la disolución inicial
de KOH?
b) ¿Cuántos gramos de soluto habrá en 20 cm3 de la nueva disolución, suponiendo que
los volúmenes son aditivos?
26. Se quiere preparar una disolución de H2SO4 del 20 % y densidad 1,14 g/ml a partir de
una disolución concentrada del 98 % y densidad 1,84 g/ml
a) Determina la molaridad de la disolución concentrada.
b) Calcula la cantidad, en volumen, de H2SO4 concentrado que hay que tomar para
preparar 100 ml de la disolución diluida.
c) Escribe como procedería en la preparación de la disolución diluida, citando el material
de laboratorio que utilizaría.
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ica
Cinética: Velocidad de una reacción química. Factores que modifican la velocidad de una reacción. Catalizadores. Energía de activación.
Contenidos
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CONCEPTOS BÁSICOS
Es la rama de la química que estudia la velocidad de las reacciones y sus mecanismos.
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A B
tiempo
moléculas B
moléculas A
Nú
mer
o d
e m
olé
cula
s
CONCEPTOS BÁSICOS
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CONCEPTOS BÁSICOS
La velocidad de reacción puede representarse como los cambios de concentración de los reactivos o los productos. Puede determinarse a partir de la: • Desaparición de uno de los reactivos por unidad de tiempo • Aparición de uno de los productos que se forman por unidad
de tiempo. En lugar de cantidad de sustancia (en moles), se utilizan casi siempre concentraciones, expresada normalmente en mol/litro. Como unidad de tiempo se emplea generalmente el segundo. Por tanto la velocidad de reacción se expresa normalmente en mol/litro/s (o M/L).
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ica
CONCEPTOS BÁSICOS
Por convención, las velocidades siempre se expresan como cantidades positivas. Como [A] disminuye con el tiempo, [A] es un numero negativo. Utilizamos el signo negativo para convertir el [A] negativo en una velocidad positiva.
tiempo
A B
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4
aA + bB cC + dD
velocidad = - [A]
t
1
a = -
[B]
t
1
b =
[C]
t
1
c =
[D]
t
1
d
VELOCIDAD DE REACCIÓN Y ESTEQUIMOMETRIA
Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) 2 N2 (g) + 6 H2O (g)
Δ[NH3] Δ[O2] Δ[N2] Δ[H2O]
v = – = – = = 4 Δt 3Δt 2 Δt 6Δt
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a Q
uím
ica
VELOCIDAD PROMEDIO
Para una reacción hipotética:
A B
Velocidad promedio (secante)
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VELOCIDAD INSTANTÁNEA
Para una reacción hipotética:
A P La velocidad de las reacciones químicas varía bastante con el tiempo. Esto hace que tengamos que utilizar el concepto de velocidad instantánea para un tiempo dado, t, que se define como la derivada de la concentración (de un reactivo o de un producto) con respecto al tiempo. Si se aplica el límite a la función, con t2 tendiendo a t1 (t2 t1, o t 0):
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a Q
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ica
Br2 (ac) + HCOOH (ac) 2Br- (ac) + 2H+ (ac) + CO2 (g)
tiempo Rojo
EJEMPLO
Incoloro
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Cin
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a Q
uím
ica
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EJEMPLO
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Cin
étic
a Q
uím
ica velocidad
velocidad
velocidad
EJEMPLO
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Cin
étic
a Q
uím
ica
Utilizando los datos de la tabla anterior, podemos calcular la velocidad promedio del primer intervalo de 50 s como sigue:
velocidad
velocidad
Velocidad media
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Cuando la concentración del bromo se reduce a la mitad, la velocidad de la reacción también lo hace. Por tanto, la velocidad es directamente proporcional a la concentración de Br2, es decir
k se conoce como constante de velocidad, una constante de la proporcionalidad entre la velocidad de la reacción y la concentración del reactivo.
EJEMPLO
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a Q
uím
ica
velocidad
velocidad
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química
VELOCIDAD INSTANTÁNEA
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a Q
uím
ica
𝒌 = 𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅
𝑩𝒓
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A B Para reacciones más complejas, debemos ser muy cuidadosos para escribir la expresión de la velocidad. Considere, por ejemplo, la reacción
2A B En ella desaparecen dos moles de A por cada mol de B que se forma; esto es, la velocidad con la cual se forma B es la mitad de la velocidad con la cual A desaparece. De esta manera, la velocidad puede expresarse como
Velocidad de reacción y estequiometría
Cin
étic
a Q
uím
ica
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Cin
étic
a Q
uím
ica
𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅 = − 𝚫 𝑨
𝚫𝒕=
𝚫 𝑩
𝚫𝒕
𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅 = −𝟏
𝟐 𝚫 𝑨
𝚫𝒕 ó 𝒗 =
𝚫 𝑩
𝚫𝒕
Velocidad de reacción y estequiometria
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Cin
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a Q
uím
ica velocidad
velocidad
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Velocidad de reacción y estequiometría
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Cin
étic
a Q
uím
ica Suponga que en un momento durante la reacción, el oxigeno molecular esta reaccionando
con una velocidad de 0,024 M/s. a) ¿Con que velocidad se esta formando el pentoxido de
nitrógeno. B) ¿Con que velocidad esta reaccionando el dióxido de nitrógeno?
velocidad
Velocidad de reacción y estequiometría
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Cin
étic
a Q
uím
ica
SOLUCION: a) A partir de la expresion de velocidad anterior tenemos:
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La ley de velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de la velocidad y la concentración de los reactivos, elevados a alguna potencia. Para la reacción general
donde x y y son números que se determinan experimentalmente. Observe que, en general, x y y no son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b.
Orden global = x + y.
LEY DE VELOCIDAD
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a Q
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ica
velocidad
La reacción es de primer orden respecto de F2, de primer orden respecto a ClO2 y (1 + 1) o de segundo orden global.
LEY DE VELOCIDAD
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a Q
uím
ica
velocidad
velocidad
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LEY DE VELOCIDAD
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ica
velocidad
A partir de los siguientes datos, medidos a dicha temperatura, determine: a)
ley de velocidad, b) su constante de velocidad, c) la velocidad de la reacción
cuando NO = 12.0 x 10-3 M y H2 = 6.0 x 10-3 M
Reacciones de primer orden Una reacción de primer orden es una reacción cuya velocidad depende de la concentración de un reactivo elevada a la primera potencia. En una reacción de primer orden del tipo
ORDEN DE REACCIÓN
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ica A producto
La velocidad será: 𝑣 = −Δ 𝐴
Δ𝑡
A partir de la ley de velocidad: 𝑣 = 𝑘 𝐴
Para obtener las unidades de k: 𝑘 = 𝑣
𝐴=
𝑀/𝑠
𝑀= 𝑠−1
Al combinar las dos primeras ecuaciones para la velocidad obtenemos:
−Δ 𝐴
Δ𝑡= 𝑘 𝐴
Mediante el calculo, esto es reordenando esta expresión e integrando se
obtiene la ley integrada de velocidad:
𝒍𝒏𝑨 𝒕
𝑨 𝟎= −𝒌𝒕
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ORDEN DE REACCIÓN
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ica
Características de una reacción de primer orden: a) disminución de la
concentración del reactivo con el tiempo b) Grafica de ln At contra t.
Vida media de reacción
Otra medición de la velocidad de una reacción, que se relaciona con la
concentración y el tiempo, es la vida media, t1/2, que es el tiempo requerido para
que la concentración de un reactivo disminuya a la mitad de su valor inicial.
Podemos obtener una expresión de t1/2 para una reacción de primer orden de la
siguiente manera:
La vida media de una reacción de primer orden es independiente de la concentración inicial del reactivo
TIEMPO DE VIDA MEDIA
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La descomposición del etano (C2H6) en radicales libres metilo es una reacción
de primer orden, cuya constante de velocidad es 5,36 x 10-4 s-1 a 700 C:
Para una reacción de primer orden, solo necesitamos la constante de
velocidad para calcular la vida media de la reacción:
A producto
La velocidad será:
𝑣 = −Δ 𝐴
Δ𝑡
A partir de la ley de velocidad:
𝑣 = 𝑘 𝐴 2
Para obtener las unidades de k:
𝑘 = 𝑣
𝐴 2 = 𝑀/𝑠
𝑀2 = 𝑀−1 𝑠−1
Al combinar las dos primeras ecuaciones para la velocidad obtenemos:
−Δ 𝐴
Δ𝑡= 𝑘 𝐴 2
Mediante el calculo, esto es reordenando esta expresión e integrando se
obtiene la ley integrada de velocidad:
Una reacción de segundo orden es una reacción cuya velocidad depende de la concentración de uno de los reactivos elevada a la segunda potencia o de la concentración de dos reactivos diferentes, cada uno elevado a la primera potencia. El tipo más sencillo comprende sólo una clase de molécula como reactivo:
REACCIONES DE ORDEN 2
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Podemos obtener una ecuación para la vida media de una reacción de segundo orden al establecer [A]t = [A]0/2 en la ecuación (13.7).
Observe que la vida media de una reacción de segundo orden es inversamente proporcional a la concentración inicial del reactivo.
REACCIONES DE ORDEN 2
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ica
Reacciones de orden cero
Las reacciones de primero y de segundo orden son los tipos de reacciones más conocidas. Las reacciones de orden cero son poco comunes. Para una reacción de orden cero
Por tanto, la velocidad de una reacción de orden cero es una constante, independiente de la concentración de los reactivos. Mediante el cálculo, se puede obtener la ecuación integrada de velocidad para una reacción de orden cero:
REACCIONES DE ORDEN 0
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A producto
𝑣 = 𝑘 𝐴 0
Para calcular el tiempo de vida media de una reaccion de orden cero, establecemos que:
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Factores que afectan a la velocidad
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Factores que influyen en la velocidad de reacción
• Naturaleza de las sustancias.
• Estado físico: Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución.
• Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos): En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división.
• Concentración de los reactivos: Al aumentar la concentración aumenta la velocidad.
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• Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos)
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La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.
* Concentración de los reactivos
concentrada diluida Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA
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• Temperatura. Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.
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Reacción entre CaCO3 y HCl con formación de CO2, izquierda: 0 °C, derecha: 50 °C
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Dependencia de la constante de velocidad respecto a la temperatura
Ea es la energía de activación (J/mol)
R es la constante de gas (8.314 J/K . mol)
T es la temperatura absoluta
A es el factor de frecuencia
(Ecuación de Arrhenius)
Co
nst
ante
de
ve
loci
dad
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Temperatura
Co
nst
ante
de
ve
loci
dad
𝐥𝐧 𝒌 = −𝑬𝒂
𝑹
𝟏
𝑻+ 𝐥𝐧 𝑨
𝒌 = 𝑨 . 𝒆(−𝑬𝒂𝑹𝑻
)
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𝐥𝐧 𝒌 = −𝑬𝒂
𝑹
𝟏
𝑻+ 𝐥𝐧 𝑨
Factores que influyen en la velocidad de reacción
Catalizadores • Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se
modifican pues se recuperan al final y no aparece en la ecuación global ajustada.
• Modifican el mecanismo y por tanto Ea.
• No modifican las constantes de los equilibrios.
• Pueden ser:
– Positivos: hacen que “v” pues consiguen que Ea.
– Negativos: hacen que “v” pues consiguen que Ea.
• Los catalizadores también pueden clasificarse en:
– Homogéneos: en la misma fase que los reactivos.
– Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.
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20
k = A • exp( -Ea/RT ) Ea k
sin catalizador catalizador
velocidadcon catalizador > velocidadsin catalizador
Avance de la reacción Avance de la reacción
Ener
gía
po
ten
cial
Ene
rgía
po
ten
cia
l
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Energía de activación
Transcurso de la reacción
Complejo activado
Reactivos
H<0
Energía de activación
Transcurso de la reacción
Complejo activado
Reactivos
H>0
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
Ea
Reacción no catalizada Reacción catalizada
Catalizador
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Catalizadores enzimáticos
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De todos los procesos complicados que han evolucionado en los sistemas vivos, el más complicado, y al mismo tiempo esencial, es la catálisis enzimática. Las enzimas son catalizadores biológicos. Lo más asombroso de las enzimas no sólo es que pueden aumentar la rapidez de las reacciones bioquímicas por factores que van de 106 a 1018, sino que también son altamente específicas. Una enzima actúa sólo sobre determinadas moléculas, llamadas sustratos (es decir, reactivos), mientras que deja el resto del sistema sin afectar.
Actividades
1. Escriba las expresiones de velocidad para las siguientes reacciones, en función de la
desaparición de los reactivos y de la aparición de los productos:
a) H2(g) + O2(g) → H2O(g)
b) NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g)
2. Considere la reacción
NO(g) + O2(g) → NO2(g)
Suponga que, en un momento en particular durante la reacción, el óxido nítrico (NO)
reacciona a una velocidad de 0.066 M/s. a) ¿Cuál es la velocidad de formación del NO2?
b) ¿Cuál es la velocidad con la que reacciona el oxígeno
molecular?
3. Considere la reacción
N2(g) + H2(g) → NH3(g)
Suponga que, en un momento en particular durante la reacción, el hidrógeno molecular
reacciona a una velocidad de 0.074 M/s. a) ¿Cuál es la velocidad de formación del
amoniaco? b) ¿Cuál es la velocidad con la que reacciona el nitrógeno molecular?
4. Dada la reacción:
Con los datos de la tabla calcule la velocidad de la reacción en el momento en que [F2] =
0.010 M y [ClO2] = 0.020 M.
5. Considere la reacción: A + B → productos. A
partir de los siguientes datos, obtenidos a cierta
temperatura, determine el orden de la reacción y
calcule la constante de velocidad:
velocidad
6. ¿Cuál es la vida media de un compuesto si 75% de una muestra de este compuesto se
descompone en 60 min? Suponga una cinética de primer orden.
7. La descomposición térmica de la fosfina (PH3) en fósforo e hidrógeno molecular es una
reacción de primer orden:
PH3(g) → P4(g) + H2(g)
La vida media de la reacción es 35.0 s a 680°C. Calcule:
a) la constante de velocidad de primer orden para la reacción.
b) el tiempo requerido para que se descomponga 95% de la fosfina.
8. La constante de velocidad para la reacción de segundo orden:
NOBr(g) → NO(g) + Br2(g)
es de 0.80/M · s a 10°C.
a) Comenzando con una concentración de 0.086 M, calcule la concentración de NOBr
después de 22 s.
b) Calcule la vida media cuando [NOBr]0 = 0.072 M y cuando [NOBr]0 = 0.054 M.
9. La constante de velocidad para la reacción de segundo orden:
NO2(g) → NO(g) + O2(g)
es de 0.54/M · s a 300°C. ¿Cuánto tiempo tomará (en segundos) para que la
concentración de NO2 disminuya desde 0.62 M hasta 0.28 M?
10. La ley de velocidad integrada para una reacción de orden cero A → B es [A]t = [A]0 –
kt. a) trace las siguientes gráficas:
i) velocidad contra [A]t
ii) [A]t contra t.
11. Un recipiente contiene una mezcla de los compuestos A y B. Ambos compuestos se
descomponen siguiendo una cinética de primer orden. La vida media es de 50.0 min para
A y de 18.0 min para B. Si las concentraciones de A y B son iguales al inicio, ¿cuánto
tiempo transcurrirá para que la concentración de A sea cuatro veces la de B?
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Equilibrio químico. Constante de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio.
Contenidos
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CONCEPTOS BÁSICOS
ESTAR EN EQUILIBRIO SIGNIFICA ESTAR EN UN ESTADO DE BALANCE.
Se forma una mezcla en equilibrio debido a que la reacción es reversible.
Cuando se alcanza un estado de equilibrio; La concentraciones de las sustancias ya no cambian con el tiempo.
donde kd y ki son las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa, respectivamente. En el equilibrio, la velocidad a la que se forman los productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad a la que se forman los reactivos a partir de los productos
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CONCEPTOS BÁSICOS
En el equilibrio, la velocidad a la que se forman los productos a partir de
los reactivos es igual a la velocidad a la que se forman los reactivos a partir de los productos
No hay diferencia alguna si comenzamos con N2O4 o con NO2, o
incluso con alguna mezcla de ambos. En el equilibrio, la relación es igual a un valor especifico.
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CONCEPTOS BÁSICOS
Una vez que el equilibrio se establece, las concentraciones de N2O4 y
NO2 ya no cambian.
Sin embargo, si la composicion de la mezcla de equilibrio permanece constante con el tiempo, no quiere decir que el N2O4 y el NO2 dejen de
reaccionar. Por el contrario, el equilibrio es dinamico; algo del N2O4
continua convirtiendose en NO2, y algo del NO2 continua
convirtiendose en N2O4 . No obstante, en el equilibrio, los dos procesos ocurren a la misma velocidad,
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LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
En 1864, Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) y Peter Waage (1833-
1900) postularon su ley de acción de masas, la cual expresa, para
cualquier reacción, la relación entre las concentraciones de los
reactivos y productos presentes en el equilibrio.
A esta relación la llamamos expresión de la constante de equilibrio: Kc.
El subíndice c en la K indica que se utilizan concentraciones expresadas
en molaridad para evaluar la constante.
El valor de la constante de equilibrio no depende de las cantidades
iniciales de los reactivos y productos. El valor de la constante de
equilibrio solo depende de la reacción especifica y de la temperatura.
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LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
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LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
el valor de Kc es constante aunque las concentraciones iniciales varíen
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Ejemplo
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LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Magnitud de las constantes de equilibrio
Las constantes de equilibrio pueden variar de muy grandes a muy
pequeñas.
INTERPRETAR Y TRABAJAR CON LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO
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EQUILIBRIOS HETEROGENEOS
Muchos equilibrios involucran sustancias que se encuentran en la
misma fase: equilibrios homogéneos.
En otros casos, las sustancias en equilibrio se encuentran en fases
distintas, lo que da lugar a equilibrios heterogéneos.
¿cómo expresamos la concentración de una sustancia sólida?
Siempre que un sólido o líquido puro esté involucrado en un
equilibrio heterogéneo, su concentración no se incluye en la
expresión d e la constante d e equilibrio d e la reacción
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LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
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Escribir las expresiones de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:
Calculo de la CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Un sistema cerrado que en un principio contiene H2 1.00 x 10-3 M y I2
2.00 x 10-3 M a 448 °C se permite que alcance el equilibrio.
Al analizar la mezcla de equilibrio se encontró que la concentración
de HI es 1.87 x 10-3 M. Calcule Kc a 448 °C para la reacción
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Calculo de la CONSTANTE DE EQUILIBRIO
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Calculo de la CONSTANTE DE EQUILIBRIO
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Calculo de las concentraciones en equilibrio
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Se llena un recipiente de 1 l con 1 mol de H2 y 2 mol de I2 a 448 C. El valor de Kc para la reacción es de 50,5. ¿Cuáles son las concentraciones en equilibrio de hidrogeno, iodo y ioduro de hidrogeno en moles por litro?
Calculo de las concentraciones en equilibrio
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Calculo de las concentraciones en equilibrio
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Factores que afectan el equilibrio
PRINCIPIO DE LE CHATELIER Explica como afecta al equilibrio químico la modificación de ciertos
factores tales como la temperatura, la presión aumenta, la
modificación de las concentraciones de las sustancias.
El principio de Le Chatelier puede expresarse de la siguiente forma:
Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de
temperatura, presión o la concentración de uno de los componentes,
el sistema desplazara su posición de equilibrio de manera que se
contrarreste el efecto de la perturbación.
El principio de Le Chatelier permite hacer predicciones cualitativas
acerca de la respuesta de un sistema en equilibrio a diversos cambios
en las condiciones externas.
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Factores que afectan el equilibrio
Cambio en las concentraciones de reactivos o
productos Si un sistema químico está en equilibrio y aumentamos la concentración
de una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), el sistema
reacciona para consumir parte de la sustancia. Por el contrario, si
disminuimos la concentración de una sustancia, el sistema reacciona
para producir parte de la sustancia
Agregar H2 ocasionaría que el sistema se desplace de tal forma que
reduzca la concentración recién aumentada de H2. Este cambio
puede ocurrir sólo mediante el consumo de H2 y el consumo simultáneo
de H2 para formar más HH3
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Factores que afectan el equilibrio
Efectos de los cambios de volumen y presión Si un sistema está en equilibrio y su volumen disminuye, (aumenta su
presión) el principio de Le Chátelier indica que el sistema reaccionará
desplazando su posición de equilibrio para reducir la presión. Un sistema
puede reducir su presión disminuyendo el número total de moléculas
gaseosas. De este modo, a temperatura constante, reducir el volumen
de una mezcla de equilibrio gaseosa ocasiona que el sistema se
desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas.
P V entonces la reacción se desplaza a la izquierda
1 mol 2 moles
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Factores que afectan el equilibrio
Efecto de los cambios de temperatura Los cambios en las concentraciones o en las presiones parciales
provocan desplazamientos en el equilibrio sin modificar el valor de la
constante de equilibrio. Por el contrario, casi todas las constantes de
equilibrio cambian de valor al cambiar la temperatura.
Tratemos al calor como si fuera un reactivo quimico:
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Actividades
1. Escriba las expresiones de Kc, en las siguientes reacciones.
En cada caso indique si la reacción es homogénea o heterogénea.
a) O3(g) ⇄ O2(g)
b) Ti(s) + Cl2(g) ⇄ TiCl4(l)
c) C2H4(g) + H2O(g) ⇄ C2H6(g) + O2(g)
d) C(s) + H2(g) ⇄ CH4(g)
e) HCl(ac) + O2(g) ⇄ H2O(l) + Cl2(g)
2. Cuando las siguientes reacciones se encuentran en equilibrio, ¿la mezcla de equilibrio
estará compuesta en su mayoría por reactivos, o por productos?
a) N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g); Kc = 15 x 10-10
b) 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO2(g); Kc = 2.5 x 109
3. ¿Cuál de las siguientes reacciones está desplazada hacia la derecha, y favorece la
formación de productos, y cuál está desplazada hacia la izquierda, y favorece la formación
de reactivos?
a) 2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g); Kc = 5.0 x 1012
b) 2 HBr(g) ⇄ H2(g) + Br2(g); Kc = 5.8 X 10-18
4. El yoduro de hidrógeno gaseoso se coloca en un recipiente cerrado a 425 °C en donde
descompone parcialmente en iodo e hidrogeno gasesoso. En el equilibrio se encontró que
[HI] = 3.53 x 10-3 M, [H2 = 4.79 x 10-4 M y [I2 = 4.79 x 10-4 M. ¿Cuál es el valor de Kc a
esta temperatura?
5. El metanol (CH3OH) se produce comercialmente mediante la reacción catalizada de
monóxido de carbono y de hidrógeno: CO(g) + H2(g) ⇄ CH3OH(g). Se encontró que una
mezcla de equilibrio dentro de un recipiente de 2.00 l contiene 0.0406 mol de CH3OH,
0.170 mol de CO y 0.302 mol de H2 a 500 K. Calcule Kc a esta temperatura.
6. Una mezcla de 0.10 mol de NO, 0.050 mol de H2 y 0.10 mol de H2O se coloca en un
recipiente de 1.0 L a 300 K. Se establece el siguiente equilibrio:
2 NO(g) + 2 H2(g) ⇄ N2(g) + 2 H2O(g)
En el equilibrio [NO] = 0.062 M. Calcule las concentraciones de equilibrio de N2 y H2O.
7. Considere el siguiente sistema en equilibrio en el que participan SO2, Cl2 y SO2Cl2
(dicloruro de sulfurilo):
SO2(g) + Cl2(g)⇄ SO2Cl2(g)
Haga una predicción acerca de cómo cambiaría la posición de equilibrio si:
a) se añadiera gas Cl2 al sistema;
b) se retirara SO2Cl2 del sistema;
c) se eliminara SO2 del sistema.
Suponga que la temperatura permanece constante.
8. Al calentar bicarbonato de sodio sólido en un recipiente cerrado se establece el
siguiente equilibrio:
NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
¿Qué le pasaría a la posición de equilibrio si:
a) un poco de CO2 se retirara del sistema;
b) un poco de Na2CO3 sólido se agregase al sistema;
c) un poco de NaHCO3 sólido se retirase del sistema?
La temperatura permanece constante.
9. Considere los siguientes sistemas en equilibrio:
a) A ⇄ 2B H° = 20.0 kJ/mol
b) A + B ⇄ C H° = –5.4 kJ/mol
c) A ⇄ B H° = 0.0 kJ/mol
Pronostique los cambios que experimentarían las constantes de equilibrio Kc para cada
caso si se elevase la temperatura del sistema reaccionante.
10. La reacción hipotética A + B ⇄ C presenta el perfil de energía que aparece en la
siguiente gráfica, en función de ella responda:
a) ¿La reacción directa o la inversa es más rápida en el equilibrio?
b) ¿El equilibrio favorecerá a los reactivos o a los productos?
c) Por lo general, ¿cómo afectaría un catalizador al perfil de energía?
d) ¿Cómo afectaría un catalizador la relación de las constantes de velocidad para las
reacciones directa e inversa?
e) ¿Cómo esperaría que la constante de equilibrio de la reacción cambie al aumentar la
temperatura?
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Ionización. Disociación del agua. Electrolitos. Ácidos y bases, fuertes y débiles. Teorías ácido-base. Concepto y cálculo de pH. Concepto de soluciones buffer. Buffers biológicos..
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Ácidos y bases
• Teoría de Arrhenius:
Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua
– Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua
¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3? • “Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.”
• ¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua!
• Necesitamos otra teoría
2( ) ( ) ( )H O
g ac acHCl H Cl
2( ) ( ) ( )H O
s ac acNaOH Na OH
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Ácidos y bases • Teoría de Brønsted y Lowry:
- Ácido: dador de protones
- Base o álcali: aceptor de protones
- Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones
2 2NaOH H O Na H O OH ácido base
3 2 4NH H O NH OH ácido base
3 2 4NH H O NH OH
3 2 4NH H O NH OH ácido base
ácido base ácido base
2 3HCl H O Cl H O ácido base
conjugados conjugados
siempre que una sustancia se comporte como ácido (cede H+) habrá otra que actúe como base (captura H+)
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Ácidos y bases
• Teoría de Lewis:
– Ácido: aceptor de pares de electrones
– Base o álcali: dador de pares de electrones
– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de electrones
ácido de Lewis
base de Lewis
aducto
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Ácidos y bases en disolución
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Equilibrio de autoionización. Producto iónico del agua
2 2 3H O H O H O OH 14
,298 1,0 10wK
Agua pura:
3[ ][ ] wH O OH K
14 7
3[ ] [ ] 1,0 10 1,0 10H O OH M a 25ºC:
3[ ] [ ]H O OH wK
ácido base ácido base débil débil fuerte fuerte
H H
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base
3[ ] [ ]H O OH 3[ ] [ ]H O OH 3[ ] [ ]H O OH
Disolución ácida Disolución neutra Disolución. básica
El agua es un electrolito “extremadamente débil” y está muy poco disociado en sus iones.
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Potencial Hidrogeno: pH En 1909, el químico danés Sörensen propuso expresar la concentración del ión hidrógeno
como sus logaritmos decimales con signo cambiado (o como el logaritmo decimal de su
inversa) y llamó a esta expresión “Potencial hidrógeno”, designándolo con el símbolo pH.
Matemáticamente, esto es:
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Potencial Hidrogeno: pH
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Potencial Hidrogeno: pH y pOH Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H3O+]?
34,35 log[ ]H O 3log[ ] 4,35H O 4,35 5
3[ ] 10 4,5 10H O M
Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale [OH-]?
14,00 14,00 11,28 2,72pOH pH
2,72 log[ ]OH 2,72 3[ ] 10 1,9 10OH M
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pH y pOH
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Formas de medir el pH
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Ácidos y bases fuertes: disociación completa
Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha, se transfiere por completo sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en la disolución.
2 3HCl H O Cl H O NaOH Na OH
El aporte de la autoionización del agua a la concentración de H3O+ en las disoluciones de ácidos fuertes y de OH- en las de bases fuertes es despreciable
2 32H O H O OH
Ácidos fuertes más frecuentes Bases fuertes más frecuentes
HCl HBr HI
4HClO
3HNO
2 4H SO (sólo la 1ª ionización)
LiOH NaOH KOH
RbOH CsOH
2
Mg OH 2
Ca OH
2
Sr OH
2
Ba OH
⇄
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Ácidos y bases fuertes Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH?
2 3HCl H O Cl H O
0c 0c0( )c
w w
[ ]Cl
3[ ]H O
[ ]OH
0c
0c w
w
0c
0,015M
0,015M
3[ ] [ ]wOH K H O 141,0 10 0,015 136,7 10 M
136,7 10 M
1
3[ ][ ] wH O OH K
2
3
3
~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido
• los OH- proceden de la ionización del agua
• los Cl- proceden de la ionización del ácido
• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw
log0,015 1,82pH
4
2 32H O H O OH ⇄
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Ácidos y bases débiles
solo se disocian parcialmente en disolución acuosa y por lo
tanto existen en la disolución como una mezcla de moléculas
de acido y los iones que lo forman
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Ácidos y bases débiles: disociación parcial
Es necesario considerar su equilibrio de ionización
2 3HA H O A H O Constante de ionización o de acidez del ácido HA
3[ ][ ]
[ ]a
A H OK
HA
2B H O HB OH Constante de ionización o de basicidad de la base B
[ ][ ]
[ ]b
HB OHK
B
2 3HCN H O CN H O 106,2 10aK
3 2 4NH H O NH OH 51,8 10bK
⇄
⇄
⇄
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Calculo pH acido débil
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A veces conviene hacer una simplificación para obtener el valor de x. Debido a que el HF es un ácido débil y los ácidos débiles están poco ionizados, suponemos que x debe ser muy pequeño en comparación con 0.50. Por tanto, hacemos la siguiente aproximación
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Calculo pH base débil
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Propiedades acido-base de sales Las sales son electrólitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua. El término hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos, con el agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal afecta el pH de una disolución.
• Sales que producen disoluciones neutras
• Sales que producen disoluciones acidas
• Sales que producen disoluciones básicas
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Sales que producen disoluciones neutras Son sales formadas por la reacción entre un acido fuerte y una base
fuerte.
En este caso no hay hidrolisis
Por ejemplo, cuando se disuelve en agua el NaNO3, una sal formada
por la reacción entre el NaOH y el HNO3, se disocia por completo
como sigue:
NaNO3 Na+ + NO3-
El ion Na+ hidratado no dona ni acepta iones H+. El ion NO3- es la base
conjugada del ácido fuerte HNO3 y no tiene afinidad por los iones H+.
Como consecuencia, una disolución que contenga iones Na+ y NO3- es
neutra, con un pH cercano a 7.
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Sales que producen disoluciones básicas La disolución de una sal derivada de una base fuerte y un ácido débil
es básica. Por ejemplo, la disociación del acetato de sodio
(CH3COONa) en agua está dada por:
El ion Na+ hidratado no tiene propiedades ácidas ni básicas. Sin
embargo, el ion acetato CH3COO– es la base conjugada del ácido
débil CH3COOH y, por tanto, tiene afinidad por los iones H+. La
reacción de hidrólisis está dada por:
La constante de equilibrio para
esta reacción de hidrólisis es la
constante de ionización de una
base del CH3COO–
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Ejemplo
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Sales que producen disoluciones ácidas Cuando se disuelve en agua una sal derivada de un ácido fuerte, como
HCl, y una base débil, como NH3, la disolución resulta ácida. Por ejemplo,
considere el proceso:
El ion Cl–, por ser la base conjugada de un ácido fuerte, no tiene
afinidad por el H+ y no muestra tendencia a hidrolizarse. El ion amonio,
NH4+, es el ácido conjugado débil de la base débil NH3 y se ioniza
como sigue:
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Soluciones amortiguadoras: buffers o tampón
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Soluciones amortiguadoras: buffers o tampon
Una disolución amortiguadora, regulador o
tampón es una disolución de:
1) un ácido débil o una base débil 2) su sal; es decir, ambos componentes deben
estar presentes.
La disolución tiene la capacidad de resistir los
cambios del pH cuando se agregan pequeñas
cantidades de ácido o de base
Las disoluciones amortiguadoras son muy
importantes en los sistemas químicos y biológicos. El
pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido
a otro; por ejemplo, el pH de la sangre está
alrededor de 7.4, en tanto que el del jugo gástrico
humano puede ser de 1.5. En gran parte, estos
valores del pH, que son muy importantes para el
funcionamiento adecuado de las enzimas y del
balance de la presión osmótica, se mantienen por
acción de los sistemas amortiguadores.
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• Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente
grande de ácido para reaccionar con los iones OH– que se le añadan; y también
debe contener una concentración semejante de base para neutralizar los iones H+
que se le agreguen.
• Los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al
otro en una reacción de neutralización.
• Estos requerimientos se satisfacen con un par conjugado ácido-base, por ejemplo,
un ácido débil y su base conjugada (suministrada por una sal) o una base débil y su
ácido conjugado (suministrado por una sal).
• Una disolución amortiguadora simple se puede preparar al mezclar cantidades
molares semejantes de ácido acético (CH3COOH) y de su sal acetato de sodio
(CH3COONa) en medio acuoso.
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Actividades
1. Cada uno de los siguientes ejemplos, ¿es acido, básico o neutro?
a) lluvia, pH 5,2
b) lágrimas, pH 7,5
c) té, pH 3,8
d) cola, pH 2,5
e) revelador fotográfico, pH 12,0
2. Cada uno de los siguientes ejemplos de fluidos corporales, ¿es ácido, básico o neutro?
a) saliva, pH 6,8
b). orina, pH 5,9
c) jugo pancreático, pH 8,0
d) bilis, pH 8,4
e) sangre, pH 7,45
3. ¿Cuáles son algunas de las semejanzas y diferencias entre un ácido fuerte y un ácido
débil?
4. ¿Cuáles son algunos de los ingredientes que se encuentran en un antiácido? ¿Cómo
actúan?
5. Un ingrediente de algunos antiáddos es el Mg(OH)2.¿Cuál es la reacción de
neutralización del Mg(OH)2 con el ácido que contiene el estómago, HCl?
6. Determina el pH de las siguientes disoluciones:
a) H+= 1,0 x 10-8 M
b) [H+] = 5,0 X 10-2 M
c) [OH-] = 3,5 X 10-5 M
d) [OH-] = 0,005 M
Identifica cada una de las disoluciones como ácida, básica o neutra.
7. Determina el pH de las siguientes 809 Determina el pH de las siguientes disoluciones:
a) [OH-] = 1,0 x 10-7 M
b) [H+] = 4,2 x 10-3M
c) [H+] = 0,0001 M
d) [OH-] = 8,5 x 10-9 M
Identifica cada una de las disoluciones ácida, básica o neutra.
8. ¿Cuáles son las [H+] y [OH-] para una disolución con los siguientes valores de pH?
a) 3,0 b) 6,0 c) 8,0 d) 11,0 e) 9,20
9. ¿Cuáles son las [H+] y [OH-] para una disolución con los siguientes valores de pH?
a) 10,0 b) 5,0 c) 7,00 d) 6,5 e) 1,82
10. Una disolución A tiene un pH de 4,0 y otra disolución B tiene un pH de 6,0.
a) ¿Cuál de las dos es más ácida?
b) ¿Cuál es la [H+] y [OH-] en cada una?
11. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada disolviendo 2,5 g de HCl en agua para
hacer 425 ml de disolución de HCl?
12. La Ka del ácido benzoico es de 6.5 x 10–5. Calcule el pH de una disolución de ácido
benzoico 0.10 M.
13. Se disuelve una muestra de 0.0560 g de ácido acético en la cantidad suficiente de
agua para preparar 50.0 mL de disolución. Calcule las concentraciones de H+, CH3COO– y
CH3COOH en el equilibrio. (Ka para el ácido acético = 1.8 × 10–5.)
14. El pH de una disolución ácida es de 6.20. Calcule la Ka del ácido. La concentración
inicial del ácido es de 0.010 M.
15. ¿Cuál es la molaridad inicial de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) cuyo pH, en
el equilibrio, es de 3.26?
16. ¿Cuál de las siguientes disoluciones tendrá un pH más alto? a) NH3 0.20 M, b) NaOH
0.20 M.
17. Se prepara un tampón disolviendo CH3COOH y Na(OH) en agua,
a) Escribe la ecuación que muestre cómo este tampón neutraliza los ácidos añadidos.
b) Escribe la ecuación que muestre cómo este tampón neutraliza las bases añadidas.
18. Calcule el pH para cada una de las siguientes disoluciones: a) NH3 0.10 M, b) C5H5N
(piridina) 0.050 M.
19. El pH de una disolución de una base débil 0.30 M es de 10.66. ¿Cuál es la Kb de la
base?
20. Cuáles de los siguientes pares en disolución pueden actuar como un sistema
amortiguador? a) KCN/HCN, b) Na2SO4/NaHSO4, c) NH3/NH4NO3, d) NaI/HI.
21. Calcule el pH de un sistema amortiguador formado por
NH3 0.15 M/NH4Cl 0.35 M.
22. Calcule el pH de las dos disoluciones amortiguadoras siguientes: a) CH3COONa 2.0
M/CH3COOH 2.0 M.
b) CH3COONa 0.20 M/CH3COOH 0.20 M.
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Potencial redox.
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Los procesos redox tienen una importancia capital en el metabolismo
de los seres vivos. Algunos de los procesos son:
* fotosíntesis
* respiración aeróbica.
* deshidrogenaciones,
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ELECTROQUIMICA
La electroquímica es el estudio de las relaciones entre la electricidad
y las reacciones químicas.
Potencial de electrodo
Un electrodo es una pieza de metal, Me.
* Un electrodo sumergido en una disolución que contiene iones del
mismo metal, Me+, se llama una semicelda.
* Entre los átomos metálicos del electrodo y los iones metálicos en
disolución pueden darse dos tipos de interacciones:
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ELECTROQUIMICA
No se puede hacer una medida directa sobre un solo electrodo, pero sí se
pueden conectar dos electrodos distintos entre sí y medir el flujo de electrones
que tiene lugar entre ellos.
Una celda electroquímica es una combinación de dos semiceldas,
conectadas de modo adecuado, para generar electricidad.
Los electrones se transfieren directamente del agente reductor (Zn) al agente oxidante (Cu2+) en la disolución
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ELECTROQUIMICA
La corriente eléctrica fluye del ánodo al
cátodo porque existe una diferencia de
energía potencial eléctrica entre los
electrodos.
El flujo de corriente eléctrica es análogo a la
caída de agua en una cascada debido a la
diferencia de energía potencial gravitacional.
Experimentalmente la diferencia de potencial
eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide
en forma experimental con un voltímetro
El voltaje a través de los electrodos de una celda galvánica se llama voltaje de la celda o potencial de la celda. otro termino común para el voltaje de la celda es fuerza electromotriz o fem (),
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ELECTROQUIMICA
Potenciales estándar de reducción
Cuando las concentraciones de los iones Cu2+ y Zn2+ son de 1.0 M,
encontramos que el voltaje o fem de la celda es de 1.10 V a 25°C
La fem medida en la celda es la suma de los potenciales eléctricos en
los electrodos de Zn y Cu. Conociendo uno de ellos, el otro se obtiene
por sustracción (de 1.10 V).
Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero si
arbitrariamente asignamos el valor de cero a un electrodo particular,
éste se puede usar para determinar los potenciales relativos de otros
electrodos. El electrodo de hidrógeno sirve de referencia para este fin.
Los potenciales asi determinados se denominan POTENCIALES
ESTANDAR DE REDUCCCION (0)
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Potenciales estándar de reducción
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Potenciales estándar de reducción: consideraciones
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Potenciales estándar de reducción: consideraciones
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Potenciales estándar de reducción: consideraciones
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Potenciales estándar de reducción: consideraciones
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Termodinámica de las reacciones redox
¿como se relaciona E° celda con algunas cantidades
termodinámicas, como G° y Keq?
En general, es más conveniente expresar la carga total en
cantidades molares. La carga eléctrica de un mol de electrones se
denomina constante de Faraday (F), donde:
La fem medida (Ecelda) es el voltaje máximo que la celda puede alcanzar. Por tanto, el trabajo eléctrico hecho wele, que es el trabajo máximo que se puede hacer (wmax), esta dado por el producto de la carga total y la fem de la celda:
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Termodinámica de las reacciones redox
La energía libre como la energía disponible para hacer trabajo. El cambio en la energía libre (ΔG) representa la cantidad máxima de trabajo útil que se puede obtener de una reacción:
Para una reacción espontanea, ΔG es negativo. Debido a que tanto n como F son cantidades positivas, se desprende que Ecelda debe ser positiva. Para las reacciones en que sus reactivos y productos están en sus estados estándar (1 M o 1 atm), la ecuacion se convierte en:
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Termodinámica de las reacciones redox
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Potenciales no estándar
Cuando se trabaja en condiciones no estándar, el potencial de la celda conseguido no será el potencial estándar. Esta situación se presenta cuando varían algunos de los parámetros establecidos (concentraciones o temperatura), así, el potencial de la celda, E, y las concentraciones de reactivos y productos se relacionan en la siguiente ecuación:
donde Q es el cociente de la reacción
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Ejercicios
Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Ag/Ag+ y Al/Al3+. Escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar. Rta: Ecelda: 2,46 V
Cl2 y MnO4-
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0,368 V
a) -432 kJ/mol 5x1075
b) 2104 kJ/mol, 2x1018. c) 2178 kJ/mol, 1x1031. d) -1.27x103 kJ/mol, 8x10aic
Actividades
1. Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Ag/Ag+ y
Al/Al3+. Escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones
de estado estándar.
2. ¿Cuál de los siguientes reactivos es capaz de oxidar el H2O a O2(g) en condiciones de
estado estándar? H+(ac), Cl–(ac), Cl2(g), Cu2+
(ac), Pb2+(ac), MnO4
– (ac) (en ácido).
3. Prediga si las siguientes reacciones sucederan espontáneamente en disolucion acuosa
a 25°C. Suponga que la concentracion inicial de todas las especies disueltas es de 1.0 M.
a) Ca(s) + Cd2+(ac) Ca2+
(ac) + Cd(s)
b) 2Br–(ac) + Sn2+
(ac) Br2(l) + Sn(s)
c) 2Ag(s) + Ni2+(ac) 2 Ag+
(ac) + Ni(s)
d) Cu+(ac) + Fe3+
(ac) Cu2+(ac) + Fe2+
(ac)
4. ¿Cuál especie de cada uno de los siguientes pares es mejor agente reductor en
condiciones de estado estándar? a) Na o Li, b) H2 o I2, c) Fe2+ o Ag, d) Br– ó Co2+.
5. La constante de equilibrio de la reacción:
Sr(s) + Mg2+(ac) Sr2+
(ac) + Mg(s)
es de 2.69 × 1012 a 25°C. Calcule el E° de la celda formada por las semiceldas de Sr/Sr2+
y Mg/Mg2+.
6. Calcule el ΔG° y la Kc de las siguientes reacciones a 25°C:
a) Mg(s) + Pb2+(ac) ⇄ Mg2+
(ac) + Pb(s)
b) Br2(l) + 2 I–(ac) ⇄ 2 Br–(ac) + I2(s)
c) O2(g) + 4 H+(ac) + 4 Fe2+
(ac) ⇄ 2 H2O(l) + 4 Fe3+(ac)
d) 2 Al(s) + 3 I2(s) ⇄ 2 Al3+(ac) + 6 I–(ac)
7. Dado que E° = 0.52 V para la reacción de reducción:
2 Cu+(ac) Cu2+ + Cu(s)
calcule el G° y la Kc
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Nociones de química orgánica y biomoléculas. El átomo de carbono. Hibridación de orbitales del carbono. Orbitales moleculares. Compuestos orgánicos: alifáticos, cíclicos y aromáticos. Grupos funcionales y familias de compuestos: alcoholes, fenoles, aldehídos, cetonas, ácidos, éteres, ésteres, aminas, amidas, nitrilos.
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Química ¿Orgánica?
La química orgánica es la química de los compuestos del carbono…
Vitalismo: «sólo los organismos podían producir compuestos orgánicos».
…hubo que desechar la teoría de la fuerza vital.
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Química ¿Orgánica?
Los compuestos orgánicos superan ampliamente a los compuestos inorganicos!!!
Acido acetilsalicilico PET (tereftalato de polietileno)
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• Los átomos de carbono
tienen la capacidad de
formar enlaces
covalentes carbono-
carbono simples, dobles
y triples,
• Los átomos de carbono
pueden unirse entre sí
formando cadenas o
estructuras cíclicas.
El átomo de carbono
¿cuál es la razón
principal de que existan
tantos compuestos
orgánicos?,
¿qué tiene el carbono en
especial, que se dedica toda
una rama de la química a
estudiar sus compuestos?,
05/10/2015
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El átomo de carbono
Configuración electrónica del Carbono
Z = 6 1s2 2s2 2p2
cuatro electrones de valencia
* El octeto electrónico, lo completa compartiendo electrones con
otros átomos, principalmente hidrogeno con el que comparte un
par de electrones.
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El átomo de carbono
Configuración electrónica del Carbono
Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones…
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Fórmulas Estructurales muestran la verdadera estructura de las moléculas, esto es, el orden de unión de los átomos. Las fórmulas de líneas de Lewis o fórmulas estructurales son un tipo de fórmula estructural, que suelen condensarse o reducirse a fórmulas más cortas. En una fórmula de líneas, cada línea representa un par de electrones compartidos.
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Representación de las moléculas orgánicas
Fórmulas Moleculares Son las que además de la razón o proporción, nos dicen el número real de átomos en una molécula. Metano es CH4
Etano es C2H6 Propano C3H8,etc.
Formulas condensadas Los enlaces (o líneas) no se indican y átomos del mismo tipo que están enlazados a otros átomos se agrupan. Butano: Formula molecular: C4H10 Formula condensada: CH3CH2CH2CH3
Se puede incluso condensar aún más la notación. Ejemplo: CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 es equivalente a CH3(CH2) 6CH3
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Representación de las moléculas orgánicas
Fórmulas poligonales: Compuestos Cíclicos Las estructuras cíclicas se representan usualmente, mediante Fórmulas poligonales, las cuales son otro tipo de fórmula estructural condensada.
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Representación de las moléculas orgánicas
Representaciones de líneas y ángulos (fórmulas de esqueleto o fórmulas de armazón) En ellas no aparecen los átomos de carbono ni los de hidrógeno. Los átomos de carbono (C) se representan como los vértices (esquinas) y terminaciones de segmentos de línea que no están señaladas con ningún otro símbolo de elemento químico. Se supone a la vez que cada átomo de carbono está unido a tantos átomos de hidrógeno como sea necesario para que tenga cuatro enlaces en total. Otros átomos distintos del C y el H o grupos radicales (R) deben escribirse de modo explícito.
Actividades cuadernillo
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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
* El átomo de carbono en los compuestos orgánicos emplea orbitales atómicos híbridos * Estos orbitales se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan para prepararlos para la formación del enlace covalente.
Hay tres tipos de orbitales hibridos • Orbitales atómicos sp3
• Orbitales atómicos sp2
• Orbitales atómicos sp
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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Orbitales atómicos sp3
2s 2px 2py 2pz 4 orbitales híbridos sp3
Cuando el carbono se enlaza con otros cuatro elementos o grupos de elementos, y mantiene con ellos enlaces simples, lo hace empleando cuatro orbitales atómicos híbridos equivalentes que se obtienen “mezclando” el orbital 2s con los tres orbitales 2p
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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Orbitales atómicos sp3
2s 2px 2py 2pz 4 orbitales híbridos sp3
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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Orbitales atómicos sp2
2s 2px 2py 2pz 3 orbitales híbridos sp2 pz
Cuando el carbono se enlaza con tres elementos o grupos de elementos, y mantiene con uno de ellos un enlace doble, lo hace empleando tres orbitales atómicos híbridos equivalentes que se obtienen “mezclando” el orbital 2s con los dos orbitales 2p:
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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Orbitales atómicos sp2
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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Orbitales atómicos sp
2s 2px 2py 2pz 2 orbitales 2py 2pz
híbridos sp
Cuando el carbono se enlaza con dos elementos o grupos de elementos, y mantiene con uno de ellos un enlace triple, lo hace empleando dos orbitales atómicos híbridos equivalentes que se obtienen “mezclando” el orbital 2s con un orbital 2p
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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Orbitales atómicos sp
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Formación de enlaces simples o sencillos: Orbitales sigma ()
Cuando dos átomos cualesquiera forman enlaces covalentes sus
orbitales atómicos se “superponen” o “traslapan»
ORBITALES MOLECULARES
Orbital Orbital Orbital
atómico 1s atómico 1s molecular
El enlace formado de esta manera se denomina enlace sigma (). Los
enlaces sigma son los enlaces covalentes más fuertes, se caracterizan
por tener una simetría esférica en torno al eje internuclear, con la máxima
densidad electrónica entre los núcleos atómicos. En un enlace sigma cada
electrón dispone del orbital molecular como si estuviera solo.
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Formación de enlaces simples o sencillos: Orbitales sigma ()
ORBITALES MOLECULARES
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Formación de enlaces múltiples: Orbitales pi ()
ORBITALES MOLECULARES
Cuando dos orbitales del tipo p se superponen lateralmente el orbital
molecular formados se denomina orbital molecular .
En un orbital de este tipo, la densidad electrónica se concentra arriba y abajo de una línea imaginaria entre los dos núcleos que se enlazan. Un enlace doble está constituido por un enlace sigma y un enlace pi.
p p orbital molecular
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ORBITALES MOLECULARES
ENLACES EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Metano y el etano: enlaces simples Enlaces en el metano
Enlaces en el etano
C HH
H
H
Cuatro enlaces covalentes C-H de igual longitud y el mismo ángulo de enlace (109.5°). Cada uno de los enlaces C-H del metano está formado por el traslape de un orbital sp3 del carbono con el orbital s del hidrógeno.
un enlace C-C: sp3- sp3
seis enlaces C-H: sp3- s
C CH
H
H
H
H
H
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ORBITALES MOLECULARES
ENLACES EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Enlaces en el etileno: el doble enlace
C C
H
H H
HCada átomo de carbono forma cuatro enlaces, pero cada uno está unido a sólo tres átomos. Para formar este compuesto, cada carbono emplea orbitales atómicos híbridos sp2
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ORBITALES MOLECULARES
ENLACES EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Enlaces en el etino: el triple enlace
Actividades….
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
alcanos
alquenos
alifáticos
cíclicos (cicloalcanos)
saturados
insaturados
Unidad II : Función Hidrocarburo Química Orgánica y Biológica Dra. Evangelina González
alquinos
Alifáticos Aromáticos
Hidrocarburos
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos Los alcanos solo presentan enlaces covalentes sencillos. Tienen la fórmula general CnH2n+2, donde n = 1, 2, . . . Se dividen en: alcanos, de cadena abierta y cicloalcanos, de cadena cerrada formando ciclos.
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos lineales: nomenclatura
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos «ramificados»: nomenclatura
Alcano lineal Alcano ramificado
Los nombres de los alcanos ramificados se obtienen de aplicar las reglas de nomenclatura denominada sistemática o nomenclatura IUPAC. Para poder asignar los nombres es necesario conocer los sustituyentes alquilo. Un sustituyente alquilo (o grupo alquil) se obtiene al eliminar un hidrógeno de un alcano. Estos sustituyentes alquilo se designan reemplazando el sufijo “ano” del alcano por “il” o“ilo”. Se utiliza la letra “R” para señalar cualquier grupo alquilo.
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos «ramificados»: nomenclatura
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos «ramificados»: nomenclatura
El nombre sistemático de un alcano se obtiene utilizando las
siguientes reglas:
1. Se determina el número de carbonos en la cadena continua de
carbonos más larga.
Esta cadena se denomina hidrocarburo base o cadena principal. El
nombre que indica el número de carbonos en el hidrocarburo base
se convierte en el “apellido” del alcano. La cadena continua más
larga no siempre es una cadena lineal; a veces se tiene que
“doblarla esquina” para obtener la cadena continua más larga
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos «ramificados»: nomenclatura
2. El nombre de cualquier sustituyente alquilo unido al hidrocarburo
base se cita antes del nombre del hidrocarburo base, junto con un
número que designa al carbono al que se encuentra unido. La cadena
se numera en la dirección en que se asigne al sustituyente el número más bajo posible. El nombre de sustituyente y del hidrocarburo base se
une para formar una sola palabra, y se coloca un guion entre el número
y el nombre del sustituyente.
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos «ramificados»: nomenclatura
3. Si el hidrocarburo base tiene unido más de un sustituyente, la
cadena se numerará en la dirección que tenga como resultado el
número más bajo posible para el nombre del compuesto. Los
sustituyentes se enlistan en orden alfabético (no numérico), asignando
a cada uno su valor apropiado. Si dos o más sustituyentes son iguales,
se utilizan los prefijos “di”, “tri” y “tetra” para indicar cuántos
sustituyentes iguales tiene el compuesto. Los números que indican la
ubicación de los sustituyentes iguales se colocan juntos y separados
por comas.
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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación
Alcanos «ramificados»: nomenclatura
4. Cuando al contar en ambas direcciones se obtiene el mismo
número mínimo para alguno de los sustituyentes, se selecciona la
dirección que brinda el número más pequeño para alguno de los
demás sustituyentes.
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Alcanos «ramificados»: nomenclatura 5. Si los números de los sustituyentes que se obtienen en ambas
direcciones son iguales, el primer grupo citado recibe el número
menor (por orden alfabético).
6. Si un compuesto tiene dos o más cadenas del mismo tamaño, el
hidrocarburo base será la cadena con mayor número de sustituyentes.
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Cicloalcanos Para nombrarlos se debe anteponer la palabra “ciclo” seguido del nombre del alcano al que corresponde según el número de carbonos que posean.
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Cicloalcanos sustituidos
1. En el caso de un cicloalcano enlazado con un sustituyente alquilo, el anillo es el hidrocarburo base. No hay necesidad de nombrar la posición de un solo sustituyente en el anillo. 2. Si el anillo tiene dos sustituyentes distintos, se citan en orden alfabético y se asigna la posición número 1 al primero de ellos.
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Alquenos Se nombran cambiando la terminación “ano” de los alcanos por “eno”. Según la nomenclatura IUPAC, el doble enlace debe localizarse con números. El alqueno más sencillo es C2H4, etileno.
A partir de cuatro carbonos es posible que para cada compuesto haya más de una posibilidad para localizar el enlace doble. Para diferenciarlos se debe numerar la cadena carbonada en la dirección que dé al doble enlace el número más pequeño posible. La posición del doble enlace se indica mediante el número inmediato previo al alqueno. Por ejemplo, 1-buteno significa que el enlace doble está entre el
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Alquenos ramificados
Si el alcano esta ramificado, el nombre de un sustituyente se cita antes del nombre de la cadena más larga que contiene al doble enlace, junto con un número que designa al carbono, al cual está unido tal sustituyente. Si una cadena tiene más de un enlace doble, primero se identifica la cadena que contiene todos los enlaces dobles con su nombre de alcano, reemplazando la terminación “no” con el sufijo apropiado: dieno, trieno, etc. La cadena se numera en la dirección que asigne el menor número al nombre del compuesto. Si una cadena tiene más de un sustituyente, los sustituyentes se citan en orden alfabético, empleando las mismas reglas de nomenclatura descritas en alcanos.
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Alquenos Si en ambas direcciones se obtiene el mismo número para el sufijo del grupo función al alqueno, el nombre correcto es el que contiene el menor número de sustituyente.
En los compuestos cíclicos no es necesario utilizar un número para denotar la posición del enlace doble porque los anillos siempre se numeran de manera que el enlace doble esté entre los carbonos 1 y 2. Para determinar el número de un sustituyente es necesario seguir el anillo en la dirección (en el sentido de las manecillas del reloj o en contra de las manecillas de reloj) que asigne el menor número posible al nombre.
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Alquenos
Si el anillo tiene más de un enlace doble son necesarios los números.
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Alquinos
Un alquino es un hidrocarburo que contiene un enlace triple
carbono-carbono.
Los nombres de los compuestos que contienen enlaces triples
terminan en -ino. De nuevo, el nombre del compuesto base está
determinado por el número de átomos de carbono. Al igual que en
el caso de los alquenos, los nombres de los alquinos indican la
posición del triple enlace carbono-carbono.
Para el caso de los alquinos sustituidos, las reglas de nomenclatura
a aplicar son las mismas que vimos para alquenos
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Hidrocarburos aromáticos
El benceno, compuesto base de esta gran familia de sustancias
orgánicas.
Un compuesto no tiene que ser necesariamente un hidrocarburo para ser aromático. Muchos compuestos heterocíclicos son aromáticos. Un compuesto heterocíclico es un compuesto cíclico en el que uno (o más) de los átomos del anillo no es un átomo de carbono
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Nombrar los bencenos monosustituidos, es decir, bencenos en los que un átomo de H se ha reemplazado por otro átomo o grupo de átomos, es muy sencilla y se determina estableciendo el nombre del sustituyente, seguido por la palabra “benceno”, como se muestra a continuación:
Actividades...
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NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS AROMATICOS
En presencia de dos sustituyentes son posibles tres estructuras isomeras que
se designan con los prefijos orto-, meta- y para- y se abrevian como o-, m- y p-
orto orto
para
meta meta
orto orto
para
meta meta orto-diclorobenceno meta-diclorobenceno
para-diclorobenceno
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NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS AROMATICOS
Cuando hay mas de dos sustituyentes se designa su posición numerando el anillo
1,2,4-trimetilbenceno
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
61
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
3,5-dicloro-1-metilbenceno
12
3
4
5
61
2
3
4
5
6
2-metil-1,3,5-trinitrobenceno
TNT
Los hidrocarburos aromáticos, como una clase, reciben el nombre de arenos
Para representar el grupo arilo se utiliza el símbolo Ar de la misma manera que
el símbolo R se utiliza para un grupo alquilo. La formula Ar-R es entonces un
arilalcano
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COMPUESTOS OXIGENADOS Alcoholes Para nombrarlos, se coloca el prefijo ol al nombre del alcano con igual número de carbono (nomenclatura IUPAC) o bien se antepone la palabra alcohol seguida del nombre del alcano correspondiente con terminación ilico en la nomenclatura IUPAC
Etanol Alcohol etilico
Fenol
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COMPUESTOS OXIGENADOS Alcoholes sustituidos
Las reglas para nombrar un alcohol son las siguientes:
1. Identificar la cadena más larga que contiene al grupo funcional. La cadena
principal se numera en la dirección que da al grupo hidroxilo el número más
bajo posible.
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COMPUESTOS OXIGENADOS Alcoholes sustituidos
2. El grupo hidroxilo tiene prioridad sobre los grupos vistos hasta el
momento. Esto es, el OH debe tener el número más bajo posible.
3. Si se obtiene el mismo número del sufijo de grupo funcional en ambas
direcciones, la cadena se numera en la dirección que da a un sustituyente el
número más bajo posible.
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COMPUESTOS OXIGENADOS Alcoholes sustituidos
4. Si existe más de un sustituyente, los sustituyentes se mencionan en orden
alfabético.
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COMPUESTOS OXIGENADOS Eteres
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COMPUESTOS OXIGENADOS Eteres
Las reglas para dar nombres a estos compuestos son:
1. Se selecciona la cadena de átomos de carbono más larga.
2. Se selecciona el grupo alquiloxi (R-O-), el cual contendrá la cadena de
átomos de carbono más corta. Por convención, hoy es más usual utilizar la
contracción alcoxi. Por ejemplo:
CH3-O- es metiloxi, pero se denomina metoxi
Sin embargo, en los grupos que contienen 5 carbonos en adelante sus
nombres no se contraen, y así tenemos pentiloxi, hexiloxi, heptiloxi, etc
Metoxietano
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COMPUESTOS OXIGENADOS ALDEHÍDOS Y CETONAS Los aldehídos y cetonas son compuestos que contienen el grupo carbonilo:
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COMPUESTOS OXIGENADOS ALDEHÍDOS El nombre de los aldehídos alifáticos se deriva del nombre del alcano con el mismo número de carbonos, cambiando la terminación –ano del alcano por el sufijo -al. Puesto que el grupo carbonilo en estos compuestos siempre se encuentra en uno de los extremos de la cadena, no es necesario indicar su posición con un número, se sobreentiende que es el carbono 1, y como grupo sufijo determina la dirección en la que se numera la cadena.
Metanal etanal propanal butanal
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COMPUESTOS OXIGENADOS ALDEHÍDOS: nombres comunes
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COMPUESTOS OXIGENADOS CETONAS
El nombre IUPAC de una cetona, se deriva del nombre del alcano que
corresponde a la cadena de carbonos más larga del compuesto, siempre y
cuando contenga al grupo carbonilo, para ello, se cambia la terminación -o
del alcano, por el sufijo -ona. Si la cadena carbonada tiene más de 4
carbonos, ésta se numera por el extremo donde el grupo carbonilo obtenga el
número más bajo posible. Los sustituyentes se nombran en la forma
acostumbrada (por orden alfabético). Por ejemplo:
propanona butanona 2-pentanona
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COMPUESTOS OXIGENADOS ACIDOS CARBOXILICOS Los ácidos carboxílicos son compuestos que se caracterizan por la presencia del grupo carboxilo, el cual se puede representar en las siguientes formas:
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COMPUESTOS OXIGENADOS ACIDOS CARBOXILICOS
Para nombrar un ácido carboxílico por el sistema IUPAC, se atienden las
siguientes reglas:
1. Se identifica la cadena más larga que incluya el grupo carboxilo. El
nombre del ácido se deriva del nombre del alcano correspondiente,
cambiando la terminación (o) del alcano por la terminación (oico).
2. Se numera la cadena principal, iniciando con el carbono del grupo
carboxilo, éste se señala con el número 1.
3. Se nombran los grupos sustituyentes en orden alfabético antes del
nombre principal y anteponiendo la palabra ácido.
Así, los nombres correspondientes para los siguientes ácidos, son:
Acido metanoico Acido etanoico Acido propanoico
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COMPUESTOS OXIGENADOS ACIDOS CARBOXILICOS
El sistema IUPAC no
es el más utilizado
para nombrar a los
ácidos orgánicos.
Éstos usualmente
son conocidos por
sus nombres
comunes. Los
ácidos metanoico,
etanoico y
propanoico, son
denominados como
ácido fórmico,
acético y propiónico,
respectivamente.
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COMPUESTOS OXIGENADOS ÉSTERES Los ésteres son compuestos derivados de los ácidos carboxílicos, en los cuales, el grupo oxhidrilo (-OH) del ácido carboxílico, es sustituido por un grupo alcoxi (-OR) de un alcohol. Un éster presenta la siguiente fórmula tipo: RCOOR’ Para nombrar un éster, es necesario reconocer la parte de la molécula que
viene del ácido y la parte que viene del alcohol. En la fórmula tipo, el grupo
acilo, RCO- viene del ácido y el grupo alcoxi, R-O- viene del alcohol.
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COMPUESTOS OXIGENADOS ÉSTERES
Los nombres sistemáticos de los ésteres se obtienen de la siguiente
manera:
1. La primera palabra del nombre del éster, procede de la raíz del nombre
sistemático del ácido al cual se le sustituye la terminación –ico por -atoy se
elimina la palabra ácido.
2. La segunda palabra procede del nombre del grupo alquilo unido al
oxígeno. Estas reglas se aplican también en la nomenclatura común.
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COMPUESTOS OXIGENADOS
AMIDAS
Las amidas son compuestos derivados de los ácidos carboxílicos en los
cuales el grupo oxhidrilo (-OH) de un ácido carboxílico, es sustituido por un
grupo amino (-NH2). El nitrógeno del grupo amino puede estar enlazado a
dos, a uno o ningún grupo alquilo. Por tanto, su fórmula tipo puede ser:
RCONH2; RCONHR o RCONR2.
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COMPUESTOS OXIGENADOS
AMIDAS Las amidas toman su nombre al cambiar la terminación ico del nombre común del ácido carboxílico por el de amida. Cuando se emplea el sistema IUPAC, la terminación oico del ácido se cambia por el de amida y, en ambos casos, se elimina la palabra ácido, así, el ácido metanoico, se convierte en metanamida. El grupo funcional amida tiene prioridad para ser nombrado como sufijo con respecto a los demás grupos sustituyentes, por tanto, el carbono 1 será el del grupo carbonilo del grupo amida.
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COMPUESTOS OXIGENADOS
ANHIDRIDOS
La pérdida de agua de dos moléculas de un ácido carboxílico resulta en un
anhídrido de ácido.
Los anhídridos de ácidos también son derivados de ácidos carboxílicos: el
grupo OH del ácido carboxílico se sustituyó con un grupo carboxilato.
El nombre de un anhídrido se obtiene al nombrar el ácido del cual se deriva y reemplazando la palabra ácido por anhídrido
CH3
COO
CO
CH3
anhidrido acetico o anhidrido etanoico
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COMPUESTOS NITROGENADOS
AMINAS
Las aminas son consideradas como derivados orgánicos del amoniaco al
sustituir parcial o totalmente sus hidrógenos por grupos alquílicos.
Dependiendo del número de grupos alquilos o arilos unidos al nitrógeno, las
aminas se clasifican en primarias, secundarias y terciarias.
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COMPUESTOS NITROGENADOS
AMINAS
Al igual que la mayoría de los compuestos orgánicos, las aminas son
nombradas utilizando el sistema IUPAC y común.
Las aminas primarias se nombran según la IUPAC, como derivados de un
hidrocarburo base (cadena principal) y considerando al grupo amino (NH2)
como un sustituyente.
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COMPUESTOS NITROGENADOS
NITRILOS
Los nitrilos son compuestos orgánicos que poseen un grupo ciano (-C≡N)
como grupo funcional principal. Son derivados orgánicos del cianuro de los
que el hidrógeno ha sido sustituido por un radical alquilo.
El sistema IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) nombra
los nitrilos añadiendo el sufijo -nitrilo al nombre del alcano que después de
añadirlo tiene el mismo número de carbonos.
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COMPUESTOS NITROGENADOS
DERIVADOS HALOGENADOS
Los derivados halogenados están conformados por los halogenuros de
alquilo y los halogenuros de arilo.
Los haluros de alquilo son compuestos de fórmula R-X, en donde X
representa cualquier átomo de halógeno (fluoro-, cloro-, bromo y yodo) y
considerado como el grupo funcional y R un grupo alquílico (metilo, etilo,
etc.).
Los haluros de arilo son compuestos que tienen un átomo de halógeno
unido directamente a un anillo aromático, tienen fórmula Ar-X, donde Ar
representa el anillo aromático y X el átomo de halógeno.
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COMPUESTOS NITROGENADOS
DERIVADOS HALOGENADOS
Para nombrar estos compuestos, el sistema IUPAC considera que el
átomo de halógeno es un sustituyente en la cadena principal o en el anillo
aromático
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COMPUESTOS NITROGENADOS
COMPUESTOS POLIFUNCIONALES
• Son compuestos que poseen mas de un grupo funcional. Para nombrarlos se selecciona primero el grupo con mayor prioridad de acuerdo con la Tabla 1.
• Los grupos de mayor prioridad son los ácidos carboxílicos (RCOOH) seguidos por sus derivados (RCOX). Luego siguen aldehídos y cetonas (C=O), alcoholes, fenoles y aminas (R-OH, R-NH2) y por último alquenos y alquinos (C=C, C≡C).
• El sufijo a emplear en el nombre del compuesto será el correspondiente al del grupo funcional de mayor prioridad; los demás grupos y/o cadenas se nombrar como substituyentes (prefijos). La cadena principal es la más larga que contenga a ese grupo funcional y se numera de tal forma que el grupo funcional principal reciba el índice más bajo posible. Si el grupo funcional principal aparece más de una vez en el compuesto, la cadena principal será aquella que lo contenga el mayor número de veces posible.
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COMPUESTOS NITROGENADOS
COMPUESTOS
POLIFUNCIONALES
Acido 2,3-dihidroxibutanodioico O acido tartarico
Actividades
1. Nombra los siguientes sustituyentes:
a) CH3-
b) CH3CH2CH2-
c)
2. Nombra las siguientes moléculas según la IUPAC:
3. Nombra las siguientes moléculas según la IUPAC:
4. Escribe las formulas estructurales condensadas de las siguientes moléculas:
a) 3-etilhexano b) 2,3-dimetilpentano c) 1,3-dicloro-3-metilheptano
5. Escribe las formulas estructurales condensadas de las siguientes moléculas:
a) etilciclopropano b) metilciclohexano c) isopropilciclopentano
6. Identifica el grupo funcional de los siguientes compuestos:
7.
7. Para las siguientes definiciones, escoge uno de estos términos:
alcano, alqueno, alquino, alcohol, éter, aldehído, cetona, ácido carboxílico, éster, amina,
grupo funcional, isómeros.
a) Compuesto orgánico con un grupo hidroxilo unido a un átomo de carbono.
b) Hidrocarburo con uno o más enlaces carbono-carbono dobles.
c) Compuesto orgánico en el cual el átomo de carbono de un grupo carbonilo está unido a
un átomo de hidrogeno.
d) Hidrocarburo que solo tiene enlaces carbono-carbono sencillos.
e) Compuesto orgánico en el cual el átomo de carbono de un grupo carbonilo está unido a
un grupo hidroxilo.
f) Compuesto orgánico con un átomo de nitrógeno unido a uno o más átomos de carbono.
8. Para las siguientes definiciones, escoge uno de estos términos:
alcano, alqueno, alquino, alcohol, éter, aldehído, cetona, ácido carboxílico, éster, amina,
grupo funcional, isómeros.
a) Compuestos orgánicos con fórmulas moleculares idénticas pero que difieren en el
orden en el que sus átomos están conectados.
b) Compuesto orgánico en el cual el átomo de hidrogeno de un grupo carboxilo se ha
sustituido por un átomo de carbono.
c) Compuesto orgánico con un átomo de oxigeno unido a dos átomos de carbono,
e) Hidrocarburo con un enlace carbono-carbono triple.
9. Dé el nombre IUPAC de cada uno de los siguientes compuestos:
10. Escribe la fórmula estructural condensada de cada uno de los siguientes compuestos:
a) 2-pentino
b) 2-hepteno
c) 3-hexeno
d) 2,3-dicloro-1-buteno
11. Nombra los productos de hidrogenación de cada uno de los siguientes compuestos:
a) 2-buteno
b) 3-metil-2-penteno
c) ciclohexeno
d) 2-pentino
12. Nombra los productos de hidrogenación de cada uno de los
siguientes compuestos:
a) 3-hexeno
b) 2-metil-2-buteno
c) propino
d) metilciclopropeno
13. Nombra cada uno de los siguientes compuestos aromáticos:
14. Dibuja la fórmula estructural de los siguientes compuestos:
a) etilbenceno
b) 1,3-diclorobenceno
c) 1,2,4-trimetilbenceno
d) 1,4-dimetilbenceno
15. Indica en cada uno de los siguientes compuestos si se trata de un alcohol, un fenol o
un éter
16. Formula cada uno de los siguientes compuestos:
a) 4-clorofenol b) etilfeniléter c) 2,4-dibromofenol
d) 3-metíldclopentanol e) 2-metil-3-pentanol f) 3-pentanona
17. Formula cada uno de los siguientes compuestos:
a) 3-pentanol b) 2-pentanol c) metilpropiléter
d) 3-metil-2-butanol e) ciclohexanol
18. Escribe el nombre IUPAC y el nombre común (si lo tienen) de cada uno de los
siguientes compuestos:
19. Formula las siguientes estructuras:
a) 3-metilciclopentanona b) 4-clorobenzaldehído c) 3-cloropropionaldehído
d) etilmetiletona e) 3-metilhexanal f) 2-heptanona
20. Formula las siguientes estructuras:
a) propionaldehído b) 2-clorobutanal
c) 2-metildclohexanona d) 3,5-dimetilhexanal
21. Nombra según la IUPAC los siguientes compuestos. Indica, en los casos en los que
exista, el correspondiente nombre común
22. Dibuja la fórmula estructural condensada de los siguientes compuestos:
a) acetato de metilo
b) butanoato de etilo
c) ácido 3-metilpentanoico
d) benzoato de etilo
23. Dibuja la fórmula estructural condensada de los siguientes compuestos:
a) butirato de etilo b) ácido 2-metilpentanoico
c) ácido 3,5-dimetilhexanoico d) acetato de propilo
23. Dibuja la estructura de los siguientes compuestos:
a) dimetilamina b) cicloohexilamina c) cloruro de dimetilamonio
d) trietilamina e) N-metilanilina
24. Nombra las siguientes amidas según la IUPAC:
25. El diclofenac está indicado para el tratamiento de los síntomas agudos y crónicos de
la artritis reumatoide. Nombra los grupos funcionales presentes en el diclofenac.
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Nociones elementales sobre estructura de sustancias biológicas: glúcidos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.
Contenidos
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Biomoléculas
Componentes
orgánicos esenciales
de todos los
organismos vivos.
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Carbohidratos Lípidos Aminoácidos Nucleótidos
Biomoleculas
Fuente
primaria de
energía
química
Almacenan
energía
Importantes
componentes
estructurales
Cumplen
funciones
altamente
específicas
Son los bloques
estructurales de
ADN y ARN,
también
desempeñan
papeles
centrales en los
intercambios de
energía
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Nucleótidos
Biomoleculas
Cumplen
funciones
altamente
específicas
Carbohidratos Lípidos
Carbohidratos
Aminoácidos
Aminoácidos
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GLÚCIDOS
• También denominadas hidratos de carbono, sacaridos y azúcares
• Están formadas principalmente por carbono, hidrógeno y oxígeno aunque
también es posible encontrar nitrógeno, azufre y fósforo.
• Tienen una función muy importante en los seres vivos. Son un depósito
de energía química lista a ser liberada en el momento en que las células
lo requieran.
• Desde el punto de vista químico, los hidratos de carbono son aldehídos
(aldosas) o cetonas (cetosas) polihidroxiladas, esto es, además del
carbono carbonilico, el resto de los carbonos de la cadena poseen
grupos hidroxilos. Un glúcido muy importante en este sentido es la
glucosa:
Glucosa
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GLÚCIDOS
Estas moléculas tienen la propiedad de formar un anillo cuando se
disuelven en agua, gracias a la unión entre el carbono 1 y 5. Es más
frecuente encontrarla de esta forma porque es más estable. En la figura
representamos sólo los carbonos que intervienen en la unión para facilitar
su visualización. Observarás que el oxígeno actúa como puente entre los
dos carbonos.
A las moléculas individuales de
glúcidos se las denomina
monosacáridos. Estos
monosacáridos pueden unirse
entre sí formando estructuras de
dos, tres, cuatro e inclusive hasta
de cientos de unidades. En cada
caso recibe un nombre general
particular.
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GLÚCIDOS
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LÍPIDOS
• Estan formados principalmente por carbono, hidrógeno y oxígeno.
• Constituyen una fuente de reserva energética, fundamentalmente en forma
de grasas en los animales y aceites en los vegetales. Tienen la propiedad
de ser buenos aislantes térmicos. Bajo la forma de ceras pueden tener
funciones de protección actuando como lubricantes e impermeabilizantes
tanto en vegetales como animales. También son componentes importantes
de la membrana plasmática de las células.
• Dentro del conjunto de los lípidos hay una gama muy variada de
compuestos, sin embargo, todos ellos comparten la característica de ser
insolubles en agua.
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Glicéridos
Los glicéridos son compuestos formados por esterificación de los ácidos
grasos con glicerol. El glicerol, o propanotriol, es un alcohol con tres grupos
hidroxilos los cuales pueden unirse con uno, dos o tres ácidos grasos,
originando monogliceridos, digliceridos y triglicéridos, respectivamente. Los
ácidos grasos pueden ser iguales o diferentes, saturados o insaturados.
Dependiendo del estado
físico en el que se
encuentren, los glicéridos
pueden clasificarse en
aceites (líquidos a
temperatura ambiente) o
grasas (solidos a temperatura
ambiente). Esta característica
está dada por que son
triglicéridos no saturados,
mientras que las grasas
presentan ácidos grasos
saturados
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Ceras
Estas moléculas son también esteres pero están formados por la unión de un
alcohol monohidroxilado de cadena larga y un ácido graso. A diferencia de los
triglicéridos, que son triesteres, las ceras son monoesteres sencillos.
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Fosfolípidos
Son los componentes primarios de las membranas celulares. En su estructura
química podemos observar una molécula de glicerol, dos ácidos grasos, un
grupo fosfato y una base nitrogenada. Su fórmula general se representa de la
siguiente manera:
La "cabeza" de un fosfolípido es un grupo fosfato cargado negativamente y las dos "colas" son cadenas hidrocarbonadas fuertemente hidrofóbicas
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Fosfolípidos
Rodeados de agua, se distribuyen espontáneamente en dos capas, con sus cabezas hidrofílicas extendidas hacia afuera y sus colas hidrofóbicas hacia adentro. Esta disposición, la bicapa lipídica, constituye la base estructural de las membranas celulares. Al formar una bicapa, los componentes hidrofóbicos de los fosfolípidos quedan "protegidos" del agua, excepto en los bordes, en donde quedan expuestos.
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Esteroides Es un grupo extenso de lípidos naturales o sintéticos con una diversidad de actividad fisiológica muy amplia. No se parecen a ningún otro lípido, se los ubica en esta clase por ser insolubles al agua. Todos los esteroides poseen cuatro anillos de carbono unido entre ellos, los que pueden presentar oxhidrilos o radicales. Entre los esteroides se encuentran:
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Proteínas • Componen las estructuras celulares y las herramientas que hacen
posible las reacciones químicas del metabolismo celular. • Químicamente son polímeros de aminoácidos (más de 100) dispuestos
en una secuencia lineal, sin ramificaciones. Una secuencia de menos de 100 aminoácidos se denomina péptido.
• 20 aminoácidos son los que forman las proteinas, puedan ser ordenados en cualquier orden para conformar polipéptidos
Aminoácidos Los aminoácidos son moléculas orgánicas pequeñas con un grupo amino (NH2) y un grupo carboxilo (COOH) unidos al mismo átomo de carbono. La gran cantidad de proteínas que se conocen están formadas únicamente por veinte aminoacidos diferentes. Todos los aminoácidos tiene la misma fórmula general:
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Proteínas
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Ácidos nucleicos Hay dos tipos de ácidos nucleicos: • ácido desoxirribonucleico (ADN): molécula portadora de la información
genética • ácido ribonucleico (ARN), • Los ácidos nucleicos son polímeros lineales de • un monómero llamado nucleótido
• En el ADN, el azúcar presente es • la 2`-Desoxiribosa mientras que • en el ARN el azúcar presente es la Ribosa.
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Ácidos nucleicos Las bases nitrogenadas pueden ser de dos tipos:
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Ácidos nucleicos ADN: ACIDO DESOXIRRIBONUCLEICO Estructura: el modelo de Watson y Crick De todos los descubrimientos científicos del siglo XX, el de la molécula de ADN fue sin lugar a dudas, uno de los diez más trascendentales. Detrás del hallazgo de la estructura molecular del ADN se encuentran los nombres de dos grandes científicos, uno aún con nosotros y otro, lamentablemente fallecido hace poco tiempo atrás. Se trata de James Watson y Francis Crick, quienes descubrieron la famosa estructura de doble hélice o escalera en espiral, modelo del ADN, este hecho hizo que ambos reciban el Premio Nobel en 1962.
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Ácidos nucleicos ADN: ACIDO DESOXIRRIBONUCLEICO
ARN RIBOSOMAL (ARNr) Está presente en los ribosomas,
orgánulos intracelulares
implicados en la síntesis de
proteínas. Su función es leer los
RNAm y formar la proteína
correspondiente.
ARN ARN MENSAJERO (ARNm) Se sintetiza sobre un molde de
ADN en el núcleo, por el proceso
de trascripción, y pasa al
citoplasma sirviendo de pauta
para la síntesis de proteínas
(traducción).
ARN DE TRANSFERENCIA (ARNt): Participa en la síntesis de proteínas
transportando los aminoácidos libres
del citoplasma hacia el lugar de
ensamblado de proteínas. Existen ARNt
específicos para cada uno de los
aminoácidos. Son los mas pequeños
BIBLIOGRAFÍA
Brown, Theodore L. LeMay, Jr., Eugene. Bursten, Bruce E. Burdge, Julia R.
Química La ciencia central. Novena edición. 2004. Prentice Hall.
Burns R. Fundamentos de Química 1. 4ª ed. México. 2004. Pearson Prentice Hall.
Chang, Raymond. Química. Décima Edición. 2010. Editorial Addisson Wesley.
Petrucci R., Harwood W., Herring F. Química General. Enlace Químico y
Estructura de la materia. Volumen I. 8ª ed. 2003.Pearson Prentice Hall. España.
Quiñóa Cabana Emilio. Riguera Ricardo. Cuestiones y Ejercicios de Química
Orgánica. Una guía de autoevaluación. Segunda edición. 2004 McGraw-Hill
Interamericana de España S.L.
Holum. Fundamentos de química general, orgánica y bioquímica: para ciencias de
la salud. Segunda edición. 2011. Editorial Limusa Wiley.
Hipertextos del área de Biología. Universidad Nacional del Nordeste. Fac. Ciencias
Agrarias, Corrientes©1998-2013. http://www.biologia.edu.ar.
Yurkanis Bruice Paula. Fundamentos de Química Orgánica. México, 2007.
Pearson Educación.