INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOLÓGICA

2014

MANUAL PARA EL

CURSO DE INGRESO

DE LAS CARRERAS DE

MEDICINA Y

ODONTOLOGÍA

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

BIOLÓGICA

Introducción a la Química Biológica

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Ministerio de Educación de la Nación

Universidad Nacional de La Rioja

UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA RIOJA

AUTORIDADES

Prof. Lic. Fabián Alejandro Calderón

RECTOR

Prof. Ing. José Gaspanello

VICE-RECTOR

Prof. Arq. Sonia Alicia Sánchez

SECRETARIA DE ASUNTOS ACADÉMICOS

Prof. Dra. Susana Beltramo

DECANO DEL DEPARTAMENTO DE LA SALUD Y LA EDUCACIÓN

Prof. Lic. Claudia Morales

SECRETARIA ACADÉMICA DEL DEPARTAMENTO DE LA SALUD Y LA EDUCACIÓN


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EQUIPO DOCENTE

Bioq. Andrada Pablo

Farm. Allemand Ana

Bioq. Corzo Carolina

Ing. Eugenio Herrera

Ing. Edgardo Agüero

COORDINACIÓN

Bioq.Farm.Sandra Blanes


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PRESENTACIÓN

El presente material bibliográfico fue diseñado en base a los objetivos previstos en la propuesta de cátedra

del ingreso a las carreras de Medicina y Odontología, carreras dependientes del Departamento Académico

de Ciencias de la Salud y de la Educación de la Universidad Nacional de La Rioja.

El estudio de la Química nos permite entender numerosas estructuras, mecanismos y funciones dentro del

organismo humano. Tanto el médico como el odontólogo tienen una importante función social en pos de

la promoción de la salud y la preservar la vida. En esta iniciación debemos comprometernos con entregar

un material bibliográfico que permita introducir al alumno en los conocimientos básicos de la química para

lograr comprender, posteriormente, los temas relacionados con la química biológica, asignatura que

ambas carreras tienen en el primer año de su currícula.

El grupo de profesores que elaboraron el manual, se basaron en bibliografía actualizada de los temas a

tratar, buscando seleccionar y desarrollarlos con la mayor claridad posible para un alumno de nivel de

aspirante a una carrera universitaria.

Cabe aclarar que este material sirve de apoyo teórico práctico para un curso de ingreso, por ello se adjunta

toda la bibliografía que puede complementar este conocimiento. Se divide en ocho (8) unidades que

fueron elaboradas siguiendo un esquema conceptual.

Primero una introducción teórica, donde se presentan los contenidos de cada unidad del programa y luego

la aplicación práctica con el desarrollo de un ejercicio. También se utilizan cuadros conceptuales, tablas y

gráficos con sus respectivas referencias.

Luego se desarrollan una serie de ejercicios de variada complejidad con el objeto de que el alumno pueda

aplicar los conceptos previos.

Al final de cada unidad se indica la bibliografía de donde se extrajo la información así como también las

páginas web en donde se puede consultar.

Los docentes que participan en el dictado del curso son los que se indican al comienzo del manual,

trabajaron en forma conjunta, buscando la unificación de los criterios en el proceso de enseñanza-

aprendizaje.

Todo el equipo de profesores espera que la elaboración de este texto logre alcanzar los objetivos

proyectados, siendo comprensible y beneficiosos a los aspirantes universitarios.


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INDICE DE CONTENIDOS 1. NOCIONES ELEMENTALES DE QUÍMICA GENERAL ………………………………………… 1.1 Introducción…………………………………………………………………………………………….. 1.2 Química……………………………………………………………………………………………………. 1.3 Materia……………………………………………………………………………………………………. 1.4 Energía…………………………………………………………………………………………………….. 1.5 Sistemas Materiales…………………………………………………………………………………. 1.6 Propiedades de los sistemas materiales…………………………………………………… 1.7 Estados de la materia………………………………………………………………………………. 1.8 Clasificación de sistemas materiales……………………………………………………….. 1.9 Sustancias puras y mezclas………………………………………………………………………. 1.10 Transformaciones físicas y químicas………………………………………………………. 1.11 Leyes fundamentales de la química……………………………………………………….. 1.12 Notación química……………………………………………………………………………………

12 12 13 13 13 14 14 15 16 18 19 20 21

2. TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR ………………………………………………………………. 2.1 Introducción ……………………………………………………………………………………………. 2.2 Elementos químicos …………………………………………………………………………….. 2.3 Símbolos químicos ………………………………………………………………………………….. 2.4 Número y peso atómico …………………………………………………………………………. 2.5 Isótopos…………………………………………………………………………………………………… 2.6 Átomo-gramo………………………………………………………………………………………….. 2.7 Número de Avogadro………………………………………………………………………………. 2.8 Mol …………………………………………………………………………………………………………. 2.9 Fórmulas químicas…………………………………………………………………………………..

23 23 24 25 26 27 29 30 31 33

3. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO ………………………………………………………………………… 3.1 El Átomo………………………………………………………………………………………………….. 3.2 Numero Atómico - Numero De Masa (N° Masico)....................................... 3.3 Teoría Cuántica Y La Estructura Electrónica De Los Átomos……………………. 3.4 El Modelo De Bohr…………………………………………………………………………………… 3.5 Mecánica Cuántica………………………………………………………………………………….. 3.6 Números Cuánticos………………………………………………………………………………….. 3.7 Orbitales Atómicos Y Configuración Electrónica………………………………………. 3.8 Radioactividad………………………………………………………………………………………….

34 34 36 39 41 42 43 45 48

4. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS ……………………………………………………. 4.1 Historia…………………………………………………………………………………………………….. 4.2 Tabla Periódica Moderna…………………………………………………………………………. 4.3 Período…………………………………………………………………………………………………….. 4.4 Grupos…………………………………………………………………………………………………..... 4.5 Propiedades Periódicas …………………………………………………………………………… 4.6 Radio Atómico………………………………………………………………………………………….. 4.7 Energía de Ionización……………………………………………………………………………….. 4.8 Afinidad Electrónica………………………………………………………………………………….

51 51 52 53 55 58 60 61 62


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4.9 Electronegatividad……………………………………………………………………………………. 4.10 Enlace Químico………………………………………………………………………………………. 4.11 Notación de Lewis………………………………………………………………………………….. 4.12 Tipos de Uniones……………………………………………………………………………………. 4.13 Unión Iónica…………………………………………………………………………………………… 4.14 Unión Covalente…………………………………………………………………………………….. 4.15 Unión Metálica………………………………………………………………………………………. 4.16 Fuerzas Intermoleculares………………………………………………………………………..

62 63 63 63 63 64 66 66

5. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS ………………………………………………………… 5.1 Reacciones Químicas………………………………………………………………………………… 5.1.1 Definición……………………………………………………………………………………………… 5.1.2 Ecuación Química………………………………………………………………………………….. 5.2 Formación de Compuestos Inorgánicos: Nomenclatura……………………………. 5.2.1 Introducción………………………………………………………………………………………….. 5.2.2 Clasificación de Compuestos Inorgánicos……………………………………………… 5.3 Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos………………………………………… 5.4 Compuestos Binarios……………………………………………………………………………….. 5.5 Compuestos Ternarios……………………………………………………………………………… 5.6 Sales Binarias……………………………………………………………………………………………. 5.7 Sales Acidas, Básicas y Mixta………………………………………………………………….... 5.8 Estequiometria…………………………………………………………………………………………. 5.8.1 Introducción………………………………………………………………………………………….. 5.8.2 Problemas Tipo de Cálculos Estequiométricos………………………………………. 5.8.3 Reactivo Limitante………………………………………………………………………………… 5.9 Reacciones de Oxido Reducción………………………………………………………………. 5.9.1 Introducción………………………………………………………………………………………….. 5.9.2 Numero de Oxidación…………………………………………………………………………… 5.9.3 Concepto de oxidación- reducción………………………………………………………… 5.9.4 Potencial Redox……………………………………………………………………………………..

71 71 71 71 72 72 73 74 75 80 85 87 92 92 92 96

100 100 101 103 103

6. SOLUCIONES ……………………………………………………………………………………………… 6.1 Solución: definición y clasificaciones. ………………………………………………………. 6.2 Soluciones unidades de concentración más comunes………………………………. 6.3 Propiedades coligativas de soluciones de no electrolitos…………………………. 6.4 Conductividad de las soluciones………………………………………………………………. 6.5 Propiedades coligativas de soluciones de electrolitos……………………………….

108 108 122 115 118 120

7. EQUILIBRIO QUÍMICO………………………………………………………………………………… 7.1 Reacciones reversibles…………………………………………………………………………….. 7.2 Constante de equilibrio……………………………………………………………………………. 7.3 Factores que afectan el equilibrio químico …………………………..…………………. 7.4 Ácidos y bases ……………………..…………………………………………………………………. 7.4.1Teoria de Arrhenius……………………………………………………………………………….. 7.4.2 Teoría de Brönsted-Lowry …………………………………………………………………… 7.5 Teoría de Lewis………………………………………………………………………………………..

121 122 123 126 128 128 130 133


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7.6 Fuerza de los ácidos y las bases……………………………………………………………….. 7.7 Ácidos polipróticos………………………………………………………………………………….. 7.8 Ionización del agua………………………………………………………………………………….. 7.9 Disoluciones ácidas, básicas e neutras……………………………………………………… 7.9.1 Concepto de pH…………………………………………………………………………………….. 7.9.2 Disoluciones reguladoras o amortiguadoras…………………………………………. 7.10 Indicadores …………………………………………………………………………………………….

134 137

138 139 140 144 146

8.NOCIONES DE QUÍMICA ORGÁNICA………………………………………………………….. 8.1 Orígenes de la química orgánica………………………………………………………………. 8.2 Átomo de carbono…………………………………………………………………………………… 8.3 Hibridación ……………………………………………………………………………………………… 8.4 Hidrocarburos………………………………………………………………………………………….. 8.5 Nomenclatura………………………………………………………………………………………….. 8.5.1 Compuestos orgánicos que contienen oxígeno……………………………………… 8.5.2Compuestos orgánicos que contienen nitrógeno…………………………………… 8.6 Compuestos Polifuncionales…………………………………………………………………….. 8.7 Isómeros………………………………………………………………………………………………….. 8.7.1 Clasificación………………………………………………………………………………………….. 8.8 Hidratos de carbonos……………………………………………………………………………….. 8.8.1 Clasificación………………………………………………………………………………………….. 8.8.2 Funciones……………………………………………………………………………………………… 8.9 Proteínas………………………………………………………………………………………………….. 8.9.1 Aminoácidos…………………………………………………………………………………………. 8.9.2 Clasificación de las proteínas………………………………………………………………… 8.9.3 Funciones de las proteínas……………………………………………………………………. 8.10 Lípidos……………………………………………………………………………………………………. 8.10.1 Clasificación de los lípidos…………………………………………………………………… 8.10.2 Funciones…………………………………………………………………………………………….

8.11 Ácidos Nucleicos…………………………………………………………………………………….. 8.11.1 Los nucleótidos …………………………………………………………………………………… 8.11.2 Funciones de los ácidos nucleicos………………………………………………………

148 148 153 156 164 167 173 176 180 182 183 191 192 195 197 198 199 200 202 203 212 214 215 219

UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA RIOJA

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS EXACTAS, FISICAS y NATURALES


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CONTENIDOS

Unidad Nº 1: NOCIONES ELEMENTALES DE QUIMICA GENERAL

Materia. Sistemas materiales. Energía. Propiedades de los sistemas materiales. Sustancias.

Mezclas. Notación química. Leyes de la Química.

Unidad Nº 2: TEORIA ATOMICO-MOLECULAR

Teoría atómica de Dalton. Elementos químicos. Peso y número atómico. Símbolos químicos.

Átomo gramo. Número de Avogadro. Mol. Isótopos. Masa molecular absoluta y relativa.

Fórmulas químicas.

Unidad Nº 3: ESTRUCTURA DEL ATOMO

Número atómico y número másico. Espectroscopia. Evaluación del modelo atómico:

Thomson, Rutherford, Bohr, Heisenberg, Schrodinger. Números cuánticos. Principio de

exclusión de Pauli. Configuración electrónica. ESTRUCTURA DEL NUCLEO. Radioactividad.

Tipo de radiaciones. Radioactividad natural e inducida.

Unidad Nº 4: TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

Tabla periódica. Propiedades periódicas: Carácter metálico. Número de oxidación.

Conductividad eléctrica. Radio atómico. Potencial de ionización. Afinidad electrónica..

Electronegatividad. Enlace químico: Enlaces iónico y covalente. Fuerzas intermoleculares.

Polaridad de moléculas.

Unidad Nº 5: REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

Reacciones química. Formación de compuestos inorgánicos: Nomenclatura. Óxidos y básicos.

Hidróxidos. Ácidos. Sales. Halogenuros. Estequiometria. REACCIONES DE OXIDO-

REDUCCION. Potencial redox.


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Unidad Nº 6: SOLUCIONES

Tipos de soluciones. Expresión de concentración. Soluciones porcentuales, molares.

Soluciones normales. Fracción molar. Propiedades coligativas de las soluciones. Presión de

vapor. Punto de ebullición y congelación .Presión osmótica. Conductividad de las soluciones.

Propiedades coligativas de las soluciones electrolíticas.

Unidad Nº 7: EQUILIBRIO QUIMICO

Equilibrio químico. Constante de Equilibrio. Concepto e ácidos y bases. Electrolitos fuertes y

débiles. Producto iónico del agua. Concepto de pH. Concepto de hidrólisis. Determinación de

valores de pH de soluciones fuertes y débiles. Buffer. pH de los buffer. Titulación de ácidos y

bases.

Unidad Nº 8: NOCIONES QUIMICA ORGANICA

Carbono. Enlaces del carbono: Hibridación de orbitales atómicos y moleculares. Compuestos

orgánicos. Hidrocarburos Alifáticos. Cíclicos. Nomenclatura. Hidrocarburos aromáticos.

Grupos funcionales. Alcohol. Aldehido. Cetona. Ácidos carboxílicos. Éter. Ester. Funciones

nitrogenadas. Fenoles. Compuestos polifuncionales. Isomería de los compuestos orgánicos.

Isomería plana: de cadena, de posición y de función. Isomería espacial: óptica y geométrica.

NOCIONES ELEMENTALES SOBRE ESTRUCTURA Y FUNCION DE SUSTANCIAS BIOLOGICAS.

Glúcidos. Lípidos. Proteínas. Ácidos nucleicos.


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BIBLIOGRAFÍA 1. ATKINS, Peter; JONES, Loretta; “Principios de Química. Los caminos del descubrimiento.”; Editorial

Médica Panamericana; 2006; 3ª ed.

2. CHANG, Raymond; “Química”; Editorial McGraw-Hill; 2002; 7ª ed.

3. CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY; “Química. Una ciencia experimental”; Barcelona (España);

Editorial Reverté S.A.; 1982; ed. En español.

4. LE MAY, BROS; L. BROWN, Theodore; LE MAY, H. Eugene, Jr.; BURSTEN, Bruce E.; BURDGE, Julia R.;

“Química. La Ciencia Central.”; Pearson Educación Editorial de México S.A.; 2004; 9ª ed.

5. MARTÍNEZ URRREAGA, Joaquín; NARROS SIERRA, Adolfo; DE LA FUENTE GARCÍA-SOTO, María del Mar;

POZAS REQUEJO, Frutos; DÍAZ LORENTE, Víctor Manuel; “Experimentación en Química General”;

Thomson Editores Spain Paraninfo S.A.; 2006; 1ª ed.

BIBLIOGRAFÍA COMPLEMENTARIA

6. HUHEEY, James E.; KEITER, Ellen A.; KEITER, Richard L.; “Química Inorgánica. Principios de estructura y

reactividad”; Alfa omega Grupo editor S.A.; 1993; 4ª ed.

7. MAHAM, Bruce H.; MYERS, R.J.; “Química Curso Universitario”; Addison-Weslwy Iberoamericana;

1991; 1ª ed.

8. RAYNER-CANHAM, Geoff; “Química Inorgánica Descriptiva”; Editorial Pearson Educación; 2000; 21ª ed.

9. Morrison & Boy. Química Orgánica. 5º Edición. Editorial Addison-Wesley-Iiberoamericana.1998.

10. Pine, Stanley H. Química Orgánica. 4º Edición. Editorial Mc Graw Hill. 1993.

11. Wade, J.G. Química Orgánica. 2ª Edición. Pearson Educación. 1993

12. Carey. Francis A. 3ª Edición. Editorial Pearson Educación 1999.

CRONOGRAMA DE INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOLÓGICA PARA CURSO DE INGRESO 2014 SEMANAS FECHAS CLASES TEORIA

1º SEMANA 10/02 AL 15/02

1º UNIDAD 1: NOCIONES ELEMENTALES DE QUIMICA GENERAL

2º UNIDAD 2: TEORIA ATOMICO-MOLECULAR

3º UNIDAD 3: ESTRUCTURA DEL ATOMO.

2º SEMANA 17/02 AL 22/02

4º UNIDAD 4: TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

5º UNIDAD 5: REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

6º UNIDAD 5: REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

3º SEMANA 24/02 AL 01/03

7º UNIDAD 6: SOLUCIONES



4º SEMANA 03/03 AL 08/03

10º UNIDAD 7: EQUILIBRIO QUIMICO

11º UNIDAD 7: EQUILIBRIO QUIMICO

12º UNIDAD 8: NOCIONES QUIMICA ORGANICA

5º SEMANA 10/03 AL 15/03







UNIDAD Nº 1 NOCIONES ELEMENTALES DE QUÍMICA GENERAL

OBJETIVOS:

Comprender el concepto de materia y sus propiedades asociadas.

Conocer diferentes criterios de clasificacion de los sistemas materiales.

Comprender que los cambios que ocurren en los sistemas materiales dependen de la

naturaleza de los mismos, del entorno que los rodea y de las interacciones entre ellos y el

operador.

Reconocer la existencia de los estados de agregación de la materia

Reconocer algunas transformaciones de la materia en los procesos naturales.

Conocer la notación científica y su aplicación.

1.1 INTRODUCCIÓN

Desde el comienzo de la humanidad, hombres y mujeres observaron en el mundo que los rodeaba la

ocurrencia de diversos fenómenos. La observación llevo a la elaboración de las más variadas hipótesis y

especulaciones acerca del origen de los hechos observados. Las repuestas e hipótesis se modificaban a

medida que se incrementaba el conocimiento, a través de los diferentes periodos del desarrollo de las

ciencias, demostrándose posteriormente que algunas se fundamentaban en la magia y/o la mística y otras

en sencillas demostraciones empíricas.

Cuando el nivel de conocimiento permitió reconocer la importancia de los estudios sistemáticos tales como

la medición y la experimentación, estos se incorporaron como procedimientos imprescindibles para dar

respuestas válidas y, es entonces, cuando la química aparece como una ciencia, la ciencia de la materia y

de sus cambios.

1.1 Química

La química es la ciencia que estudia la composición de la materia, sus propiedades y las transformaciones

que en ella ocurren. También es objeto de estudio de la química, las variaciones energéticas que

acompañan los diferentes cambios que experimenta la materia.


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El estudio de la química se basa en la observación y la experimentación para dar una explicación valedera

de los diferentes fenómenos que ocurren ya sea en la naturaleza, en el cuerpo humano o en el ámbito

experimental de laboratorio.

1.2 Materia

La materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa e impresiona nuestros sentidos.

Es frecuente la confusión entre los términos masa y peso.

La masa es una medida de la cantidad de materia que posee un objeto. Mientras que el peso es la acción

de la fuerza de gravedad sobre la masa de un objeto.

Para entender mejor estas diferencias planteamos un ejemplo:

La masa de un astronauta en la Luna es la misma que en la Tierra, ya que esta no está influenciada

por la fuerza de gravedad. La cantidad de materia que lo constituye no cambia. El peso de un

astronauta en la Luna, sin embargo, es menor que en la Tierra, porque la atracción que ejerce la

Luna sobre los objetos (fuerza de gravedad) es menor que la atracción que ejerce la Tierra.

Resumiendo diremos que el peso cambia con la fuerza de gravedad, mientras que la masa no varía.

1.3 Energía

La energía es la capacidad para realizar trabajo o transferir calor.

Cuando estudiemos los cambios de energía, nos concentramos en un sistema que posea una porción

limitada de materia y a todo lo demás lo denominaremos entorno. Estudiaremos los cambios de energía

que se producen entre la materia y el entorno que la rodea.

1.4 Sistemas Materiales

Un sistema material es toda porción limitada de materia que se aísla en forma real o imaginaria del medio

que lo rodea para su estudio experimental.

1.6 Propiedades de los sistemas materiales

Las propiedades son atributos que sirven para distinguir diferentes calidades de materia. Frecuentemente

las propiedades se clasifican en dos grupos: propiedades extensivas y propiedades intensivas.

Las propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia, e incluyen las

mediciones de masa, volumen, longitud, etc.


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Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia. Y se subdividen en

propiedades físicas y propiedades químicas según se evidencien con cambio o no en la composición de la

materia.

Las propiedades físicas de una sustancia son aquellas que identifican la sustancia sin alterar su

composición. El color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza, lustre metálico,

ductilidad, maleabilidad y viscosidad son propiedades físicas características.

Las propiedades que relacionan los cambios de composición de una sustancia o sus reacciones con otras

sustancias se llaman propiedades químicas.

Las propiedades químicas incluyen la tendencia de una sustancia a reaccionar con otra, a enmohecerse,

corroerse, estallar o actuar como veneno o cancerígeno.

Las propiedades intensivas ayudan a identificar o caracterizar un tipo de materia en particular y no

dependen de la masa o cantidad de materia. Las propiedades extensivas se relacionan con la cantidad de

materia presente.

1.6.1 Ejercicios

1) Marque la opción que corresponda a propiedades intensivas de la materia:

a) Densidad y peso

b) Punto de ebullición y masa

c) Peso especifico y volumen

d) Masa y brillo

e) Punto de ebullición y densidad

1.7 Estados de la materia

Una nuestra de materia puede ser un gas, un líquido o un sólido. Estas tres formas de materia se

denominan Estados Físicos o Estados de Agregación de la Materia.

Los estados de agregación de la materia están determinados por la temperatura y la presión a la cual se

encuentre el sistema. Por lo tanto, todo lo tanto todo cambio de estado involucra una transformación

física en el sistema.

Los estados de la materia difieren en algunas de sus propiedades observables.

Un gas (también llamado vapor) no tiene volumen ni forma fijos; más bien, se ajusta al volumen y la forma

de su recipiente. Podemos comprimir un gas de modo que ocupe un volumen más pequeño, o expandirlo

para ocupar uno mayor.

Un líquido tiene un volumen definido independiente de su recipiente pero no tiene forma específica; toma

la forma de la porción del recipiente que ocupa.


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Un sólido tiene forma y volumen definidos; es rígido. Ni los líquidos ni los sólidos pueden comprimirse de

forma apreciable.

Las propiedades de los estados pueden entenderse en el nivel molecular.

En un gas, las moléculas están muy separadas y se mueven a alta velocidad, chocando repetidamente

entre sí y con las paredes del recipiente. En un líquido, las moléculas están empacadas más cerca unas de

otras, pero aun se mueven rápidamente, y pueden deslizarse unas sobre otras; por ello los líquidos fluyen

fácilmente. En un sólido las moléculas están firmemente sujetas unas a otras, por lo regular en patrones

definidos dentro de los que las moléculas apenas pueden moverse un poco en sus posiciones, por lo demás

fijas. Por ello, los sólidos tienen forma rígida.

1.7.1 Ejercicios

1) Referente a los estados de agregación y sus propiedades, analice la validez de las siguientes

afirmaciones:

a) La capacidad de mantener forma propia es diferente para los 3 estados de agregación, porque las

interacciones entre las partículas son mayores en el estado gaseoso que en el líquido y que en el

sólido.

b) Todos tienen volumen propio porque las partículas tienen el mismo volumen en los 3 estados de

agregación.

c) La expansibilidad es una propiedad característica de los gases.

d) La compresibilidad de los sólidos es mayor que la de los líquidos.

e) La fluidez es una propiedad característica de los líquidos.

2) Complete del siguiente cuadro comparativo considerando las propiedades de los estados de la

materia.

SOLIDO LIQUIDO GASEOSO

VOLUMEN

FORMA

INTERACCIONES

INTERMOLECULARES

3) Complete el siguiente esquema considerando los tres estados de agregación de la materia y los

pasajes de estado que ocurren entre ellos.


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1.8 Clasificación de sistemas materiales

Los sistemas materiales se clasifican según dos criterios: sus propiedades intensivas y el intercambio entre

el sistema considerado y el mundo que lo rodea.

Según sus propiedades intensivas se clasifican en:

Sistemas homogéneos: En estos sistemas materiales, las propiedades intensivas son iguales en todas sus

partes. Estos sistemas se denominan sistemas homogéneos y se caracterizan por estar constituidos por

una sola fase.

Sistemas heterogéneos: Hay otros sistemas materiales en que las propiedades intensivas son diferentes

según la porción que se examine. Estos sistemas se llaman heterogéneos y están formados por al menos

dos fases. Los sistemas heterogéneos están constituidos por sistemas homogéneos agrupados, pues cada

fase, si es separada de las demás, forma un sistema homogéneo.

Todo sistema homogéneo se caracteriza por presentar continuidad cuando se lo observa de manera

macroscópica y microscópica. Un sistema heterogéneo, por el contrario, presenta superficies de

separación entre cada uno de los sistemas homogéneos que lo componen, a los que llamamos fases.

Una fase es toda porción homogénea que forma parte de un sistema material, por lo tanto, tiene iguales

propiedades intensivas en todos sus puntos.

En el siguiente cuadro se resumen las características de cada uno de los sistemas:

SISTEMAS HOMOGENEOS SISTEMAS HETEROGENEOS

Poseen idénticas propiedades

intensivas en todos los puntos del

Las propiedades intensivas son

diferentes según la porción que se


17



sistema.

Están constituidos por una sola

fase.

Ejemplo: agua destilada, agua

salada, azúcar, aceite, sal de

mesa, mercurio.

examine.

Están constituidos por dos o más

fases.

La superficie de separación entre

las fases (interfase) es evidente y

bien definida.

Ejemplos: agua con aceite, granito.

Según el intercambio entre el sistema considerado y el mundo que lo rodea se clasifican en:

Sistemas abiertos: Son aquellos sistemas donde se produce el intercambio de materia y energía con el

medio que lo rodea.

Sistemas cerrados: Son aquellos sistemas donde solo se intercambia energía con el medio que lo rodea.

Sistemas aislados: Son aquellos sistemas donde no hay intercambio de materia ni de energía con el medio

que lo rodea.

1.8.1 Ejercicios

1) En base a la clasificación de sistemas materiales, señale la opción incorrecta:

a) Los sistemas homogéneos son aquellos que poseen iguales propiedades en toda su masa.

b) Un sistema cerrado solo intercambia energía.

c) Los sistemas abiertos cumplen con la Ley de Conservación de la materia.

d) Los sistemas heterogéneos presentan variaciones en las propiedades intensivas.

e) Los sistemas aislados se utilizan para experimentos de laboratorio.

2) Analice cuáles de los siguientes sistemas materiales son homogéneos y cuáles heterogéneos:

a) Agua azucarada

b) Aire contenido en un neumático

c) Soda contenida en un vaso

d) Un trozo de mármol

e) Una viruta de acero inoxidable

1.9 Sustancias puras y mezclas

Un sistema material puede ser clasificado como sustancia pura o como mezcla.


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Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto. La composición de una sustancia pura es

definida y fija. Tanto los elementos como los compuestos son homogéneos, esto es, son iguales en todas

sus partes.

La composición de una mezcla puede variar. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.

Una mezcla heterogénea no tiene propiedades uniformes en toda su extensión; la composición de una fase

difiere de la composición de otra fase.

Una mezcla homogénea es uniforme en toda su extensión. A las mezclas homogéneas se las denomina

soluciones.

Una solución tiene una composición constante y propiedades intensivas iguales en toda su masa.

Por lo tanto, los sistemas homogéneos se clasifican en:

SUSTANCIAS PURAS SOLUCIONES

Tienen composición química

constante.

Están formadas por una clase de

moléculas.

La proporción de sus componentes

puede variar.

Formadas por dos o más clases de

moléculas.

Y por último, debemos clasificar a las sustancias puras como simples o compuestas.

Las sustancias puras simples están formadas por átomos de los mismos elementos. Mientras que las

sustancias puras compuestas están formadas por átomos de diferentes elementos.

En el siguiente cuadro se encuentran ejemplos de sustancias puras y su clasificación:

SUSTANCIAS PURAS SIMPLES SUSTANCIAS PURAS COMPLEJAS

Están formadas por átomos de una

misma especie.

Ej.: hidrógeno (H2), oxígeno (O2), sodio

(Na), cloro (Cl2).

Están formadas por átomos de dos o

más especies.

Ej.: agua (H2O), Cloruro de sodio

(NaCl), alcohol.

1.9.1 Ejercicios

1) Cuál de las siguientes opciones corresponde al concepto de fase:

a) Cada uno de los componentes de una solución


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b) Cada sistema homogéneo que forma parte de un sistema material

c) Las partes que se obtienen por separación de una solución

d) Las sustancias que poseen átomos iguales

2) En relación a las sustancias compuestas:

a) Poseen moléculas formadas por átomos iguales

b) Son sustancias puras

c) Forman sistemas heterogéneos

d) Su composición puede variar.

1.10 Transformaciones físicas y químicas

Una propiedad inherente a la materia es su capacidad de transformarse bajo condiciones adecuadas.

Una Transformación es un proceso que conecta un estado inicial o previo de la materia con un estado final

o posterior.

En las transformaciones físicas se modifica alguna propiedad física, sin cambiar la identidad o naturaleza

química de la materia, mientras que en las transformaciones químicas ocurre un cambio en la naturaleza

química de la materia que se transforma.

Si se corta o funde un trozo de cera estamos ante la presencia de una transformación física, ya que la

composición de la sustancia no se alteró.

Por el contrario, cuando un trozo de metal se oxida estamos ante la presencia de una transformación

química, ya que la composición de la sustancia se ha alterado. El metal reaccionó con oxígeno del aire

formando compuestos llamados óxidos. La naturaleza de la materia ha cambiado.

1.10.1 Ejercicios

1) Indique si los siguientes cambios corresponden a transformaciones físicas o químicas:

a) Un bloque de hielo al sol

b) Azúcar que se carameliza

c) Disolución de sal en agua

d) Cocción de un bizcochuelo

e) Azúcar que se funde

f) Rotura de una copa


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1.11 Leyes fundamentales de la química

Entre las leyes fundamentales, hay algunas que establecen relaciones entre masas, llamadas leyes

gravimétricas y otras que relacionan volúmenes, denominadas leyes volumétricas.

Se desarrollaran las leyes gravimétricas:

Ley de Conservación de la masa o Ley de Lavoisier

En 1774 Lavoisier enunció su Ley de Conservación de la Masa, de forma que: En todo sistema material

aislado, la masa permanece constante, independientemente de las transformaciones físicas o químicas

que se produzcan en el mismo.

Así, según Lavoisier, en la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro cúprico, mediante:

Cu + S CuS

resulta que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS.

Es decir, que: en una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sólo se reorganiza. La suma de

las masas de los reactivos es igual a las masas de los productos en aquellas reacciones químicas que se

producen dentro de sistemas aislados.

Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones, la mayoría de las cuales consistían en someter a

calentamiento, siempre en recipientes cerrados midiendo las masas de las sustancias antes y después de la

reacción. Estos experimentos le llevaron a demostrar la conservación de la masa durante el proceso.

Ley de las Proporciones Definidas o Ley de Proust

Joseph Louis Proust (1754-1826) sostenía que la composición porcentual de un compuesto químico era

siempre la misma, independientemente de su origen.

La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan

3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es:

3 g de Cl / 2g de Na = 1,5

Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de

cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas

siempre es 1,5 por lo que:

3 g de Cl / 10 g de Cl = 2 g de Na / x g de Na => x = 6,6 g de Na que reaccionan

Por tanto: Los elementos se combinan para formar compuestos, y siempre lo hacen en proporciones fijas

y definidas.


21



Ley de las Proporciones Múltiples o Ley de Dalton

Las investigaciones posteriores que los químicos realizaron para determinar en qué proporciones se unen

los elementos químicos proporcionaron aparentes contradicciones con la ley de Proust, pues en ocasiones

los elementos químicos se combinan en más de una proporción. Así, por ejemplo, 1 g de nitrógeno se

puede combinar con tres proporciones distintas de oxígeno para proporcionar tres óxidos de nitrógeno

diferentes, así:

Compuesto Masa de N (g) Masa de O (g)

Dióxido de nitrógeno (NO2) 1 2,28

Monóxido de nitrógeno (NO) 1 1,14

Óxido de nitrógeno (N2O) 1 0,57

Fue John Dalton (1776-1844) quien en 1803 generalizó este hecho con numerosos compuestos,

enunciando que: Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar compuestos diferentes, las

diferentes masas de uno de ellos que se combina con una masa fija de otro, guardan entre sí una

relación de números enteros sencillos.

De forma que en nuestro ejemplo:

2,28 / 1,14 = 2; 2,28 / 0,57 = 4; 1,14 / 0,57 = 2

1.12 Notación química

Algunos de los números que se utilizan en química son muy pequeños, como por ejemplo el diámetro de

un átomo que mide 0,0000000001 m, y el de un núcleo atómico que mide 0,000000000000001 m. Y otros

números son muy grandes, como por ejemplo la velocidad de la luz es de 30.000.000.000 cm/s y la

cantidad de átomos de carbono que hay en 12 g de carbono que es de 602.200.000.000.000.000.000.000

átomos.

Resulta complicado en la práctica trabajar con estos números, por lo que en química se emplea la notación

científica para enunciar de manera más precisa y fácil estas cantidades.

Un número en notación científica tiene dos cantidades que se multiplican en la forma

n x 10p

donde n es un número entre 1 y 10 que se multiplica por 10 elevado a una potencia p. Para escribir un

número en notación científica, primero se desplaza el punto decimal del número a la derecha o la izquierda


22



de modo que sólo quede un dígito diferente de cero a la izquierda del punto decimal, esto da un número

comprendido entre 1 y 10. Luego, escribe este número multiplicado por 10 elevado a una potencia igual al

número de posiciones que se movió el punto decimal, porque cada posición decimal corresponde a un

factor de 10.

Para comprender mejor la notación científica, se presenta dos ejemplos:

En el caso de los números mayores de 10, el punto decimal debe desplazarse a la izquierda; por lo

tanto, el exponente es un número positivo. Por ejemplo:

345,8 = 3,458 x 102

En el caso de los números entre 0 y 1, el punto decimal debe desplazarse a la derecha; por lo tanto,

el exponente es un número negativo. Por ejemplo:

0,00456 = 4,56 x 10-3

Aquí, el punto decimal se desplazo tres posiciones a la derecha, así que el factor exponencial es 10-3.

Por último, para verificar que un número está escrito correctamente en notación científica, se debe

controlar si corriendo la coma según indica la notación exponencial el número coincide con el número

original.

1.12.1 Ejercicios

Escribe los siguientes números utilizando la notación científica:

a) 30.000.000.000

b) 117

c) 61800

d) 602.200.000.000.000.000.000.000

e) 0,3450

f) 9070

g) 0,0000000001

h) 0,000000000000001

BIBLIOGRAFÍA

1- Química. Raymond Chag. 4° Edición. Editorial McGraw-Hill Interamericana de Mexico. 1997.

2- Química: La ciencia central. Brown, LeMay y Bursten. 7° Edición. Editorial Prentice Hall

Hispanoamericana. 1998.

3- Fundamentos de Química. Ralph Burns. 4° Edición. Editorial Prentice Hall. 2003.


23



UNIDAD Nº 2: TEORÍA ATÓMICO MOLECULAR

OBJETIVOS:

Comprender la constitución de la materia

Diferenciación de conceptos básicos de la unidad.

Resolver cálculos que incluyan átomos y moléculas en combinación

química, aplicando correctamente lo aprendido.

2.1 INTRODUCCIÓN

Químicamente, el universo está constituido por elementos que comparten una estructura común: el

átomo. Éstos se unen entre sí y forman estructuras mayores, las cuales conformarán finalmente la materia.

La comprensión de estas interacciones y de los cambios energéticos que se producen es y continuará

siendo la causa de innumerables investigaciones.

2.1 Teoría Atómica de Dalton

Figura Nº1

John Dalton (1776-1844)

En 1805, John Dalton (químico inglés) compuso una hipótesis sobre la constitución de la materia. Recopiló

las primeras pruebas experimentales sobre la existencia de los átomos y desarrolló su teoría cuyos

principales postulados fueron:

Todos los átomos de un elemento son idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas.

Los átomos de un elemento difieren de los átomos de todos los demás elementos.

Todo elemento está formado por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.


24



Cuando los átomos, iguales o distintos, se agrupan forman los compuestos. En todo compuesto, la

relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos presentes es un entero o una

fracción simple.

Una reacción química implica sólo una separación, combinación o re disposición de átomos, los

cuales no se crean ni se destruyen.

En un primer momento esta hipótesis revolucionó la concepción de la materia que hasta entonces se

tenía, permitió explicar algunos fenómenos observados por él mismo, aunque los enunciados no podían

explicar ciertos eventos científicos como aquellos relacionados con la ley de las combinaciones gaseosas

propuesta por Gay-Lussac. Con el tiempo y nuevos resultados experimentales se descubrieron variaciones

en los postulados originales de Dalton como:

Los átomos no son partículas indivisibles e indestructibles, porque se comprobó la existencia de

partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones)

Se conocieron isótopos (átomos de un mismo elemento que difieren en su masa atómica.

Actualmente se conoce la existencia de moléculas complejas y de macromoléculas entonces los

compuestos no solo surgen de una combinación sencilla de átomos.

Sin embargo la Teoría Atómica de Dalton forma la base del desarrollo de la química moderna, porque todas

las investigaciones científicas se hicieron y aún se hacen aceptando que la materia está formada por

átomos.

Figura Nº 2

Símbolos circulares de Dalton

Con base a lo propuesto por Dalton se logra definir el concepto de átomo y molécula.


25



Átomo: Unidad básica de un elemento que interviene en una reacción química.

Molécula: es el conjunto de por lo menos dos átomos en una configuración definida, mantenidos juntos

por fuerzas químicas, y se comporta como una unidad. Es la menor porción de sustancia que puede existir

al estado libre y que posee todas las propiedades del compuesto.

2.2 Elementos químicos

Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos.

Se han descubierto más de 100 elementos, los nombres de algunos de ellos son antiguos, de los cuales 83

se encuentran en forma natural en la Tierra; los demás han sido producidos de modo artificial.

2.3 Símbolos químicos

El nombre de un elemento se representa mediante una abreviatura, que se considera el símbolo químico

de ese elemento, los cuales son combinaciones de letras .La primera letra del símbolo de un elemento es

siempre MAYÚSCULA, pero la segunda y la tercera son siempre minúsculas.

Muchos de estos símbolos están formados por la primera letra o por las primeras dos letras del nombre

del elemento.

EJEMPLOS:

Nitrógeno N Oxígeno O Hidrógeno H

Níquel Ni Silicio Si Helio He

El símbolo de algunos elementos se conforma por la primera letra del nombre del elemento y por una letra

posterior.

EJEMPLOS:

Magnesio Mg Rubidio Rb Manganeso Mn

Los símbolos de algunos elementos derivan de sus nombres en latín, por ejemplo, Au de aurum (oro), Fe

de ferrum (hierro) y Na de natrium (sodio)

Tabla de elementos químicos y sus símbolos correspondientes

Nombre Símbolo Nombre Símbolo

Aluminio Al Magnesio Mg


26



Arsénico As Manganeso Mn

Bario Ba Níquel Ni

Bismuto Bi Nitrógeno N

Bromo Br Mercurio Hg

Calcio Ca Oxígeno O

Carbono C Fósforo P

Cloro Cl Platino Pt

Cobalto Co Potasio K

Cobre Cu Silicio Si

Cromo Cr Plata Ag

Flúor F Sodio Na

Oro Au Azufre S

Hidrógeno H Tungsteno W

Hierro Fe Cinc Zn

Plomo Pb Estaño Sn

Yodo I

2.4 Número y peso atómico

El número atómico se simboliza por (Z) y corresponde al número de protones (partículas cargadas

positivamente) que tiene en el núcleo un átomo. Como el átomo es eléctricamente neutro el número de

protones indica también el número de electrones (partículas cargadas negativamente)

El número atómico define al átomo, determina sus propiedades químicas.

Entonces: Z=Nº de protones =Nº de electrones

El número másico se representa con (A), es igual a la suma del número de protones y neutrones en el

núcleo del átomo. Determina las propiedades físicas del elemento.

REPRESENTACIÓN DE UN ELEMENTO

A

z X


27



Donde:

X = Símbolo químico del elemento

A= Número másico, se escriba como superíndice arriba a la izquierda del

Símbolo químico.

Z= Número atómico escrito como subíndice abajo a la izquierda del símbolo

Químico.

EJEMPLOS:

2311 Na 200

80Hg 4020Ca

Ejercicios:

2.4.1-Completar el siguiente cuadro

Elemento Protones Neutrones Electrones Nº atómico Nº másico

A 18 17

B 11 23

C 17 36

D 119 80

E 80 120

2.4.2-Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes especies:

202 80Hg 186

74W 33 16S 63

29Cu 15 7N

2.4.3-¿Qué información proporciona acerca del átomo los súper y subíndice escritos en un símbolo

químico?

2.5 Isótopos

La palabra isótopo deriva del término griego que significa “mismo lugar”, es decir que aunque los átomos

tienen distintas masas, pertenecen a un solo elemento que ocupa un único lugar en la tabla periódica.

Se definen como isótopos a aquellos átomos que tienen el mismo número de protones y por lo tanto igual

número atómico, pero diferente número de neutrones, es decir, poseen distinto número de masa.


28



EJEMPLO:

Elemento Z A Protones Electrones Neutrones

Cloro-35 17 35 17 17 18

Cloro-37 17 37 17 17 20

Uranio-235 92 235 92 92 143

Uranio-238 92 238 92 92 146

Carbono-12 6 12 6 6 6

Carbono -13 6 13 6 6 7

Las propiedades químicas de un elemento dependen del número atómico (Z), los neutrones no participan

en los cambios químicos en condiciones normales. Como consecuencia los isótopos del mismo elemento

poseen propiedades químicas semejantes, su comportamiento es similar.

Algunos elementos existen en la naturaleza en una sola forma isotópica como el Flúor y el Sodio, pero la

mayoría tiene más de un isótopo por ejemplo el Azufre, Oxígeno, Hidrógeno.

Ejercicios

2.5.1-Para cada una de las siguientes especies, determine el número de protones y el número de

neutrones en el núcleo:

32 H 4 2He 25

12Mg 79 35Br 195

78Pt 24 12Mg

2.5.2-Escriba el símbolo apropiado para cada uno de los siguientes isótopos:

Z=80, A=201

Z=74, A=186

Z=28, A=64

Z=11, A=23

Masa atómica absoluta y relativa

Masa atómica absoluta


29



La masa atómica absoluta es el peso de un átomo, es un valor pequeño y tiene unidades de masa

(gramos).

Por ejemplo la masa atómica del hidrógeno o masa de un átomo de hidrógeno es 1.66x10-24 grs.

Masa atómica relativa (peso atómico)

Desde 1961 se adoptó como referencia para el cálculo de los pesos atómicos a un isótopo del carbono que

tiene seis protones y seis neutrones (llamado carbono 12) presenta una masa exactamente de 12 unidades

de masa atómica (uma). De modo que una uma se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la

masa de un átomo de carbono 12.

Masa de un átomo de carbono 12= 12 uma

1 uma= masa de un átomo de carbono 12

12

2.6 Átomo-gramo

Es la masa atómica relativa expresada en gramos y numéricamente igual a su peso atómico. Es definido

como la masa de un mol de átomos. Un átomo-gramo contiene el mismo número de átomos para

cualquier elemento que se considere, éste número se conoce como Número de Avogadro.

2.7 Número de Avogadro

El número 6.022x 1023 recibe el nombre de NÚMERO DE AVOGADRO. Esta cantidad se llama masa molar

del carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de un mol de unidades (como átomos o moléculas)

de la sustancia. Si se sabe la masa atómica de un elemento también se sabe su masa molar.

Representa:

El número de átomos que hay en un mol de átomos.

El número de moléculas que hay en un mol de moléculas.

El número de iones que hay en un mol de iones.

El número de electrones que hay en un mol de electrones.

EJEMPLOS:

1 Mol de átomos de Cl2 pesan 35.5 gramos y contienen 6.022x1023 átomos.


30



1 Mol de átomos de Fe pesan 55.5 gramos y contienen 6.022x1023 átomos.

1 Mol de moléculas de Cl2 pesan 71 gramos y contienen 6.022x1023 moléculas.

2.8 Mol

El sistema SI define el mol como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales

(átomos, moléculas u otras partículas) como átomos están contenidos en exactamente 12 gramos de

carbono-12.

1 mol=6.022x 1023 partículas

Ejercicios

1-¿Cuántos átomos están contenidos en una muestra de H2O cuya masa es de 9 gramos?

a) No hay suficiente información

b) ½ del Número de Avogadro

c) El Número de Avogadro

d) 1,5 del Número de Avogadro

e) Dos veces el Número de Avogadro

2-¿En qué sistema hay mayor número de moléculas?

a) Un mol de O2

b) 22.4 gramos de H2

c) 22.4 gramos de N2

d) 22.4 moles de H2

3-Transforme en moles las siguientes cantidades:

a) 1,34 gramos de H2O

b) 1,34 gramos de Cu

c) 1,34 gramos deN2O3

4-¿Cuántos átomos hay en 16,3 gramos de azufre y en 5,10 moles del mismo elemento?

5-Coloque los siguientes valores en orden creciente de masa:

a) 16moles de H2O


31



b) átomos de Pb

c) 5,10x1023moles de helio.

6-La masa de un átomo de B es 2,31x10-23gramos. ¿Cuántos moles de átomos forman la molécula de peso

molecular 27,8 gramos?

7-Calcule la masa en gramos de un átomo de plata si su masa molar es de 107,9 gramos.

8-¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 31,77 gramos de cobre? ¿Cuántos moles de átomos de

azufre existen en 128,24 gramos de azufre? ¿Cuántos moles de moléculas S8 existen en 128,24 gramos de

azufre? ¿Cuántas moléculas de S8 están presentes en el mismo peso?

Masa molecular

a) Masa molecular absoluta

Es la masa (peso) de una molécula. Es un pequeño valor.

EJEMPLO: la masa molecular absoluta del hidrógeno o masa de una molécula de hidrógeno es 3.32x10-24

gramos. (El doble de la masa de un átomo de hidrógeno ya que es biatómica).

b) Masa molecular relativa

Luego de conocer la masa atómica es posible calcular la masa molecular que es la masa (peso) real de una

molécula comparada con la 1/12 de la masa de átomo de carbono 12 (uma). El resultado es un numero sin

unidades (relativo) que indica cuantas veces mas pesada es la molécula de un compuesto comparada con

la doceava parte de la masa atómica del carbono 12.

Mr: masa de la molécula de un elemento

Masa de la 1/12 del carbono 12

Se puede también calcular la masa molecular relativa sumando las masas atómicas relativas de los átomos

que forman la molécula.

EJEMPLO: Masa molecular de agua (H2O)

2 (masa atómica del H)+ (masa atómica del oxigeno)

Ó

2(1.008 uma)+ (16.00 uma)= 18.02uma


32



Ejercicios

1-Calcular la masa molecular relativa de:

SO2; C6O8H6; ClNa; H2O; H2O2

2- Un mol de CO (monóxido de carbono) corresponde a:

28 uma

22,4 gramos

6x1023 gramos

28 gramos.

2.9 Fórmulas químicas

Una formula química expresa la composición de un compuesto por medio de los símbolos de los elementos

de los átomos que participan. Además indica la relación numérica de combinación entre los átomos de

cada uno de los elementos que forman la molécula o compuesto.

Ejemplo: H2O (agua) : la molécula tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

a) Fórmula molecular

Indica el número exacto de átomos de cada elemento que constituyen una molécula de sustancia. El tipo

mas simple de molécula tiene dos átomos son llamadas moléculas diatómicas por ejemplo entre los

elementos que existen como moléculas diatómicas en condiciones atmosféricas se incluyen hidrogeno

(H2); nitrógeno (N2); y oxígeno (O2).

Las moléculas que tienen más de dos átomos se llaman poliatómicas. Ejemplo ozono (O3).

b) Formula empírica

Indica que elementos están presentes y la relación mínima de números enteros entre sus átomos, pero no

necesariamente el número real de átomos presentes en la molécula.

Por ejemplo: la fórmula molecular de la hidracina se escribe (N2H4), y su fórmula empírica es NH2.La

relación nitrógeno_ hidrógeno es 1:2 en ambas fórmulas pero solo la primera expresa el número real de

átomos presentes tanto de nitrógeno (2) como de hidrógeno (4), en la molécula de hidracina.


33



Las fórmulas empíricas son las más sencillas se escriben de forma que los subíndices se transformen en

números enteros más pequeños que expresan igualmente la relación adecuada y las fórmulas moleculares

pueden decirse que son las fórmulas verdaderas de las moléculas.

Ejemplo de formación de ClNa

Primero se debe conocer la relación numérica en la que se combinan los elementos intervinientes en la

reacción; es necesario saber la cantidad de átomos que hay en un gramo de Na y en 1,54 gramos de Cl.

Entonces debemos conocer el valor de átomo gramo.

1 átomo gramo --------------23 gramos de Na

0,043 átomo gramo=x------1 gramo de Na

1 átomo gramo ----------------------35,5 gramos de Cl

0,043 átomo gramo =x-----------1,54 gramos de Cl

Las cantidades expresadas en átomo gramo son iguales, entonces se dice que al reaccionar el Na y el Cl lo

hacen en relación 1:1. Entonces la fórmula empírica es NaCl.

Para varias moléculas como el CO2, el H2O, el NH3 la fórmula molecular y la empírica son las mismas.

Ejercicios

1-Escriba las formulas empíricas del acetileno C2H2, glucosa (C6H12O6), Tetróxido de dinitrógeno ( N2O4),

pentóxido de diyodo (I2O5).

2-De un ejemplo de una molécula que tenga diferente fórmula molecular paro igual fórmula empírica.

3-Escriba la fórmula empírica de

B2H6

Al2Br6

C6H6

BIBLIOGRAFÍA

1- “Química”. Raymond Chang. Cuarta edición. Editorial McGraw-Hill.

2- “Química General”. P. W. Atkins. Ediciones Omega S.A.

3- “Fundamentos de Química General”. Guillermo Garzón. Segunda edición. Editorial McGraw-Hill.


34



UNIDAD Nº 3: ESTRUCTURA DEL ATOMO OBJETIVOS:

Conocer la perspectiva histórica de la búsqueda de las unidades fundamentales de la materia,

los átomos.

Comprender e identificar la estructura atómica.

Analizar las distintas formas de de identificar los átomos.

Comprender los conceptos de la mecánica cuántica, y su importancia en la determinación de

la estructura atómica.

Aprender cuales son los números cuánticos y como nos permiten describir a un electrón en un

átomo y las características de los orbitales donde se encuentran.

Determinar configuraciones electrónicas y entender propiedades magnéticas.

Aplicar reglas de escritura de configuraciones electrónicas de los elementos.

Caracterizar la radiación y sus diversas aplicaciones en la ciencia y la medicina.

INTRODUCCIÓN

3.1 EL ÁTOMO

Un poco de

historia …

Dentro de la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se

empleaba para referirse a la parte más pequeña de materia y

era considerada indestructible. Ya entonces, Demócrito (460-

370 a.C.) entendía que todas las sustancias existentes son

diferentes porque están constituidas por diversos tipos de

unidades diminutas. El conocimiento de su tamaño y su

naturaleza avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos. Hoy

sabemos que el átomo se corresponde con la unidad básica de

un elemento químico, que posee características propias y se

puede combinar con otros.

Durante un tiempo, los científicos investigaron el tamaño y la masa del átomo, pero sin instrumentos y

técnicas apropiadas. Más tarde se diseñaron experimentos para determinar estas características. Así se

descubrió que algunos átomos de un elemento presentan distinta masa, aunque mantienen idéntico

número atómico (isótopos).

El tamaño y la masa de un átomo son muy pequeños: como ejemplo comparativo, una gota de agua

contiene más de 1.000 trillones de átomos.

Diversas investigaciones demostraron que el átomo tiene una estructura interna, o sea, están formados

por partículas subatómicas. Se descubrieron tres partículas: electrones, protones y neutrones.


35



Podríamos asemejar, de forma simple, al átomo con el Sistema Solar. El núcleo atómico (que mide

aproximadamente una diezmilésima parte del diámetro del átomo y concentra más del 99% de la masa) se

correspondería con el Sol y los electrones serían como los planetas que giran en torno a él.

Con el paso del tiempo, el modelo atómico ha ido cambiado y se ha sabido que los electrones se

comportan como ondas, lo que profundizaremos en el transcurso de la unidad.

EVOLUCIÓN DEL CONCEPTO DE ÁTOMO

http://profesorjamorgado.blogspot.com.ar/2011/04/unidad-didactica-estructura-del-atomo.html

EL MODELO DE DALTON

El físico y químico británico John Dalton (1766-1844)

estableció las primeras bases científicas de la teoría atómica.

Este profesor mostró que los átomos se unían entre sí en

proporciones definidas (moléculas) según cada elemento y

por medio de una fuerza eléctrica (enlace químico). Todos los

átomos de un elemento presentan las mismas características

(propiedades químicas).

EL MODELO DE RUTHERFORD

El físico británico Ernest Rutherford (1871-1937) propuso un

modelo nuclear del átomo compuesto en gran medida por

espacio vacío. Un núcleo central con carga eléctrica positiva

(debido a la presencia de unas partículas denominadas

protones) concentra la mayoría de la masa, y los electrones

satélites, cargados negativamente, giran en órbitas a su

alrededor. El estado eléctrico normal del átomo es neutro.

EL MODELO DE THOMSON

Este físico inglés demostró que existen haces de partículas

menores que los átomos con cargas negativas y positivas,

entre ellas el electrón, que poseía una masa muy inferior a la

de cualquier átomo. Joseph John Thomson (1856-1940)

elaboró una teoría de la estructura atómica en la que los

electrones están incrustados en la materia positiva. Recibió

el Premio Nobel de Física en el año 1906. El núcleo está

formado por protones y neutrones. En cualquier átomo

neutro, el número de protones es igual al de electrones y,

por tanto, al número atómico del elemento químico.


36



Ya sabes que los átomos poseen tres tipos de partículas, describamos entonces las características que

poseen cada una de estas partículas subatómicas:

PROTÓN: partícula elemental con carga eléctrica positiva (igual a 1), su masa es una uma (unidad

de masa atómica) y es 1837 veces mayor que la del electrón, se simboliza p+.

ELECTRÓN: partícula elemental con carga eléctrica negativa (igual a 1), masa despreciable y se

simboliza e-.

NEUTRÓN: partícula elemental eléctricamente neutra, (los neutrones no tienen carga) con una

masa ligeramente superior a la del protón, se simboliza n0.

Los protones y neutrones se ubican en el núcleo atómico, mientras que los electrones lo hacen en la

corteza que lo rodea. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que

electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras.

TABLA 2.1 Masa y carga de las partículas subatómicas

Carga

Partícula Masa (g) Coulomb Unidad de carga

Electrón 9.10939 x 10 -28 -1.6022 x 10 -19 -1

Protón 1.67262 x 10 -24 +1.6022 x 10 -19 +1

Neutrón 1.67493 x 10 -24 0 0

(CHANG, 2007)

3.2 NUMERO ATOMICO - NUMERO DE MASA (N° MASICO)

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones. El número de protones

que posee un átomo se denomina número atómico (Z) y se usa para identificar a cada elemento. Dado

que los átomos son eléctricamente neutros, el número de protones es igual al número de electrones.

Veamos un ejemplo, para afianzar el concepto, el número atómico del Flúor es 9, entonces esto nos dice,

que cada átomo de flúor tiene 9 protones y 9 electrones.

Para el átomo de Au (oro) con Z = 79, ¿cuál será la cantidad de protones y electrones alrededor de su

núcleo?

Por otro lado, el número de protones y el número de neutrones determinan la masa del núcleo, por lo

tanto para cualquier átomo el número de masa o número másico (A) es la suma del número de protones

y el número de neutrones.

En general el número de masa esta dado por:


37



A (numero de masa) = número de protones + número de neutrones

= numero atómico + numero de neutrones

A = Z + n

¿Cómo calculamos entonces el número de neutrones?

Mediante la diferencia entre el número de masa y el número atómico, así:

n = A - Z

Entonces para saber el número de neutrones presentes en el átomo, sólo deberíamos despejar la ecuación

anterior:

n = A - Z

Calculémoslo, para el flúor, el número de masa es 19 y su número atómico, 9, así el numero de neutrones

en el átomo de flúor es 19 - 9= 10.

El número atómico, el número de neutrones y el número de masa deben

ser enteros positivos

No todos los átomos de un elemento tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos o más

isotopós, átomos que tienen mismo número atómico pero diferente número de masa.

Existen tres isotopos del Hidrógeno. Uno de ellos, que se conoce como

Hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isotopo llamado

Deuterio tiene un protón y un neutrón y el Tritio, tiene un protón y dos

neutrones

La manera adecuada y aceptada de expresar el número de masa y el número atómico de un elemento X es:

NÚMERO DE MASA A

X

NUMERO DE ATOMICO Z

Los números A y Z los podés leer directamente de tu tabla periódica, mientras que n tendrás que

calcularlo.


38



Un átomo posee 11 electrones y 12 neutrones. ¿Con estos dos datos, podrías

indicar el número atómico y el número másico del elemento?

¿De qué átomo se trata?

2.1 Ejercicios

1. Escriba el símbolo químico, Z (número atómico) y A (número másico) de los siguientes elementos:

Sodio, Calcio, Manganeso, Plata, Arsénico, Iodo, Boro, Hierro, Cromo, Flúor, Oxigeno, Hidrogeno y

Mercurio.

2. Con el isotopo de helio-4 definí número atómico y número de masa ¿Por qué el conocimiento del

número atómico permite deducir el número de electrones presentes en el átomo?

3. ¿Por qué todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, a pesar de que

pueden tener diferente número de masa?

4. ¿Cuál es el número de masa de un átomo de hierro (Fe) que tiene 28 neutrones? ¿Y de un átomo de

carbono (C) que tiene 7 neutrones?

5. Complete los datos que faltan en el siguiente cuadro:

Elemento Número atómico

Número másico

protones electrones neutrones

Na 11 23

C 22 6

Si 14 14

Ca 20 20

Ag 108 47

S 32 16

Cl 17 18

6. Indica el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las siguientes especies:

a) 178O - b)199

80Hg - c) 6329Cu - d)24

15Mg - e) 19578Pt - f)48

22Ti - g)157N


39



3.3 TEORÍA CUÁNTICA Y LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

Para predecir y entender la función que desempeñan los electrones en la química, nos valemos de la

teoría cuántica.

Los físicos del siglo XIX, no lograron comprender el comportamiento de átomos y moléculas, no podían

explicar que fuerzas mantenían unidos a los átomos. Paso mucho tiempo, hasta que se descubrió y

acepto que las propiedades de los átomos y moléculas no son gobernadas por las mismas leyes físicas

que rigen a los objetos más grandes.

Max Plank, un físico alemán, en el 1900, al examinar datos de la radiación que emitían los sólidos

calentados a diferentes temperaturas, descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía solo en

cantidades discretas o cuanto.

La teoría cuántica de Plank, revolucionó el mundo de la física, y el concepto de la naturaleza, ya que se

había asumido que la energía era un proceso continuo y que en el proceso de radiación se podía liberar

cualquier cantidad de energía.

Para comprender la teoría de Plank es necesario tener conocimiento acerca de las propiedades y la

naturaleza de las ondas.

Podemos pensar en las ondas como una alteración vibratoria mediante la cual se transmite la energía.

Las propiedades características de las ondas son la longitud, la altura y el número de ondas que pasan

por un determinado punto en un segundo.

Radiación electromagnética: existen muchos tipos de ondas, como las del sonido, la luz y las del agua.

Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas.

De acuerdo a esta teoría, una onda electromagnética tiene un componente de campo eléctrico y uno de

campo magnético, ambos componentes tienen igual longitud de onda y frecuencia, y la misma velocidad,

lo único que los diferencia es que viajan en diferentes planos. La importancia fundamental de la teoría de


40



Maxwell es que aporto una descripción matemática del comportamiento general de la luz, este modelo

describe con exactitud cómo se puede propagar la energía en forma de radiación a través del espacio, y

que esta lo hace como vibración de campos magnéticos y eléctricos.

Podemos decir entonces que la radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en

forma de ondas electromagnéticas.1

En la siguiente figura vemos los distintos tipos de radiación electromagnética con distinta longitud de

onda y frecuencia.

http://fisica.laguia2000.com/wp-content/uploads/2010/11/ELECTROM21.png

Sabemos que cuando hacemos pasar la luz por un prisma óptico, se produce el efecto llamado dispersión,

que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda (λ) que forman el rayo incidente.

La luz blanca produce, al descomponerla, lo que llamamos espectro continuo, que contiene el conjunto

de colores que componen a la gama de longitudes de onda que la integran.

Sin embargo los elementos químicos en estado gaseoso y sometido a altas temperaturas, producen

espectros discontinuos en los que podemos apreciar un conjunto de líneas, las cuales corresponden a


41



emisiones de solo algunas longitudes de onda (λ). La siguiente figura muestra el espectro de emisión del

Sodio (Na):

El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elemento en concreto es siempre el mismo,

incluso si el elemento forma parte de un compuesto complejo, y cada elemento produce su propio

espectro, diferente al de cualquier otro elemento. Esto significa que cada elemento tiene su propia firma

espectral.

Si hacemos pasar luz blanca por una sustancia antes de atravesar el prisma, solo pasaran aquellas

longitudes de onda que no hayan sido absorbidas por dicha sustancia, obtenemos así el espectro de

absorción de la sustancia. El grafico muestra el espectro de absorción del Sodio (Na).

Observemos que el Na absorbe iguales longitudes de onda que es capaz de emitir.

La regularidad encontrada en los espectros discontinuos contribuye significativamente a la comprensión

de la estructura de los átomos.

3.4 EL MODELO DE BOHR

En 1911 el joven físico danés Niels Bohr (1885-1962) se había desplazado a Inglaterra como investigador

visitante, incorporándose finalmente al equipo de Rutherford, en donde tuvo oportunidad de estudiar de cerca

el modelo atómico planetario. Sólo unos años más tarde Bohr propondría un nuevo modelo que permitía

superar las dificultades del anterior y explicaba, con una excelente precisión, el origen de los espectros

atómicos y sus características.

Por aquel entonces los trabajos de Planck y de Einstein, habían introducido en la física la idea de cuantificación.

En los fenómenos relacionados con la absorción o la emisión de radiación por la materia la energía variaba de

una forma discontinua, como a «saltos» o cuantos.

Bohr fue capaz de efectuar la síntesis de ambos esquemas, el modelo planetario de Rutherford y la

cuantificación de la energía de Planck-Einstein, construyendo de este modo su teoría del átomo.


42



El modelo de Bohr explica la determinación de los niveles de energía, combinando la mecánica

clásica con el postulado que determina que no todas las órbitas circulares están permitidas

para un electrón.

En su hipótesis, los electrones se disponen en un máximo de capas superpuestas (niveles cuánticos), a una

distancia considerable y determinada del núcleo. Cada capa electrónica puede albergar un determinado

número de electrones, cuya posición se establece según la probabilidad de encontrarlo a una distancia

determinada del núcleo. El nivel más externo determina el comportamiento químico del átomo, la combinación

con otros elementos según la cantidad de electrones que presenta. Dependiendo de cada caso, la distribución

de los electrones por las capas atómicas varía, pero siempre manteniendo las propiedades químicas de los

átomos.

La mayor parte del átomo es espacio vacío en donde los electrones se mueven libremente, lo que significa

que poseen energía. Pero no todos tienen la misma energía, sino que se van agrupando en diferentes

niveles energéticos. Los niveles de energía de un átomo se pueden pensar como los distintos escalones de

una escalera. A medida que subes o bajas la escalera, debes pasar de un escalón a otro, y no puedes

detenerte en un nivel entre los mismos. En los átomos sólo hay electrones en los niveles energéticos

disponibles y la energía total (tanto cinética como potencial) de un electrón cambia conforme se mueve de

un nivel a otro dentro del átomo.

3.5 MECANICA CUANTICA

Las ideas de De Broglie sobre la dualidad onda-partícula sirvieron de base para el desarrollo de la

mecánica cuántica y su aplicación al estudio de la organización interna del átomo.

Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió otro problema, ¿cómo se

podía precisar la “posición” de una onda?

Para describir el problema que significa localizar un partícula subatómica que se comporta como onda,

Heisenberg, formulo la teoría que se conoce como principio de exclusión de Heisenberg y dice: es

imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y la posición de

una partícula simultáneamente.

Al aplicar este principio al átomo de hidrógeno, se puede ver que el electrón no viaja en la órbita alrededor

del núcleo con una trayectoria bien definida, como suponía Bohr.


43



En 1926, Schrödinger formulo una ecuación que describe y explica con excelente aproximación los

espectros atómicos y otros muchos fenómenos en el nivel microscópico, esto dio inicio al campo de la

mecánica cuántica conocida también como mecánica ondulatoria.

El comportamiento de un electrón en el interior de un átomo viene regido por la llamada ecuación de

Schrödinger, una complicada ecuación matemática que describe para cada electrón la propagación de

onda de materia asociada.

A partir de la función de onda, obtenida al resolver la ecuación de Schrödinger, es posible determinar la

probabilidad de encontrar al electrón en una posición dada, (concepto de densidad electrónica o nube

electrónica) y también los valores de energía que corresponden a los diferentes estados posibles del

electrón.

3.6 NÚMEROS CUÁNTICOS

Para describir la distribución de los electrones en los átomos, la mecánica cuántica necesita tres números

cuánticos y son: el número cuántico principal, el número cuántico del momento angular y el número

cuántico magnético.

El número cuántico del espín es el cuarto y el que describe el comportamiento de determinado electrón y

completa la descripción de los electrones en los átomos.

Número cuántico principal (n), puede tomar solo valores enteros 1, 2, 3 ….

Para el átomo de hidrogeno, n define la energía del orbital (no es así para otros átomos), también

se relacionan con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital.

Número cuántico del momento angular (l), expresa la “forma” de los orbitales y su valor depende

de n (numero cuántico principal), para cierto valor de n, l tiene todos los valores posibles desde 0

hasta (n-1).

Este número indica la “forma” de los orbitales. Los valores de l dependen del valor del número

cuántico principal, n. Para un valor dado de n, l tiene todos los valores enteros posibles de 0 a (n-1),

hay solo un valor de l; esto es l= n-1= 1-1 =0. Si n=2, hay dos valores de l dados por 0 y 1. Si n es 3 hay

tres valores de l, dados por 0, 1 y 2.


44



Número cuántico magnético (m) describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de una

subcapa, el valor de m depende del valor del número cuántico de momento angular, l. Para cierto

valor de l hay (2l + 1) valores enteros de m

El número de valores de m indica el número de orbitales de una subcapa con un valor específico de l.


45



El cuarto Número cuántico de espín del electrón (s), y expresa los

dos posibles giros que efectúa un electrón, uno en sentido horario

y el otro en sentido antihorario, al girar las partículas cargadas,

generan campos magnéticos análogos al de los imanes; ms, toma

valores de + o - .

1.1. Ejercicios:

6.1.1. Describí los cuatro números cuánticos que definen a un electrón en un átomo.

6.1.2. ¿Qué numero cuántico define un nivel? Y ¿Cuales definen el subnivel?

6.1.3. Indica los orbitales del hidrógeno en orden creciente de energía.

3.7 ORBITALES ATOMICOS Y CONFIGURACION ELECTRONICA

Dando valores a los números cuánticos podemos obtener la representación geométrica de los orbitales.

Es decir que un orbital es una función matemática que describe la región en torno al núcleo donde existe

mayor probabilidad de encontrar al electrón.

Los orbitales se describen con la ayuda de los tres números cuánticos.

Cada orbital puede ser ocupado como máximo por dos electrones que se diferencian en el número

cuántico de espín (s).

Conocer la distribución de los electrones en los distintos orbitales (configuración electrónica) es muy

importante para entender las propiedades de los átomos.

Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios:

a. Principio de mínima energía: “Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es

decir, se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta

que no estén completos los niveles inferiores”. Es muy útil la regla gráfica de Moeller:


46



b. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios

orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel

electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los

orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

Correcta Incorrecta

c. Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: “No puede haber dos electrones

con los cuatro números cuánticos iguales”. Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que

compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s).

Correcta Incorrecta

Podemos decir entonces que la Configuración electrónica de los elementos es la expresión simbólica de la

distribución de los electrones en niveles y subniveles.

Se simboliza con:

1- Un número que es el Número Cuántico Principal e indica el nivel.

2- Una letra que representa el Número Cuántico Secundario e indica el subnivel (s, p, d, f).

3- Un superíndice que indica el número de electrones en el subnivel.


47



4- La suma de todos los superíndices indica la cantidad total de electrones.

Veamos un ejemplo:

El Zn tiene número atómico 30 y su configuración electrónica es: 1s22s22p63s23p64s23d10

Esta notación puede abreviarse colocando entre paréntesis el

gas noble anterior al elemento de la siguiente manera: [Ar]

4s23d10

3.7.1 Ejercicios

1. Señale el nombre y símbolo de los elementos cuyas configuraciones electrónicas son:

a) 1s2 2s2 2p2

b) 1s2 2s2 2p6 3s2

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

2. Escriba la configuración electrónica y las casillas de Pauli de los siguientes elementos.

a) Na

b) Cl

c) O

d) C

3. Realice un esquema de un orbital s y de un orbital p

4. Considerando el tercer nivel del cinc, indique:

¿Cuántos electrones tiene?

¿Cómo se distribuyen dichos electrones en cada subnivel?

Entra a este link y podes ejercitar configuraciones electrónicas, además de ver videos muy interesantes del

tema.

http://www.educaplus.org/sp2002/configuracion.html

http://www.educaplus.org/sp2002/configuracion.html


48



3.8 RADIOACTIVIDAD

Röntgen, un físico alemán, observo que cuando los rayos catódicos incidían sobre vidrio o metal, hacían

que estos, emitieran unos rayos desconocidos.

Esto fue el puntapié inicial para el descubrimiento de los rayos X, y el estudio exhaustivo del núcleo.

Marie Curie, propuso el nombre de radiactividad para describir esta emisión espontanea de partículas o

radiación electromagnética o de ambas, por parte de los núcleos.

La descomposición o desintegración de sustancias radioactivas, como el uranio, producen tres tipos de

radiación diferente. Rayos alfa (α), constituidos por partículas cargadas positivamente, llamadas partículas

α. Los rayos beta (β) o partículas β, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa y un tercer

tipo de radiación, que consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma, que al igual que los rayos X,

no presentan carga y no les afecta un campo externo.

La desintegración de un núcleo radioactivo suele ser el comienzo de una serie de reacciones de

decaimiento radioactivo, es decir una serie de reacciones nucleares que culmina con la formación de un

isotopo estable.2

Características de la radiación:

Radiación alfa: si un núcleo es radioactivo "alfa" va a decaer por la expulsión de una "partícula alfa"

compuesta por dos neutrones y dos protones. Como resultado de la pérdida de dos protones el átomo

cambiará a un elemento diferente que tiene un número atómico dos valores hacia abajo. La radiación alfa

tiene lugar normalmente en los elementos pesados.

Radiación beta: en el decaimiento "beta", un neutrón se convierte en un protón (o viceversa) y una

partícula beta es expulsada para mantener el balance de cargas eléctricas y liberar el exceso de energía. El

átomo se convierte en un elemento un número más alto o más bajo en la serie progresiva. Por ejemplo, el

uranio-239 (92 protones y 147 neutrones) decae mediante la emisión de una partícula beta para

convertirse en neptuno-239 (93 protones y 146 neutrones).

Radiación gamma: la emisión de partículas alfa y beta no siempre dejan al núcleo en su estado más

estable y el exceso de energía remanente puede ser liberada como rayos gamma (en forma de radiación

electromagnética, como lo son los rayos X o las microondas)

Estos diferentes tipos de radiación reaccionan con la materia de diferentes maneras y algunas son más

penetrantes que otras.

2 (CHANG, 2007)


49



Los isotopos radioactivos y los isotopos estables tienen también muchas aplicaciones en la ciencia y la

medicina. Se los suele usar para estudiar mecanismos de reacción, establecer la edad de los objetos (reloj

atómico) como el carbono 14.

El sodio-24 (un emisor β) se inyecta en el torrente sanguíneo, como disolución salina, se puede rastrear

para seguir el flujo sanguíneo y descubrir obstrucciones o estrechamientos en el sistema circulatorio.

El yodo-131 (emisor β con vida media de 8 días) se utiliza para medir la actividad de la glándula tiroidea.

Radiaciones ionizantes

Los tres tipos de radiaciones descriptas tienen la capacidad de ocasionar que el material a través del cual

pasan se "ionice", por eso se las denomina "radiaciones ionizantes". Esto quiere decir que al interactuar

con la materia que las rodea pueden generar átomos eléctricamente cargados o sea, iones. Se pueden

romper enlaces químicos o crear nuevos. Esto también ocurre dentro de las células de los organismos vivos

dañándolos.

Además de las tres radiaciones descriptas existen otros dos tipos de radiaciones ionizantes:

Rayos-X: similar a la radiación gamma, generalmente los rayos-X poseen menos energía. Se producen en

las máquinas de rayos-x y la emisión finaliza cuando la máquina se apaga.

Emisión de neutrones: Se produce durante ciertos procesos nucleares como la "fisión" dentro de un

reactor donde un núcleo pesado es dividido en dos y libera neutrones. Los neutrones no tienen carga

eléctrica y tienen un gran poder de penetración.

Propiedades de los tipos de radiación:


50



Partículas alfa: compuesta por dos protones y dos neutrones. Es una partícula relativamente grande y

pesada. Pierde su energía a medida que se mueve y ,por lo tanto se detiene, por dos motivos: a) al ser una

partícula cargada eléctricamente (positiva) pierde energía al interactuar con otras partículas cargadas; b)

pierde energía colisionando con otras partículas.

Puede atravesar sólo pequeñas distancias en el aire y no puede atravesar la piel humana o una hoja de

papel. Debemos tener presente que una substancia que emite partículas alfa puede ser ingerida o

inhalada, las partículas emitidas pueden generar un gran daño en una región focalizada de los tejidos.

Partículas beta: Estas poseen menos masa y se mueven más rápidamente. Tienen un poder de

penetración mayor a las alfa, aunque pueden ser detenidas por una lámina de aluminio. Es una partícula

eléctricamente cargada (negativa), un electrón libre. El poder de penetración depende de su energía.

Puede atravesar la piel.

Rayos gamma, rayos X y neutrones: no tienen carga eléctrica por lo tanto pierden más lentamente su

energía. Pueden viajar grandes distancias en el aire y tienen un gran poder de penetración (atraviesan el

cuerpo humano).


51



Efectos biológicos: Los iones superóxido y otros radicales libres generados como consecuencia de la

exposición a la radiación ionizante, atacan a las membranas celulares de los tejidos y una gran variedad de

compuestos orgánicos, como enzimas y moléculas de DNA.

Desde hace tiempo se sabe que la exposición a la radiación de alta energía puede inducir cáncer en los

seres humanos y animales. Esta enfermedad se caracteriza por un crecimiento celular incontrolable. Por

otra parte, está bien establecido que es posible destruir las células cancerosas con tratamientos de

radiación adecuados. Esta terapia consiste en exponer al enfermo a una radiación suficiente para acabar

con las células cancerosas, sin matar demasiadas células normales y sin inducir otras formas de cáncer.

El daño que provoca la radiación en los sistemas vivos se clasifica, en somático o genético. Las lesiones

somáticas son aquellas que afectan al organismo durante su vida, como las quemaduras de sol, las

erupciones en la piel, el cáncer y las cataratas. El daño genético implica cambios en los cromosomas y por

lo tanto mutaciones genéticas que se transmitirán a sus descendientes.3

BIBLIOGRAFÍA 1- Química, Raymond CHANG, 9° Ed. 2007.

2- Principios de química: los caminos del descubrimiento. ATKINS , JONES - 3° Ed. Editorial Panamericana


52



UNIDAD Nº 4 TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS OBJETIVOS:

Reconocer las diferentes divisiones esquemáticas de la tala periódica.

Interpretar la correlación entre la ubicación en la tabla periódica y la configuración

electrónica de los elementos.

Conocer las propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo o período.

Deducir según su ubicación en la tabla periódica, que clase de unión puede realizar cada

elemento.

4.1 HISTORIA En el siglo XIX, cuando los químicos no tenían idea de la existencia de los átomos y de las moléculas,

realizaron una tabla periódica utilizando la masa atómica de los elementos.

En 1864, John Newlands, químico ingles, observó que cuando ordenaba los elementos según sus masas

atómicas, cada grupo de 8 elementos presentaban propiedades semejantes que la llamó “ley de octavas”.

Pero esta ley no se cumplía con elementos de mayor masa que el calcio, por lo que fue rechazado por la

comunidad científica.

En 1868, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer, propusieron una

disposición de los elementos en tablas, basada en la repetición periódica y regular de sus propiedades

químicas y físicas.

Dimitri Mendeleev

Lothar Meyer

En 1913, el físico ingles Henry Moseley, descubrió una correlación entre lo que llamó número atómico y

frecuencia de rayos X que se generaban al bombardear los elementos con electrones de alta energía. El

número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica.

http://images.google.com/imgres?imgurl=http://d75822.medialib.glogster.com/media/b2/b227424154334765d18673bae23d4b908c7a03cb8f426e4052cf75e610a2575d/mendeleev18371-jpg.jpg&imgrefurl=http://www.glogster.com/andythehandsome/dmitri-ivanovich-mendeleev/g-6mf34dudha5i9e4oi3ttea0&usg=__7PuIgmRDqtJcf_89We-QPRWkVsc=&h=384&w=275&sz=105&hl=en&start=7&zoom=1&tbnid=3q300VE6rlvUHM:&tbnh=123&tbnw=88&ei=yZ3HUJrsN8LiqgHbmYDQDg&prev=/images?q=mendeleev&hl=en&tbo=d&tbm=isch&itbs=1


53



Henry Moseley

LA TABLA PERIÓDICA MODERNA

Como ya se sabe el número atómico también señala el número de electrones de un elemento, por lo que

la configuración electrónica de un elemento ayuda a explicar la repetición de propiedades físicas y

químicas.

4.2 TABLA PERIODICA MODERNA La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se

encuentran todos los elementos los de la naturaleza y los fueron sintetizados.

Los elementos están ordenados por su número atómico creciente. Comienza por el Hidrógeno sigue

con He, Li, Be, etc.

A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros

datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, nombre

etc.

Está dividida en filas horizontales que se denominan períodos y las columnas verticales que reciben

el nombre de grupos.

4.3 PERÍODO

Son siete períodos.

En el primer período solo hay 2 elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel de

energía y sus configuraciones electrónicas son H: 1s2 y He: 1s2.

Las propiedades de los elementos son una función periódica de su número atómico.

http://images.google.com/imgres?imgurl=http://itap-tthv.org/moseley_2012/images/Moseley.jpg&imgrefurl=http://itap-tthv.org/moseley_2012/about.html&usg=__nQIspoFqsk8oFkTUxmAVwi2ii54=&h=393&w=255&sz=15&hl=en&start=2&zoom=1&tbnid=57dfAVAuYuSLfM:&tbnh=124&tbnw=80&ei=rp7HUKzTC8OarAGmm4CYCQ&prev=/images?q=moseley+periodic+table&hl=en&tbo=d&tbm=isch&itbs=1


54



En el segundo período hay 8 elementos. Todos ellos tienen lleno el primer nivel y van completando

el segundo nivel. Li: 2s1, Be2s2, B: 2s2 2p1, C: 2s2 2p2, N 2s2 2p3, O 2s22p4, F2s2 2p5, Ne 2s2 2p6.

En el tercer período también hay ocho elementos. Todos tienen el primer y segundo nivel completa

y se va llenando el tercer nivel: los dos primeros completan el subnivel s y los seis restantes el

subnivel p.

El cuarto período está formado por 18 elementos. En los dos primeros elementos (K y Ca) se

completa el subnivel 4s, en los diez siguientes se llenan los orbitales del subnivel 3d y en los seis

restantes se satura el subnivel 4p.

En el quinto período, también tiene 18 elementos. Con los dos primeros se llene el subnivel 5s en

los diez siguientes el 4d y en los seis restantes el 5p.

El sexto período tiene 32 elementos. Dos elementos en los que se ocupan el subnivel 6s, 14

elementos en los que se llena el subnivel 4f, diez elementos en los que se completa el subnivel 5d y

seis elementos donde se ocupa es subnivel 6p. Los catorce elementos en donde se completa el

subnivel 4f se representan por separado generalmente al pie de la tabla y se denominan

lantánidos.

El período séptimo no se tiene un número determinado. El orden de llenado de los subniveles es 7s,

5f, 6d. Los catorce elementos en los que se completa el subnivel 5f también se representan por

separado y se llaman actínidos.

Período Órbitas elementos

1 Una órbita 2

2 Dos órbitas 8

3 Tres órbitas 8

4 Cuatro órbitas 18

5 Cinco órbitas 18

6 Seis órbitas 32

7 Siete órbitas ????

El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los átomos

de los elementos que se ubican en dicho período. Por ejemplo los elementos del periodo 2

cuentan con 2 órbitas.


55



Todos los períodos comienzan con un metal (excepto el número 1) y todos terminan con un gas

inerte (salvo el numero 7).

4.4 GRUPOS

Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa.

Los elementos ubicados en el mismo grupo tienen propiedades química similares y sus propiedades

físicas están relacionadas.

De acuerdo con el tipo de subnivel que se ha llenado, los elementos se dividen en categorías.

Elementos representativos, Los gases nobles, Los elementos de transición(o metales de transición),

Los lantánidos y Los actínidos.

Los elementos representativos: son los del grupo 1A hasta 7A, todos los cuales tienen los subniveles

s o p incompletos.

El grupo 18, los gases nobles o inertes, tienen el subnivel p completamente lleno y solamente el He

tiene el subnivel s lleno. Se caracterizan por su inactividad química.

Los metales de transición son los del grupo 1B y 3B hasta el 8B, los cuales tienen incompleta el

subnivel d. la numeración no secuencial de los metales de transición en la tabla periódica (3B-8B,

seguida por 1B-2B) obedece a la correspondencia que existe entre la configuración electrónica

externa de estos elementos con la de los elementos representativos. Por ejemplo, tanto el escandio

como el galio tienen tres electrones externos, como se encuentran en diferentes orbitales

atómicos, se colocan en distintos grupos (3A y 3B).

Los metales hierro, cobalto y níquel no cumplen con esta clasificación por lo que se colocan en el

grupo 8B.

Los elementos de grupo 2B Zinc, Cadmio y mercurio no son elementos representativos, ni metales

de transición.

La designación de los grupos A y B no es universal.En Europa se utiliza B para los elementos

representativos y A para los elementos de transición, justamente lo opuesto que en el convenio de

EEUU. .La comisión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda numerar, de

manera secuencial desde el 1 al 18.


56



Figura 1: tabla periódica-http://usuaris.tinet.cat/acl/html_web/redes/tcp_ip/capa_1/fisica_2.html

La línea quebrada que pasa entre el boro y el aluminio y desciende hasta el polonio y el astato señala la

separación entre metales (a la izquierda) y no metales (a la derecha).

Metales

Son sólidos a temperatura ambiente excepto el mercurio que es líquido.

Son buenos conductores del calor y la electricidad.

Poseen brillo metálico.

Son maleables y dúctiles.

Se combinan con el oxígeno formando óxidos básicos.

Tienen tendencia a perder electrones y formar iones positivos (cationes).

No Metales

Pueden ser sólidos (C, Si o S); líquidos ( como el Br) o gaseosos ( como el oxígeno, Hidrógeno o

Nitrógeno)

Son malos conductores del calor y la electricidad

Son opacos

Son duros y quebradizos.

Se combinan con el oxigeno formando óxidos ácidos.

Tienen tendencia a ganar electrones y formar iones negativos (aniones).


57



Gases Inertes

Son gases a temperatura ambiente

Son malos conductores del calor y la electricidad.

No son reactivos ya que poseen la última órbita completa de electrones (octeto completo) es decir

son químicamente muy estables.

Grupos Subnivel

1 y 2 s

3 al 12 d

13 al 18 p

Lantánidos y actínidos f

Figura 2.Subniveles de la tabla periódica-http://usuaris.tinet.cat/acl/html_web/redes/tcp_ip/capa_1/fisica_2.html

A partir de la ubicación en la tabla, se puede deducir la estructura atómica del

elemento

http://usuaris.tinet.cat/acl/html_web/redes/tcp_ip/capa_1/fisica_2.html


58



Figura 5: ejemplo de cómo se llenan los subniveles

4.5 PROPIEDADES PERIODICAS

Como hemos visto la configuración electrónica de los elementos señala una variación periódica al

aumentar el número atómico. Como consecuencia, los elementos también presentan variaciones

periódicas en sus propiedades físicas y en su comportamiento químico.

4.6 Radio atómico

No se puede considerar el radio de un átomo como la distancia entre un electrono de su capa externa y el

núcleo. La densidad de electrones en un átomo no tiene un límite neto; sabemos que no se puede

determinar la posición exacta de un electrón en un átomo, por eso se considera radio atómico.

Por ejemplo: en la molécula de cloro la longitud del enlace Cl-Cl es de 2,02 A, por lo tanto, el radio del

átomo de Cl se considera que mide 1,01ª.

En la tabla periódica se observa un:

incremento en el tamaño del átomo cuando descendemos en un grupo: el incremento del radio

atómico es consecuencia del aumento del números de orbitas. Si bien la carga nuclear aumenta

desde +1 en el H a +87 en el Fr las capas electrónicas producen un efecto pantalla que reduce la

atracción que ejerce sobre los electrones el núcleo positivo. Por ejemplo

Radio atómico: la mitad de la distancia entre dos átomos iguales en un enlace

químico


59



Radio atómico: grupo 1

Disminución en el taño del átomo cuando nos desplazamos en un período de izquierda a

derecha: el modo en que varía el radio atómico se atribuye al aumento de la carga nuclear. Al ser

mayor la carga, los electrones son atraídos con mayor intensidad por el núcleo y el radio

disminuye. Por ejemplo

Radio atómico: período 2

Cuando un átomo pierde o gana electrones, deja de ser eléctricamente neutro y se convierte en un ión.

Figura 3: radio atómico

H

Fr

Li F


60



Los iones que tienen carga positiva son de menor tamaño que el átomo original. Los iones positivos

resultan de la remoción de electrones del último nivel. Por ejemplo, el Na+ se origina por la pérdida del

electrón 3s1; por lo que ahora el átomo tiene como número cuántico principal n: 2 y su radio será menor

que el del átomo de Na.

Los iones negativos, la llegada de un electrón adicional al nivel más externo hace que disminuya el efecto

de la carga nuclear sobre los electrones periféricos. Por otra parte, ese nuevo electrón incrementa el

efecto de repulsión entre los mismos y en consecuencia, el ión negativo será de mayor tamaño que el

neutro, debido a una expansión de la capa externa.

Radio iónico

4.7 Energía de ionización

En otras palabras, la energía de ionización es la cantidad de energía en kilojoules necesaria para

desprender un mol de electrones de 1 mol de átomos en estado gaseoso, se especifica el estado, porque

en estado gaseoso no tiene influencia de los átomos vecinos y no existen fueras intermoleculares que

deban tomarse en cuenta para realizar la medición de la energía de ionización.

El proceso da lugar a un ion positivo o catión. Son procesos que requieren suministrar energía, pues se

debe vencer la atracción positiva del núcleo.

Na Na+

F F

-

Es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para remover un electrón de

un átomo en estado gaseoso


61



El potencial de ionización aumenta al desplazarse hacia la derecha en un período de la tabla

periódica. Salvo el hidrógeno, todos los elementos tienen más de un electrono y en consecuencia

pueden tener varios potenciales de ionización. El primer potencial de ionización será la necesaria

para liberar un electrón del último subnivel; la segunda energía de ionización, será la necesaria para

liberar para desprender el siguiente electrón, y así sucesivamente. Las siguientes energías se irán

incrementando ya que aumenta la dificultad para quitar los electrones a medida que aumenta la

carga positiva efectiva de atracción nuclear.

El potencial de ionización disminuye al descender en un grupo. Es decir que varía en sentido

inverso al del radio atómico, lo cual es de esperar, pues un electrón se desprende más fácilmente

del átomo cuando más alejado se encuentre del núcleo.

Excepciones: el nitrógeno posee un potencial de ionización algo mayor que el del oxígeno, cuando

la tendencia de la tabla haría esperar lo contrario. En el átomo de nitrógeno el último subnivel tiene

la distribución: 2s2 2px1 2py1 2pz1. En el oxigeno, el electrón adicional debe entrar en uno de los

orbitales p ya ocupado por el electrón. Existe cierta repulsión entre cargas iguales y el nuevo

electrón tiende a ser liberado con mayor facilidad, que los del nitrógeno.

4.8 Afinidad electrónica

Experimentalmente la afinidad electrónica se determina desprendiendo el electrón adicional de un anión.

Sin embargo, con la energía de ionización, la afinidad electrónica es difícil de medir porque los aniones de

muchos elementos son inestables.

Aumenta la Afinidad electrónica de izquierda a derecha dentro de un período. Esto se explica por

el aumento de la carga nuclear efectiva, lo cual ejercerá una creciente fuerza de atracción sobre los

electrones adicionales.

Disminuye la afinidad electrónica de arriba hacia abajo dentro de un grupo. Que se relaciona con

el aumento de tamaño del átomo en el mismo sentido.

4.9 Electronegatividad

Es el valor negativo de cambio de energía que se desarrolla cuando un átomo,

en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

La capacidad de un átomo de atraer electrones


62



La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo período.

La electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

Los átomos que atraen con mayor intensidad al par de electrones compartidos y son más electronegativos

y corresponden a los no metales, como F, Cl, O, S etc.

El químico norteamericano Linus Pauling confeccionó una tabla de las electronegatividades de los

elementos. El elemento más electronegativo es el flúor, con un valor de 2,0 y el menos electronegativo es

el francio, con 0,7.

Los gases inertes no se incluyen, pues generalmente no forman uniones químicas.

Entre los metales, el hidrogeno tiene el valor más bajo con 2,1. Los metales presentan una

electronegatividad inferior a la del hidrógeno.

Resumen de cómo varían las propiedades periódicas

Las flechas verticales indican como varía la propiedad en los grupos de la tabla periódica y las flechas

horizontales explican la variación que sucede en los períodos.

Figura 6: variaciones de las propiedades en la tabla periódica-http://images.google.com/imgres?imgurl=http://utpquimica.galeon.com/images/resumen.

http://images.google.com/imgres?imgurl=http://utpquimica.galeon.com/images/resumen


63



4.10 ENLACE QUÍMICO

¿Cómo y por qué se unen los átomos para formar moléculas?

Para explicar las uniones químicas tienen su origen en la teoría del octeto electrónico de Lewis

(1916).Cuyas proposiciones pueden resumirse:

Los gases inertes, por tener ocho electrones en su órbita externa son estables, es decir que no

presentan actividad química. Sus átomos permanecen libres e independientes (no se combinan).

Los metales y los no metales con menos de ocho electrones en su última órbita, tienen actividad

química.

La actividad química de los metales y no metales se debe a la necesidad de adquirir una

configuración electrónica similar al del gas inerte más cercano, para alcanzar estabilidad. A estos

efectos ganan, ceden o comparten electrones. Por ejemplo: los átomos de sodio (Z: 11) que

tienen 1 electrón en su órbita externa, tratan de perderlo para asemejarse al neón (Z: 10).

4.11 NOTACION DE LEWIS Lewis propuso una forma sencilla de representación: cada átomo se representa con su símbolo y a su

alrededor puntos en igual cantidad a los electrones que tiene en su última órbita externa.

El átomo de sodio se representa su símbolo con un solo punto.

Na• •Mg•

4.12 TIPOS DE UNIONES Los átomos al unirse entre sí para formar moléculas lo hacen de diferentes formas, conocidas como

uniones químicas.

Unión Iónica

Unión Covalente

Unión metálica

4.13 Unión Iónica

Se produce entre un metal y un no metal.

Por ejemplo la sal de mesa: NaCl

La unión iónica es aquella en que hay transferencia de electrones de un metal a un no metal, formándose

cationes y aniones, que se mantienen unidos entre sí por fuerzas electrostáticas.


64



4.14 Unión Covalente

Este tipo de unión se produce entre átomos que son no metales. Por ejemplo el caso de las moléculas

biatómicas de los gases simples (cloro, hidrogeno, oxigeno, nitrógeno flúor).

En la molécula de cloro, los dos átomos que forman la molécula tienen siete electrones externos y

necesitan uno, para completar el octeto. Ninguna de los dos adquiere la posesión total de ambos

electrones, por lo cual a veces uno o a veces el otro. De esa forma se asemejan al gas inerte próximo. Esta

forma de unión se denomina Unión covalente.

Pueden ser:

Unión covalente polar: en el caso de los gases simples (cloro, hidrógeno, oxígeno etc.) como los

átomos que forman las moléculas son iguales, sus núcleos atraen con igual intensidad al par de


65



electrones que comparten y en consecuencia, la distribución de cargas eléctricas es uniforme. Las

moléculas no presentan zonas o polos con cargas eléctricas.

Unión covalente no polar: la molécula tiene una distribución desigual de las cargas eléctricas,

presentando un polo negativo y otro positivo. Por ejemplo HCl, la región correspondiente al cloro

adquiere una cierta carga negativa y la zona del hidrógeno tiene una carga igual pero de signo

positivo.

Unión covalente coordinada o dativa: En algunos compuestos se observa otra forma de unión

covalente, en la cual el par de electrones que comparten es aportado por uno solo de los átomos.

Por ejemplo SO, SO2, SO3 etc.

¿Cómo puede predecir el tipo de unión?

Los valores de electronegatividad permiten predecir el tipo de unión química que se establece entre dos

elementos.

Para que un compuesto sea iónico, la diferencia de electronegatividad sea mayor de 1,7.Si la diferencia es

menor a 1,7 el compuesto será covalente.

El criterio antes expuesto no es absoluto y sirve de orientación, pues existen muchos otros factores que

determinan el tipo de unión química.

Resumen

Enlace iónico Dan o reciben electrones No metal y metal

Enlace covalente Comparten electrones No metal y no metal


66



4.15 Unión Metálica

Se encuentra entre los átomos de los metales. Los átomos de los metales tienen menos de 4 electrones en

su última órbita y pueden perderlos con relativa facilidad y se convierten en cationes. Por tal motivo, se

considera que una porción de metal constituida por un conjunto de cationes, entre los cuales se mueven

con bastantes libertas los electrones, formando una nube o mar de electrones.

Unión metálica

Para formar el enlace metálico, los átomos pierden los electrones de su última capa, que forman la nube

electrónica, donde se empaquetan los iones positivos resultantes. Cationes empaquetados inmersos en

una nube electrónica.

http://ar.kalipedia.com/ciencias-vida/tema/graficos-enlace-metalico.

4.16 FUERZAS INTERMOLECULARES Las uniones químicas muestran que la estructura de los átomos determina el tipo de unión para formar la

molécula, lo cual origina distintas estructuras moleculares. Como consecuencia de la estructura que

presentan las moléculas se producen entre ellas diferentes fuerzas de extracción.

Las fuerzas de atracción intermoleculares se denominan Fuerzas de Van der Waals.

Pueden ser:

Fuerzas de London; en las moléculas no polares puede producirse transitoriamente desplazamientos

relativos de electrones originando un dipolo transitorio que determina la atracción entre dichas moléculas.

Son muy débiles.

Fuerzas dipolo-dipolo inducido: la molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en esta

un dipolo transitorio, induciendo la atracción. Por ejemplo; el agua (dipolo) y el oxígeno (no polar), esto

permite que el oxigeno presente cierta solubilidad en solventes polares como el agua.


67



Fuerzas dipolo-dipolo: se produce entre dos moléculas polares, se produce una atracción entre el polo

positivo de una y el polo negativo de la otra. Por ejemplo; las moléculas formadas por la unión covalente

polar, como el dióxido de azufre, sulfuro de hidrógeno etc.

Un ión puente Hidrógeno: es un enlace dipolo-dipolo. Este tipo de enlace se constituye cuando un

hidrogeno, unido covalentemente a un átomo muy electronegativo, es atraído por otro átomo

electronegativo. El hidrogeno forma una especie de puente entre los dos átomos que lo atraen. Esta unión

se tiende a producir entre átomos fuertemente electronegativos, de pequeño diámetro, como Nitrógeno,

Oxígeno, Flúor o Azufre.

El enlace puente hidrógeno es muy importante en los sistemas biológicos.

EJERCICIOS

A TRABAJAR!!!!!!!

1. Complete la siguiente tabla utilizando como dato los números atómicos.

Nº atómico(Z)

Símbolo Químico

Grupo Período Configuración Electrónica

19

28

18

16

a) De los elementos señalados ¿Cuales son metales y cuáles no metales?

b) ¿Cuál es el elemento con mayor afinidad electrónica?

c) ¿Cuál es químicamente inerte?

http://images.google.com/imgres?imgurl=http://comunidad.terra.es/photos/ampajts/images/original/mafalda-chupa-lapiz.jpg.aspx&imgrefurl=http://comunidad.terra.es/photos/ampajts/picture4422938.aspx&usg=__-N2vJ7PrkjCTNHBhYAdJhPqn7Cg=&h=172&w=166&sz=9&hl=en&start=5&zoom=1&tbnid=5CelFIJLBm3EFM:&tbnh=100&tbnw=97&ei=9aPHUKGjFJKk8QSQjYCwAw&prev=/images?q=mafalda+con+un+lapiz&hl=en&tbo=d&tbm=isch&itbs=1


68



2. Teniendo en cuenta el elemento que se encuentra en el grupo 1, período 4:

a) Dé su nombre y símbolo

b) Indique cual es su carga nuclear

c) Escriba la configuración electrónica

d) Represente la distribución de los electrones en orbitales

e) Mencione dos elementos con mayor radio atómico

f) Nombre dos elementos con mayor potencial de ionización

g) Indique sien ión que forma tiene radio mayor o menor.

3. Consulte la tabla periódica y organice los siguientes átomos en orden creciente según el radio: P, Si, N.

Solución: El N y el P están en el mismo grupo (5 A). Por lo tanto el radio de N es más pequeño que el que el

P. El silicio como el P se encuentran en el tercer período, y el Si está a la izquierda del P. por lo que el radio

del P es más pequeño que el Si.

El orden es el siguiente: N ˂P ˂ Si.

4. Acomode los siguientes átomos en orden decreciente según radio.

a) C, Li, Be

b) Al y S

5. Indique para cada uno de los siguientes pares cual de las dos especies es mayor su radio iónico.

a) N 3- o F-

b) Mg 2+ o Ca 2+

c) Fe 2 + o Fe 3+

6. Con respecto del elemento ubicado en el grupo IIA, período 2 podemos afirmar que

a) Posee menor radio atómico que el elemento perteneciente al grupo II período 4.

b) Posee menor carácter metálico que el elemento perteneciente al grupo IV período 2.

c) Es el más electro positivo del grupo.

d) Cuando reaccione químicamente se transformará en un anión bivalente.

e) Posee un alto potencial de ionización.

7. Entre las siguientes características marque la o las que corresponda al elemento ubicado en el grupo

VIIA, período 2.


69



a) Posee dos electrones de valencia

b) Su energía de ionización es muy baja.

c) Es el de mayor tamaño atómico entre los elementos de ese período.

d) Manifiesta gran afinidad electrónica.

e) Posee mayor carácter electrónica comparada con todos los elementos de su grupo.

8. De los siguientes compuestos represente según Lewis, e indique que tipo de unión química presentan.

MgO - Cl2O3 - Cl2

9. Marque las correctas.

a) La unión iónica se produce entre un elemento de bajo potencial de ionización y otro de :

1-baja afinidad electrónica

2-baja electronegatividad

3-bajo potencial de ionización

4-elevada afinidad.

b) En la unión covalente los átomos

1-comparten electrones

2- ceden electrones

3- ganan electrones

4-transfieren electrones

c) La electronegatividad es la capacidad que posee un átomo para

1-repeler electrones

2-compartir electrones

3- atraer electrones

4-transferir electrones

10. Completar

a) Cuando la diferencia de electronegatividades entre dos átomos es mayor de 1,7 la unión es:

___________________________.

b) Cuando el par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos

es:________________________________.

11. ¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen los siguientes pares?

a) HBr y H2S


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b) Cl2 y CBr4

c) I2 y NO3

d) NH3 y C6H6

12. ¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar puente hidrógeno con el agua?

a) CH3OCH3

b) CH4

c) F-

d) Na+

BIBLIOGRAFÍA 1- CHANG, Raymond; “Química”; Editorial McGraw-Hill; 2002; 7º Ed.

2- ATKINS, Peter; JONES, Loretta, “Principios de Química”, Los caminos del descubrimiento”. Editorial

Médica Panamericana; 2006; 3º ed.

3- MAHAN, Bruce H; MYERS, RJ; “Química Curso Universitario”; Addison-Weslwy-Iberoamericana; 1991; 1º

Ed.


71



UNIDAD Nº 5 REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS OBJETIVOS:

Comprender la formación de los distintos compuestos inorgánicos. Conocer las distintas tipos de nomenclatura química. Nombrar los distintos compuestos inorgánicos. Comprender las relaciones entre las magnitudes químicas relacionadas con la

estequiometria. Identificar las reacciones oxido reducción.

REACCIONES QUIMICAS 1.1 Definición Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual

una o más sustancias, llamadas reactivos o reactantes por efecto de un factor energético, se transforman,

cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias

pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro

producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al

colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

5.1.2 Ecuación Química Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que

reaccionan (reactivos) y las sustancias que se obtienen (productos). También indican las cantidades

relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran

dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas químicas de los reactivos y en el segundo los

Figura nº 1 Reacción Química Reacción de formación de acido clorhídrico


72



símbolos o fórmulas químicas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que

generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción.

Una ecuación química general sería:

aA+ bB cC + dD Donde:

A, B, C, D, representan los símbolos químicos de las moléculas o átomos que reaccionan (lado

izquierdo) y los que se producen (lado derecho).

a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser ajustados de manera que sean

reflejo de la ley de conservación de la masa.

Por ejemplo el hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química

para esta reacción se escribe:

H2 + O2 H2O

El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" se lee como "produce". Para

ajustar la ecuación, se colocan los coeficientes estequiométricos:

2 H2 + O2 2 H2O

La ecuación está ajustada y puede ser interpretada como 2 mol de moléculas de hidrógeno reaccionan con

1 mol de moléculas de oxígeno, produciendo 2 mol de moléculas de agua.

Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos. Estos deben ser tales

que la ecuación química esté balanceada, Es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado

y del otro sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos, y el uno se omite.

Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado de cada sustancia

participante: sólido (s), líquido (l), acuoso (ac) O gaseoso (g).

En el ejemplo del agua:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Algunos ejemplos de ecuaciones químicas son:

2 K + 2 H2O 2 KOH + H2

N2 + 3 H2 2 NH3

2 NaCl 2 Na + Cl2


73



2 SO2 + O2 2 SO3

5.2 FORMACION DE COMPUESTOS INORGANICOS: NOMENCLATURA

5.2.1 Introducción Se denomina compuesto químico inorgánico a todos aquellos compuestos que están formados por

distintos elementos, pero en los que su componente principal no siempre es el carbono, siendo el agua el

más abundante. En los compuestos inorgánicos se podría decir que participan casi la totalidad de

elementos conocidos.

Mientras que un compuesto orgánico se forma de manera natural tanto en animales como en vegetales,

uno inorgánico se forma de manera ordinaria por la acción de varios fenómenos físicos y químicos:

electrólisis, fusión, etc. También podrían considerarse agentes de la creación de estas sustancias a la

energía solar, el agua, y el oxígeno.

Ejemplos de compuestos inorgánicos:

Cada molécula de cloruro de sodio (NaCl) está compuesta por un átomo de sodio y otro cloro.

Cada molécula de agua (H2O) está compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Cada molécula de amoníaco (NH3) está compuesta por un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno.

El anhídrido carbónico se encuentra en la atmósfera en estado gaseoso y los seres vivos aerobios lo

liberan hacia ella al realizar la respiración. Su fórmula química, CO2, indica que cada molécula de este

compuesto está formada por un átomo de carbono y dos de oxígeno. El CO2 es utilizado por algunos

seres vivos autótrofos como las plantas en el proceso de fotosíntesis para fabricar glucosa.

5.2.2 Clasificación de Compuestos Inorgánicos

De acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, los compuestos químicos inorgánico, se

clasifican en:

Compuesto Binarios

Compuestos Ternarios

Compuestos Cuaternarios

De acuerdo con los elementos que los forman, se clasifican por grupos que poseen la misma característica

y comportamiento. Estos grupos, llamados también funciones, están estructurados de la siguiente manera:


74



Óxidos

Hidróxidos

Hidruros

Ácidos

Sales

5.3 Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de

elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo.

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:

5.3.1 Nomenclatura sistemática (Atomicidad)

También llamada nomenclatura estequiométrica. Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos

numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La

atomicidad en una fórmula química también se refiere a la proporción de cada elemento en una cantidad

determinada de sustancia. Es más conveniente considerar a la atomicidad como el número de átomos de

un elemento en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: prefijo-

nombre genérico + prefijo-nombre específico.

Tabla N° 1: Nomenclatura Sistémica

Prefijos griegos numero de átomos

mono- 1

di- 2

tri- 3

tetra- 4

penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

oct- 8

non- ó nona- 9

deca- 10


75



5.3.2 Nomenclatura de Stock

También llamada IUPAC. Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo

al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico”.

De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera:

nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia.

5.3.3 Nomenclatura tradicional o clásica

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de

prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido

de la sílaba “de”.

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos

–oso (menor valencia)

–ico (mayor valencia).

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.

Hipo-…-oso (para la menor valencia)

-oso (para la valencia intermedia)

-ico (para la mayor valencia)

Cuando tiene cuatro valencias se usan los prefijos y sufijos.

Hipo-…-oso (menor valencia)

-oso (segunda valencia)

-ico (tercera valencia)

Per-…-ico (mayor valencia)

5.4 Compuestos Binarios Se denominan compuestos binarios a aquellos que resultan de la combinación de dos elementos; por tal

razón en sus fórmulas intervendrán tan sólo dos símbolos químicos.

5.4.1 Compuestos binarios del oxígeno.


76



Las combinaciones binarias del oxígeno con cualquier otro elemento del sistema periódico reciben el

nombre de óxidos.

Hay dos clases de óxidos, los básicos y los ácidos.

5.4.1.1 Óxidos Básicos Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con número de

valencia 2. Su fórmula general es: Metal + O.

Formación de un oxido básico

Metal + Oxígeno Óxido básico

4 Li (s) + O2 (g) 2 Li2O (s)

4Fe + 3O2 2 Fe2O3

Para obtener la formula molecular del oxido, se coloca el símbolo del Metal y como subíndice la valencia

del Oxigeno, a continuación se escribe el símbolo del Oxigeno y como subíndice la valencia del Metal.

Oxido de Potasio: K (I) y O (II): K2O

Óxido de hierro (III): Fe (III) y O (II): Fe2O3

Cuando los números de valencia son pares (2, 4, 6) se simplifican para llegar a la fórmula del óxido:

Oxido de Calcio: Ca(II) y O(II) Ca2O2 = CaO

Nomenclatura para óxidos básicos

En la nomenclatura sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra óxido como nombre genérico.

En la nomenclatura Stock los compuestos se nombran con las reglas generales anteponiendo como nombre

genérico la palabra óxido precedido por el nombre del metal y su número de valencia.

En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor

valencia del metal que acompaña al oxígeno.

Tabla N° 2: Nomenclatura Óxidos Básicos

Compuesto Sistémica Stock Tradicional

K2O monóxido dipotasio óxido de potasio (II) óxido de potasio

Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro (III) óxido férrico


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FeO monóxido de hierro óxido de hierro (II) óxido ferroso

SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánico

5.4.1.2 Óxidos Ácidos o Anhídridos Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es no metal + O.

Formación de un oxido acido

No Metal + Oxígeno → Óxido básico

2S + 3O2 → 2SO3

Para obtener la formula molecular del oxido, se procede de la misma manera que en los óxidos básicos:

Óxido de carbono (IV): C (IV) y O (II) C2O4 = CO2

Óxido de azufre (VI): S (VI) O (II) S2O6 = SO3

Óxido de nitrógeno (V): N (V) O (II) N2O5

Nomenclatura para óxidos ácidos

La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos

metálicos. La nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, utilizando los sufijos

y prefijos correspondientes.

Tabla N° 3: Nomenclatura Óxidos Ácidos


Cl2O monóxido de dicloro óxido de cloro (I) Anhídrido

hipocloroso

SO2 dióxido de azufre óxido de azufre (IV) Anhídrido sulfuroso

N2O3 trióxido de dinitrógeno

óxido de nitrógeno (III)

Anhídrido nitroso

N2O5 pentóxido de dinitrógeno

óxido de nitrógeno (V)

Anhídrido nítrico

Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico


78



5.4.2 Compuestos binarios del Hidrogeno Las combinaciones binarias del hidrogeno con cualquier otro elemento del sistema periódico reciben el

nombre de hidruros.

Hay dos clases de hidruros, los metálicos y los no metálicos.

5.4.2.1 Hidruros metálicos Son compuestos binarios o biatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el

hidrógeno tiene número de oxidación -1.

Su fórmula general es Metal + H.

Formación de un hidruro metálico

Metal + Hidrógeno Hidruro metálico

2K + H2 2 KH

Al ser un compuesto binario, los elementos que lo componen intercambian sus números de valencia, que

se colocan como subíndices.

Hidruro de sodio: Na (I) y H (I) NaH

Hidruro de Magnesio: Mg (II) y H(I) MgH2

Nomenclatura para hidruros metálicos

Se nombran con la palabra hidruro. Para nombrar estos compuestos por la nomenclatura tradicional se

utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los sufijos –oso o –ico con las reglas

generales para esta nomenclatura. Para las nomenclaturas Stock y sistemática se utilizan las reglas

generales con la palabra hidruro como nombre genérico.

Tabla N° 4: Nomenclatura Hidruros Metálicos


KH monohidruro de

potasio hidruro de potasio

(I) hidruro de potasio

NiH3 trihidruro de

níquel hidruro de níquel

(III) hidruro niquélico

PbH4 tetrahidruro de

plomo hidruro de plomo

(IV) hidruro plúmbico

CuH monohidruro de

cobre Hidruro de cobre

(I) hidruro cuproso


79



5.4.2.2 Hidruros no metálicos o Hidrácidos Los hidrácidos o hidruros no metálicos son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las

familias VIA y VIIA. Los elementos que pueden formar hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que

por lo general trabajan con el menor número de valencia.

Reciben el nombre especial de hidrácidos, pues tales compuestos, en solución acuosa, se comportan como

ácidos

Formación de un hidruro no metálico

No metal + Hidrógeno Hidruro no metálico

Cl2 + H2 2HCl (g)

Hidruro No metálico + Agua Hidrácido

HCl(g) + H2O H+1 + Cl-1

Para obtener la formula molecular del hidruro no metálico, se procede de la misma manera que en los

hidruros metálicos:

H (I) y Cl (I): HCI

H (I) y S (II): H2S

H (I) y F (I): HF

Nomenclatura para hidruros no metálicos

Estos compuestos se nombran en la nomenclatura tradicional y de forma diferente según si están disueltos

(estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso).

Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran

agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”.

En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el

nombre específico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo HBr(g)

(bromuro de hidrógeno), bromuro como nombre específico e hidrógeno como nombre genérico.

Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos

los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como

nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico.

Tabla N° 5: Nomenclatura Hidruros no Metálicos


80



Compuesto en estado puro en disolución

HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

Existen otros hidruros no metálicos, que se denominan por sus nombres especiales, como por ejemplo:

H2O Agua

NH3 Amoníaco

CH4 Metano

PH3 Fosfina

5.5 Compuestos Ternarios

Son compuestos formados por tres elementos químicos. Los más importantes son los hidróxidos, los

oxácidos y las sales neutras.

5.5.1 Hidróxidos Los hidróxidos son compuestos ternarios formados por la reacción de un óxido básico con agua. Se

caracterizan por tener en solución acuosa el radical o grupo oxhidrilo o hidroxilo (OH-1). Los hidróxidos se

comportan químicamente como bases.

La fórmula general es Metal + (OH)x

Formación de un hidróxido

Óxido básico + Agua Hidróxido

Na2O + H2O 2 Na(OH)

Los hidróxidos cuando se disuelven en agua se ionizan formando cationes metal e iones hidroxilo u

oxhidrilo. Este proceso de ionización es reversible, es decir que así como se forma los cationes metal e

iones hidroxilo a partir de un hidróxido, inversamente, también se pueden formar hidróxidos a partir de los

cationes e iones ya mencionados.


81



(Agua) Na(OH) Na+1 + (OH)-1

(Agua) Na+1 + (OH)-1 Na(OH)

La obtención de la formula química de estos compuestos se lleva a cabo escribiendo en primer lugar el

elemento metálico y a continuación el radical hidroxilo entre paréntesis, colocándole a este ultimo como

subíndice la valencia del elemento metal si el valor que le corresponde es superior a la unidad.

Hidróxido de calcio: Ca (II) y (OH) (-I): Ca(OH)2

Hidróxido de aluminio: Al (III) y (OH) (-I): Al(OH)3

Nomenclatura para hidróxidos

Para nombrarlos se escribe con la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal electropositivo

terminado en -oso o -ico según las reglas generales para la nomenclatura tradicional. En la nomenclatura

Stock y sistemática se nombran con el nombre genérico hidróxido y las respectivas reglas generales.

Tabla N° 6: Nomenclatura Hidróxidos


Li (OH) hidróxido de litio hidróxido de litio (I) hidróxido de litio

Pb (OH)2 dihidróxido de

plomo hidróxido de plomo (II) hidróxido plumboso

Al (OH)3 trihidróxido de

aluminio hidróxido de aluminio

(III) hidróxido de aluminio

Fe(OH)3 trihidróxido de

hierro hidróxido de hierro

(III) Hidróxido férrico

Un caso especial lo constituye el hidróxido de amonio. El amoníaco es un gas muy soluble en agua, su

fórmula es NH3. Al disolverse reacciona con el agua formando el compuesto hidróxido de amonio. Este

proceso es reversible.

(Agua) NH3 + H2O NH4(OH)


82



5.5.2. 0xacidos

Los oxácidos, también llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos ternarios ácidos originados de la

combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido.

La fórmula general para los oxácidos es H + No Metal + O.

Formación de un oxácido

Anhídrido + Agua oxácido

SO3 + H2O H2SO4

Nomenclatura para oxácido

En la nomenclatura tradicional se les nombra con las reglas generales para los anhídridos sustituyendo la

palabra anhídrido por ácido (ya que de los anhídridos se originan). Para la nomenclatura Stock se nombra

al no metal con el sufijo –ato, luego el número de valencia del no metal y por último se agrega “de

hidrógeno”. Y para la nomenclatura sistemática se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo

correspondiente (según reglas generales para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre

del no metal y el sufijo –ato, por último se agrega al nombre las palabras “de hidrógeno”.

Tabla N° 7: Nomenclatura Oxácidos


H2SO4 tetraoxosulfato de

dihidrógeno Sulfato (VI) de

hidrógeno ácido sulfúrico

HClO4 tetraoxoclorato de

hidrogeno Clorato (VII) de

hidrógeno ácido perclórico

H2SO2 dioxosulfato de

dihidrógeno Sulfato (II) de

hidrógeno ácido hiposulfuroso

HNO3

trioxonitrato de hidrógeno

Nitrato (V) de hidrogeno

acido nítrico

Por otra parte, ciertos anhídridos pueden formar hasta tres oxácidos distintos dependiendo de cuantas

moléculas de agua se agreguen por molécula de anhídrido. En otras palabras, en ciertos oxácidos

especiales, un solo “no metal” con una sola valencia puede formar hasta tres oxácidos. Estos elementos

son el vanadio, yodo, fósforo, silicio, boro y teluro. Para diferenciar a estos oxácidos en la nomenclatura

tradicional se utilizan tres prefijos dependiendo de cuantas moléculas de agua se agregan por cada una

molécula de anhídrido. Estos son:

meta-… (1 molécula de agua)

piro-… (2 moléculas de agua)


83



Figura nº 2 Acido Nítrico Estructura de Lewis que sobre el proceso de ionización reversible para el ácido nítrico

orto-… (3 moléculas de agua)

Oxácidos del Fosforo

Fosforo actuando con valencia III:

P2O3 + H2O 2 HPO2 Ácido Metafosforoso

P2O3 + 2 H2O H4P2O5 Ácido Pirofosforoso

P2O3 + 3 H2O 2 H3PO3 Ácido Ortofosforoso

Fosforo actuando con valenciaV:

P2O5 + H2O 2 HPO3 Ácido Metafosfórico

P2O5 + 2 H2O H4P2O7 Ácido Pirofosfórico

P2O5 + 3 H2O H3PO4 Ácido Ortofosfórico

Ionización de los Oxácidos

Los oxácidos son compuestos que presentan uniones covalentes, pero cuando se disuelven en agua ceden

fácilmente iones H+1 (protones). Esto se debe a que el agua, por la naturaleza polar de sus moléculas, tiene

tendencia a romper las uniones covalentes polares de los ácidos, con formación de iones H+1 y del anión

ácido correspondiente.

Ejemplo: el ácido nítrico se disuelve en agua da lugar a un anión nitrato y un catión hidrógeno.

(Agua)………. HNO3 NO3

-1 + H+1

La ionización de un oxácido es un proceso reversible, es decir que, al mismo tiempo que se forman iones a

partir del ácido, este se regenera constantemente por la unión de aniones y cationes.

(Agua)……… HNO3 NO3

-1 + H+1

(Agua) NO3

-1 + H+1 HNO3

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Acido_nitrico_(Radical_nitrato).jpg


84



5.5.3. Sales ternarias: 0xosales Las oxosales sales son compuestos formados por la reacción de un oxácido con un hidróxido formando

también agua.

Cuando reacciona un ácido con un hidróxido para formar una sal se combinan todos los cationes hidronio:

H+1 (provenientes del oxácido), con todos los aniones hidroxilo: OH-1(provenientes del hidróxido), dando

lugar a una neutralización, que es la formación de agua, mientras que los iones restantes de la reacción

forman una sal. Es por esta razón que estas sales reciben el nombre de "neutras".

La fórmula general para las oxosales es Metal + No Metal + O.

Formación de una oxosal

Oxácido + hidróxido oxosal + agua

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

Nomenclatura para oxosal

En la nomenclatura tradicional se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el sufijo y

prefijo correspondiente a su número de valencia y como nombre especifico el nombre del metal, elemento

proporcionado por el hidróxido. Según el número de valencia del no metal en la sal (o del no metal en el

oxácido que da origen a la sal) los sufijos son:

Tabla N° 8: Nomenclatura Tradicional para Oxosal

Prefijos y sufijos en oxácidos Prefijos y sufijos en oxosal

hipo- … -oso Hipo- … -ito

-oso -ito

-ico -ato

per- … -ico per- … -ato

En la nomenclatura Sistémica se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal (con terminación

ato) con el prefijo correspondiente al número de oxígenos presentes por radical en el compuesto seguido

de la palabra “oxo”, más el nombre del no metal.


85



En la nomenclatura Stock se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el sufijo ato.

Después del nombre general se indica la valencia del no metal con números romanos, y luego como

nombre especifico se utiliza el nombre del metal.

Tabla N° 9: Nomenclatura Oxosales


Na2SO4 tetraoxosulfato de

disodio sulfato (VI) de sodio Sulfato de sodio

KClO4 Tetraoxoclorato de

potasio clorato (VII) de potasio Perclorato de potasio

CaSO2 Dioxosulfato de

calcio sulfato (II) de calcio Hiposulfito de sodio

LiNO3 Trioxonitrato de litio Nitrato (V) de litio Nitrato de litio

5.6 Sales Binarias Son compuestos que se obtienen por la reacción de un hidrácido y un hidróxido. La reacción también es una

reacción de neutralización, y en ella también se produce agua, por combinación de los H+1 y OH- de los

compuestos iniciales.

La fórmula general para las sales binarias es Metal + No Metal

Formación de una sal binaria

Hidrácido + Hidróxido Sal binaria + Agua

HCl + Na(OH) H2O + NaCl

Nomenclatura para sales binarias

Para nombrarlas en la nomenclatura tradicional, stock y sistemático se aplican las reglas generales usando

el nombre del no metal con el sufijo –uro como nombre genérico y el nombre del metal como nombre

especifico.

Tabla N° 10: Nomenclatura Sales Binarias


NaCl cloruro de sodio cloruro de sodio (I) cloruro de sodio

CaF2 difluoruro de calcio fluoruro de calcio (II) fluoruro de calcio


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FeCl3 tricloruro de hierro cloruro de hierro (III) cloruro férrico

Na2S sulfuro de disodio sulfuro de sodio (I) sulfuro de sodio

5.7 Sales Acidas, Básicas y Mixtas 5.7.1 Sales Acidas Son compuestos cuaternarios que resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos

metálicos. Los ácidos deben presentar dos o más hidrógenos en su molécula para formar estas sales.

Siguen la fórmula general Metal + Hidrógeno + No Metal + Oxigeno

Formación de una sal acida

Ácido + Hidróxido Sal acida + Agua

H2SO4 + Na(OH) NaHSO4 + H2O

Nomenclatura para sales acidas

Para nombrarlas con la nomenclatura tradicional se siguen las reglas de las sales neutras ternarias

agregando la palabra “acido” antes del nombre del metal. Y para nombrarlas en la nomenclatura Stock y

sistemático se usan las reglas generales para las sales neutras ternarias, en estos dos sistemas, agregando

la palabra “hidrógeno” antes del nombre del no metal.

Tabla N° 11: Nomenclatura Sales acidas


NaHSO4 Hidrogeno

tetraoxosulfato de sodio

Hidrogeno sulfato (VI) de sodio

sulfato ácido de sodio

KHCO3 Hidrogeno

trioxocarbonato de potasio

Hidrogeno carbonato (IV) de Potasio

carbonato ácido de potasio

5.7.2 Sales Básicas Son compuestos que resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones de

un ácido. Los hidróxidos deben presentar dos o más oxidrilos en su molécula para formar estas sales.

Siguen la fórmula general Metal + Oxidrilo + No Metal + Oxigeno


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Formación de una sal básica

Ácido + hidróxido sal básica + agua

HNO3 + Ca(OH)2 Ca(OH) NO3+ H2O

Nomenclatura para sales básicas

Para nombrarlas con la nomenclatura tradicional se siguen las reglas de las sales neutras ternarias

agregando la palabra “básico” antes del nombre del metal. Y para nombrarlas en la nomenclatura Stock y

sistemático se usan las reglas generales para las sales neutras ternarias, en estos dos sistemas, agregando

la palabra “hidróxi” antes del nombre del no metal.

Tabla N° 12: Nomenclatura Sales básicas


Ca(OH)NO3 Hidroxi trioxonitrato

de calcio hidroxinitrato (V) de

calcio Nitrato básico de calcio

Fe(OH)CO3 Hidroxi

trioxocarbonato de hierro

hidroxicarbonato (IV) de Hierro (III)

carbonato básico férrico

5.7.3 Sales Mixtas Las sales mixtas son compuestos que resultan al sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos

distintos de hidróxidos.

Siguen la fórmula general Metal + Metal + No Metal + Oxigeno

Formación de una sal mixta

Ácido + Hidróxido1 + Hidróxido2 Agua + Sal mixta

H2SO4 + Na(OH) + K(OH) 2H2O + NaKSO4

Nomenclatura para sales mixtas

Para nombrarlas con la nomenclatura tradicional, Stock y sistemático se usan las reglas generales para las

sales neutras ternarias


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Tabla N° 13: Nomenclatura sales mixtas


NaKSO4 tetraoxosulfato de

sodio y potasio sulfato (VI) de sodio y

potasio Sulfato de sodio y

potasio

CaNaPO4 Tetraoxofosfato de

calcio y sodio fosfato (V) de calcio y

sodio Fosfato de calcio y sodio

Cuadro de Formación de Compuestos Inorgánicos

Hidruro metálico

+ O2

Metal No Metal

+ H2 + H2 + O2

Óxido básico

Hidruro no metálico

Óxido ácido En agua

Hidrácido

HIDRÓXIDO

+ H2O + H2O

Oxácido ÁCIDO

SAL + H2O


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EJERCICIOS: NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS 1. Escribir la fórmula de los óxidos que forman los siguientes elementos:

a) Mg (II)

b) Ag (I)

c) Pb (IV)

d) Br (I)

e) Cl (III)

f) Zn (II)

g) Fe (III)

h) Cu (II)

i) I (VII)

j) Br (V)

k) S (VI)

2. Nombrar los óxidos del ejercicio anterior por, al menos dos nomenclaturas

distintas.

3. Escribir la fórmula correspondiente de los siguiente óxidos, indicando el número

de valencia con que actúa cada elemento:

a) Óxido hipoiodoso

b) Óxido de cadmio

c) Óxido fosforoso

d) Monóxido de dilitio

e) Óxido de potasio

f) Óxido de estaño (IV)

g) Dióxido de carbono

h) Óxido de plomo (II)

i) Heptóxido de dibromo

4. Escribir la formula molecular de los hidróxidos que se pueden obtener a partir de

de los siguientes elementos. Nómbrelos:

a) Mg (II)

b) Ag (I)

c) Pb (IV)

d) Zn (II)

e) Fe (III)

f) Cu (I)

g) Li (I)

h) Sn (IV)

i) Ba (II)

j) Ni (III)


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5. Escribir la fórmula de los siguientes hidróxidos:

a) Hidróxido de potasio

b) Hidróxido de calcio

c) Hidróxido de hierro (II)

d) Hidróxido de sodio

e) Hidróxido de zinc

f) Hidróxido cúprico

g) Hidróxido niqueloso

h) Hidróxido cobáltico

i) Hidróxido de magnesio

j) Hidróxido de aluminio (III)

6. Escribir el nombre de los siguientes oxácidos

a) HNO2

b) H3PO3

c) H2SO3

d) HNO3

e) HClO

f) HBrO4

g) H3PO4

h) H2CO3

7. Escribir según corresponda el nombre o la formula química de los siguientes

hidruros:

a) KH

b) NiH2

c) FeH2

d) BeH

e) Hidruro de hierro (III)

f) Hidruro de cesio

g) Dihidruro de cobalto

h) HI

i) NH3

j) SiH4

k) Ácido clorhídrico

l) Bromuro de hidrógeno

8. Escribir la reacción química para la obtención de los siguientes oxácidos:

a) H2SO4

b) HIO

c) HClO3

d) HPO3

e) H2CO4

f) Ácido periódico

g) Ácido hipobromoso


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9. Escribir la reacción de obtención de las siguientes sales. Nombrarlas de acuerdo a

los distintos sistemas de nomenclatura.

a) SnCl4

b) Al2S3

c) NaCl

d) KI

e) FeBr2

f) Cloruro de fósforo (III)

g) Fluoruro de calcio

h) Na2SO4

i) Hg(NO3)2

j) Fe (NO2 )3

k) Sulfito férrico

l) Nitrato de potasio

m) Hipoiodito de potasio

n) Fosfato de calcio

10. Escriba el nombre de los siguientes compuestos, e indicar si son óxidos ácidos o

básicos, hidróxidos, ácidos o sales :

a) NaNO3

b) Fe(OH)3

c) HBrO3

d) KNO2

e) KCl

f) NaClO

g) CO2

h) N2O5

i) ZnO

j) LiOH

k) Ca(HCO3)2

l) KBrO


92



5.8 ESTEQUIOMETRIA 5.8.1 Introducción La estequiometria es la sección de la química que estudia las relaciones cuantitativas

entre los reactivos y los productos, en una reacción química. Mide las relaciones entre

las masas, o, dicho de otra manera, las proporciones cuantitativas en los elementos

químicos implicados en una reacción.

Para trabajar en estas relaciones cuantitativas es necesario expresar correctamente la

ecuación química de la transformación estudiada, con las formulas moleculares

correctamente escritas, y balanceada con los coeficientes estequiométricos

correspondientes.

A partir de esa ecuación química correctamente balanceada se pueden calcular las

cantidades de reactivos necesarias o las cantidades de productos que se podrán

obtener.

En estos cálculos, mientras no se indique otra cosa, se entiende que la conversión de

reactivos en productos es total (es decir, se trata de equilibrios totalmente

desplazados a la derecha).

Cálculos Estequiométricos Para resolver problemas de estequiometria se deben seguir los siguientes pasos:

Escribir la ecuación química balanceada

Colocar debajo de cada componente de la ecuación los valores correspondientes a

masa, número de moles, volúmenes, etc.

Colocar los valores que figuran como incógnita en el problema

Resolver cada incógnita aplicando generalmente reglas de tres simples.

5.8.2 Problemas Tipo de Cálculos Estequiométricos Como se ha indicado, las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones

químicas, por ejemplo:

3 H2 + N2 2 NH3


93



Esta ecuación nos indica que 3 moléculas de H2 + 1 molécula de N2 forman 2 moléculas

de NH3

De donde se puede deducir que:

18,06.1023 moléculas de H2 + 6,02.1023 moléculas de N2 forman 12,04.1023 moléculas

de NH3

Teniendo en cuenta que 6,02.1023 moléculas constituyen 1 mol de moléculas, se puede

deducir que:

3moles de H2 + 1 mol de N2 forman 2 moles de NH3

Sabiendo que la masa de 1 mol de moléculas es igual a la masa molecular expresada en

gramos, resulta:

1 mol H2 = 2 gr 1 mol N2 = 28 gr 1 mol NH3 = 17 gr

Entonces:

6 gr de H2 + 28 gr de N2 forman 34 gr de NH3

Considerando que un mol de moléculas de una sustancia gaseosa ocupa un volumen

de 22,4 litros en CNPT, se puede establecer que:

67,2 L de H2 + 22.4 L de N2 forman 44.8 L de NH3

En resumen:

Ecuación química 3 H2 + N2 2 NH3

moléculas 18,06.1023 + 6,02.1023 12,04.1023

moles 3 moles + 1 mol 2 moles

masas 6 gr + 28 gr 34 gr

volúmenes 67,2 L + 22.4 L 44.8 L

A partir de estas relaciones es posible efectuar distintos cálculos sobre las sustancias

que reaccionan y los productos que se forman.


94



5.8.2.1 Calculo de masas

Calcular cuántos gramos de NH3 se obtienen con 50 gr de N2

Sabiendo que:

3 H2 + N2 2 NH3

6 gr + 28 gr 34 gr

De acuerdo con estos datos:

28 gr de N2 34 gr de NH3

50 gr de N2 x 34 gr de NH3 50 gr de N2 = 60,7 gr NH3 28 gr de N2

Respuesta: con 50 gr de N2 se obtienen 60.7 gr de NH3

5.8.2.2 Calculo de moles de moléculas

¿Cuántos moles de moléculas de H2 son necesarios para obtener 6 moles de moléculas

de NH3?

De acuerdo a que:

3 H2 + N2 2 NH3

3 moles + 1 mol 2 moles

Entonces:

2 moles de NH3 3 moles de H2

6 moles de NH3 x 3 moles de H2 6 moles de NH3 = 9 moles de H2 2 moles de NH3

Respuesta: para obtener 6 moles de NH3 se necesitan 9 moles de H2

5.8.2.3 Calculo de moléculas

¿Cuántas moléculas de NH3 se obtienen con 2,3.1023 moléculas de H2?

Considerando que:

3 H2 + N2 2 NH3

18,06.1023 + 6,02.1023 12,04.1023


95



Luego:

18,06.1023 de N2 12,04.1023de NH3

2,3.1023 moléculas N2 x 12,04.1023de NH3 2,3.1023 moléculas N2 = 1,53.1023NH3 18,06.1023 de N2

Respuesta: con 2,3.1023 moléculas de H2 se obtienen 1,53. 1023 moléculas de NH3

5.8.2.4 Calculo de volúmenes

¿Cuántos litros de H2 en CNPT reaccionan con 25 litros de N2?

Recordando que:

3 H2 + N2 2 NH3

67,2 L + 22,4 L 44,8 L

Entonces:

22,4 litros de N2 67,2 litros de H2

25 litros de N2 x 67,2 litros de H2 25 litros de N2 = 75 litros de H2 22,4 litros de N2

Respuesta: para 25 litros de N2 reaccionan 75 litros de H2

5.8.2.5 Cálculos combinados Cuál es el numero de moles de moléculas de N2 necesarios para obtener 25 gr de NH3?

3 H2 + N2 2 NH3

3 moles + 1 mol 2 moles

6 gr + 28 gr 34 gr

34 gr de NH3 1 mol de N2

25 gr de NH3 x 1 mol de N2 25 gr de NH3 = 0,73 moles de N2 34 gr de NH3


96



5.8.3 Reactivo Limitante El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determina o limita la

cantidad de producto formado.

Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran

en cantidades estequiométricas exactas, es decir en las proporciones que indica su

ecuación química balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen

totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción.

El reactivo que se consume totalmente es llamado “reactivo limitante”, y este

determina la cantidad de producto formado. Cuando este reactivo se consume la

reacción se detiene. El reactivo que se consume parcialmente es el “reactivo en

exceso”.

Para determinar cuál de los reactivos es el limitante se puede usar los siguientes

métodos:

Si se supone que un reactivo se consume por completo, se puede calcular la

cantidad del segundo reactivo que se requiere para la reacción. Se compara la

cantidad calcula con la disponible, pudiéndose determinar cuál es el reactivo

limitante.

Se puede calcular la cantidad de producto formado a partir de cada una de las

cantidades dadas de reactivo. El reactivo que conduce a la menor cantidad de

producto será el reactivo limitante.


97



EJERCICIOS: ESTEQUIOMETRIA 1. Para la siguiente ecuación balanceada:

4 Al + 3 O2 2 Al2O3

Calcule:

a) ¿Cuántos moles de aluminio son necesarios para producir5.27 mol de Al2O3?

b) ¿Cuántas moles de oxígeno reaccionan con 3.97 moles de Al?

2. Para la siguiente transformación química:

Mg3N2 + 6 H2O 3 Mg(OH)2 + 2 NH3

Indique:

a) Moles de Mg(OH)2 que se producen a partir de 125 g de agua.

b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.11 moles de

NH3.

3. De acuerdo con la siguiente ecuación balanceada:

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 Ca3(PO)2 + 6 H2O

a) ¿Cuántos gramos de H3PO4 reaccionan con 5.70 mol de Ca(OH)2?

b) ¿Cuántos moles de agua se producen si se obtienen 500 g de Ca3(PO4)2?

c) ¿Cuántos gramos de H3PO4 son necesarios para producir 275 g de agua?

4. La siguiente ecuación balanceada, muestra la descomposición del clorato de

potasio por efecto del calor. Suponiendo que la reacción se efectúa a

condiciones normales de temperatura y presión:

2 KCl3 2 KCl + 3 O2

a) ¿Cuántos moles de KClO3 son necesarios para producir 25 litros de O2?

b) ¿Cuántos litros de O2 se producen si se obtienen 5.11 moles de KCl?


98



5. La siguiente ecuación balanceada, muestra la combustión del propano y se

efectúa a condiciones estándar de temperatura y presión.

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

a) ¿Cuántos gramos de C3H8 (propano) reaccionan con 50 litros de O2?

b) ¿Cuántos litros de CO2 se producen a partir de 130 g de C3H8?

c) ¿Cuántos gramos de agua se obtienen al producirse 319 litros de CO2?

6. Para la reacción de formación de la sal Sulfato de Sodio:

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O Se hacen reaccionar 5 moles de NaOH:

a) ¿Cuántos moles de H2O se forman en la reacción?

b) ¿Cuántos moles y gramos de Na2SO4 se forman?

c) ¿Cuántos moles y gramos de H2SO4 reaccionan?

d) Si reaccionan los 5 moles de NaOH con 12 moles de H2SO4 ¿Cuántos gramos de

H20 se producen?

7. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua, según la ecuación

que se señala:

2 Li + 2 H2O 2 LiOH + H2 Si se combinan 80,57 gramos de litio con 50,15 gramos de agua.

a) Determine cuántos gramos de hidróxido de litio se formarán.

b) ¿Cuántos litros de H2 en CNPT se obtendrán?

8. Se hace reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua, produciéndose la

siguiente reacción:

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

a) Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante

b) ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio se formará?


99



c) En la reacción se desprende también hidrógeno. ¿Cuántos litros de H2 se

formaran en CNPT?

9. Se mezclo 100 gramos de Aluminio con 200 gramos de MnO, para iniciar la

siguiente reacción:

2 Al + 3 MnO Al2O3 + 3 Mn

a) ¿Cuál de los reactivos quedo en exceso?

b) ¿Cuántos moles y gramos de los productos se obtuvo?

10. Se hacen reaccionar 7 gr de Zn con 40 gramos de H2SO4.

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

a) ¿Qué sustancia reacciona totalmente y cuántos gramos de la otra permanecen

sin reaccionar?

b) ¿Qué masa de ZnSO4 se forma?


100



5.9 REACCIONES DE OXIDO REDUCCION 5.9.1 Introducción Se denomina reacción óxido-reducción o reacción redox, a toda reacción química en la

que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en

sus estados de oxidación.

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un

elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

La sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se

llama Reducción. La sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación.

Este proceso se llama Oxidación.

Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de

electrones.

5.9.2 Numero de Oxidación El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones

que un átomo podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.

Reglas para asignar el número de oxidación

El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero.

Independientemente de la forma en que se representen. Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe

El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros

metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)

El número de oxidación del oxígeno combinado es –2.

El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es

siempre positivo y numéricamente igual al número de valencia.

Ejemplo: Ca (calcio): valencia = 2, número de oxidación: +2

El número de oxidación en los elementos no metálicos, cuando están combinados

es siempre negativo y numéricamente igual al número de valencia.

Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1, número de oxidación: –1


101



El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma

de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso

Número de oxidación del cobre: +1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el

número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 x(+1)= +2.

Número de oxidación del oxígeno: – 2

+2 + – 2 = 0

5.9.3 Concepto de oxidación- reducción Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una solución concentrada de Sulfato

de Cobre (Cu; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se

recubre de una capa de cobre metálico.

La ecuación química que representa este proceso es:

Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4

El sulfato de cobre (II) (CuSO4) y el sulfato de zinc (ZnSO4), son compuestos que

disueltos en agua, se disocian en iones, según la siguiente ecuación iónica:

Zn0 + Cu+ 2 + SO4– 2 Cu0 + Zn+ 2 + SO4

– 2

En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato (SO4-2) aparece en ambos lados de

la ecuación, por lo tanto, la ecuación puede escribirse de manera más sencilla:

Cu+ 2 + Zn0 Cu0 + Zn+ 2

La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era

eléctricamente neutro, se ha transformado en el ión Zn+2. Para esto, tuvo que ceder 2

electrones; en cambio, el ión Cu+2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo convirtieron

en un átomo de cobre, eléctricamente neutro.

De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que:

La sustancia que pierde electrones hace que la otra sustancia gane electrones; es

decir, la sustancia que se oxida hace que la otra sustancia se reduzca. Por esto se

dice que la sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se

reduce es el Agente Oxidante.

Como los electrones son cargas negativas, cuando una sustancia gana electrones;

es decir, se reduce, se vuelve más negativa, por lo que disminuye su número de


102



oxidación. Por el contrario, cuando una sustancia pierde electrones, se vuelve más

positiva, por lo que aumenta su número de oxidación.

Ejemplo: Zn0 + Cu+2 Zn+2 + Cu+0

Esta es una reacción de óxido-reducción porque hay una transferencia de electrones,

pues los números de oxidación del Zn y Cu, al comienzo de la reacción, no son los

mismos al final de la reacción.

El Zn cambia su número de oxidación de 0 a +2; esto significa un aumento del número

de oxidación, por lo tanto, hay una pérdida de electrones (2 electrones); el Zn es

agente reductor.

El Cu cambia su número de oxidación de +2 a 0; esto significa una disminución del

número de oxidación, por lo tanto, hay una ganancia de electrones (2 electrones); el

Cu es agente oxidante.

Semi-reacciones de óxido-reducción:

De acuerdo a lo anterior, puede decirse que la reacción química descrita

anteriormente involucra dos procesos, los cuales pueden representarse mediante

semi-reacciones, una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción.

Como estos dos procesos ocurren simultáneamente, la suma de ambas semi-

reacciones, da la reacción total.

Las ecuaciones que describen estos procesos son:

Semi-reacción de oxidación: Zn Zn+2 + 2e–

Semi-reacción de reducción: Cu+2 + 2e– Cu

En el proceso de oxidación un átomo o ión cede uno o más

electrones; mientras que en el de reducción, el átomo o ión capta

uno o más electrones. Ambos procesos son complementarios y

ocurren simultáneamente. De ahí el nombre de reacciones redox.

En los procesos de óxido-reducción, la transferencia de electrones

siempre ocurre desde un agente reductor a un agente oxidante.


103



Tabla N° 14:Oxidacion - Reducción

Átomo o ión que se:

Oxida Reduce

Cede electrones

Aumenta su número de oxidación

Es un agente reductor

Acepta electrones

Disminuye su número de oxidación

Es un agente oxidante

5.9.4 Potencial Redox Siguiendo con el ejemplo anterior, si se pretendiera realizar la reacción inversa,

partiendo de ZnSO4 y Cu, para obtener CuSO4 y Zn, esta no se produce.

Los electrones solo pueden fluir de un elemento a otro si el primero tiene mayor

tendencia a cederlos que el segundo.

La capacidad de una sustancia o elemento para oxidar a otra, depende de la facilidad

que tenga para aceptar electrones. Esta facilidad se expresa cuantitativamente a través

del potencial de oxido-reducción o potencial redox

El Potencial Redox es la tendencia de una sustancia a ganar electrones, comparada con

otra que se toma de referencia.

Potenciales de electrodo. Pares redox.

La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo cuando circula corriente eléctrica

se denomina potencial de la celda “E” y coincide con la fuerza electromotriz. El

potencial de una pila electroquímica, puede dar mucha información sobre el sentido

en el que se van a verificar las reacciones redox, por ejemplo:

Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu Eº = 1'10 V

la reacción es espontánea.

Cu +2 H+ H2 + Cu+2 Eº = - 0'344 V

la reacción no es espontánea.

Es decir, si el potencial es positivo, será espontánea la reacción y si es negativo, la

reacción será forzada.


104



Sin embargo, es imposible medir el potencial de un electrodo aislado, pero si

arbitrariamente se le asigna un valor cero a un electrodo concreto, este puede servir

como referencia para determinar los potenciales relativos del resto de electrodos. De

esta manera, se puede comparar el efecto oxidante o reductor de varias sustancias (su

fuerza). El potencial de referencia que se toma por convenio es el siguiente:

2 H+ (1 M) + 2 e– H2 (1 atm) Eº (H+/H2) = 0 V

Se construyen entonces, pilas electroquímicas donde uno de los electrodos sea el de

Hidrógeno y se miden los potenciales, por ejemplo:

Zn + 2 H+ Zn+2 + H2 E = 0'76 V

Luego: Eº(Zn/Zn+2) = 0'76 V

2 Ag+ + H2 2 Ag + 2 H+ DE = 0'80 V

luego: E (Ag+/Ag) = 0'80 V

Ahora es evidente que los dos potenciales deben tener signos distintos, ya que en el

primer caso el cinc se está oxidando y en el segundo, la plata se está reduciendo. Para

poder hacer comparaciones se toman, por convenio, las reacciones en el sentido de

reducción (potenciales normales de reducción):

Zn+2 + 2 e- Zn Eº(Zn+2/Zn) = - 0'76 V

Ag+ + 1 e- Ag Eº(Ag+/Ag) = 0'80 V

Figura nº 3 Pila Electroquímica


105



Con este procedimiento, se puede calcular el potencial normal de reducción de

cualquier par redox, y por lo tanto, se podrá establecer una ordenación del más

positivo al más negativo.

En la siguiente tabla se muestra algunos de los potenciales de reducción en

condiciones estándar ([H+] = 1 M a 25 ºC y Presión 1 atmósfera), referidos al potencial

del hidrógeno.

Potenciales redox ordenados

EJERCICIOS: REACCIONES OXIDO REDUCCION 1. Determine el número de oxidación del cromo en los siguientes compuestos

a) CrO4-2

b) Cr2O72-

c) CrO2

2. Calcule el número de oxidación del átomo de aluminio en los siguientes

compuestos:

a) Al(OH)3

b) AlCl3


106



c) AlCl4-

d) Al2(SO4)3

3. Indique el estado de oxidación de cada átomo de:

a) NO2 b) HIO3 c) N2O3 d) NaMnO4

e) HCO3-

f) S2O32-

g) ClO4-

4. Determinar el número de oxidación del átomo indicado en los siguientes

compuestos a) Cr en K2Cr2O7 b) Ag en Ag2SO4 c) Cl en HClO4 d) N en Mg(NO2)2 e) N en HNO3 f) C en Al2(CO3)3 g) S en H2SO3

Introducción a la Biología

107



5. Clasifique las siguientes semi-reacciones como oxidación o reducción

a) 2Cl- Cl2 b) H2O O2 c) H2O2 H2 d) MnO4

- MnO2 e) KNO3 NO

6. Usando los valores de estados de oxidación, indique para cada una de las

siguientes reacciones, cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor a) S + O2 SO2 b) NH3 + O2 NO + H2O c) Al + 6H+ Al3+ + 3H2

7. Indicar cuál de las siguientes reacciones son de tipo redox

a) CaO + H2O CaOH2 b) Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O c) Cl2 + H2O HCl + HClO

Indicar en aquellas que lo sean, cual es el agente oxidante y cual el reductor 8. Equilibrar las siguientes semi reacciones de oxido-reducción

a) Zn Zn2+

b) NO3- + 10 H+ NH4

+ + 3 H2O c) Mg Mg2+ d) O2 2 O2- e) 2 H+ H2 f) MnO4

- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O

BIBLIOGRAFÍA 1- CHANG, Raymond; “Química”; Editorial McGraw-Hill; 2002; 7º Ed.

2- ATKINS, Peter; JONES, Loretta, “Principios de Química”, Los caminos del

descubrimiento”. Editorial Médica Panamericana; 2006; 3º ed.

3- MAHAN, Bruce H; MYERS, RJ; “Química Curso Universitario”; Addison-Weslwy-

Iberoamericana; 1991; 1º Ed.


108



UNIDAD Nº 6 SOLUCIONES OBJETIVOS:

Poder definir lo que es solución y diferenciar los diferentes tipos de

soluciones.

Poder expresar las soluciones en las diferentes unidades de

concentración más comunes.

Poder calcular cómo se preparan soluciones en unidades de

porcentuales, molares y normales.

Definir y calcular fracción molar.

Definir las propiedades coligativas de las soluciones.

Calcular la presión de vapor de una solución. Calcular punto de

ebullición y congelación de soluciones.

Definir y poder calcular la presión osmótica.

Definir conductividad de las soluciones.

INTRODUCCIÓN 6.1 Solución: definición y clasificaciones. Se llama solución a la mezcla homogénea de dos o más sustancias. Debido a que esta

definición no restringe de modo alguno, la naturaleza de las sustancias involucradas, se

distinguen seis tipos de soluciones, dependiendo del estado físico original, (sólido,

líquido o gaseoso) de los componentes.

En este capítulo se estudiaran las soluciones que tienen por lo menos un componente

líquido es decir, soluciones gas-líquido, líquido-líquido, y sólido-líquido.


109



Tipos de disoluciones

Componente 1 Componente 2 Estado de disolución resultante

Ejemplos

Gas Gas Gas Aire atmosférico Gas Gas Líquido Sólido Sólido

Líquido Sólido Líquido Líquido Sólido

Líquido Sólido Líquido Líquido Sólido

Agua destilada en un recipiente abierto H2 gaseoso en Paladio H2SO4 en agua Na(OH) en agua Bronce (Cu/Zn), Soldadura (Sn/Pb)

Otra forma de clasificar soluciones es en función de la capacidad para disolver un

soluto y ahí encontramos:

Soluciones saturadas: contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un

solvente en particular, a una temperatura especifica (Cabe aclarar que la temperatura

será una variable importante al momento de determinar la solubilidad de un

compuesto en una solución ya que generalmente el aumento de la temperatura hace

que una solución tenga la propiedad de aumentar la cantidad de soluto).

Soluciones no saturadas: Contienen menor cantidad de soluto que las que son capaces

de disolver.

Soluciones sobresaturadas: contienen más soluto que el que puede haber en una

solución saturada. Estas soluciones no son muy estables, ya que con el tiempo, una

parte del soluto se separa de la solución sobresaturada en forma de cristales, este

proceso de separación recibe el nombre de cristalización.


110



1.5 Soluciones unidades de concentración más comunes. Para cuantificar una solución es necesario conocer la cantidad de soluto que habrá

presente en una determinada cantidad de solvente o de solución. Para expresar esa

proporción de soluto y solvente o solución su utilizan diferentes unidades, aquí se

expresan algunas de las más comunes y que usaremos en los ejercicios de este

capítulo.

a) Porcentaje masa en masa (% m/m):

Es la relación de la cantidad de masa de soluto en la masa de la solución, multiplicado

por cien:

Porcentaje masa en masa= Masa soluto/Masa solución X 100 = g soluto/ 100 g

solución.

b) Porcentaje masa en volumen (% m/v):

Es la relación de la cantidad de masa de soluto en el volumen de la solución,

multiplicado por cien:

Porcentaje masa en volumen= Masa soluto/Volumen de solución x 100= g soluto/ 100

ml solución.

c) Molaridad (M):

Es el número de moles de soluto disueltos en 1 litro (1.000 ml) de solución

Molaridad (M) = Moles de soluto/ Litros de solución = moles/ 1 litro de solución

d) Molalidad (m):

Es el número de moles de soluto disueltos en 1 kilogramo (1.000 g) de solvente

Molalidad (m) = Moles de soluto/ Kilos de solvente= moles/ 1 kg de solvente


111



e) Normalidad (N):

Es el número de equivalentes gramo, disueltos en 1 litro (1.000 ml) de solución

Normalidad (N) = Eq de soluto/ Litros de solución (1.000ml) de solución

f) Fracción Molar (X):

Es una relación entre la cantidad de moles de soluto disueltos de un componente de la

solución y la cantidad de moles totales de solución

Fracción Molar (X) = Moles de soluto/ Moles de solución

6.1.1 Ejercicios

1) Para una solución que contiene 20 g de NaCl y 80 g de agua ¿Cuál será el

porcentaje masa en masa de dicha solución?

2) Para una solución de Ca (OH)2 que contiene 5 g de soluto y 50 gramos de agua

¿Cuál será el % m/m?

3) Para una solución de HCl que contiene 10 g de HCl y 40 g de agua ¿Cuál será el

% m/m de esa solución?

4) En 300 gramos de una solución de CaCO3 de concentración 12 % m/m ¿Cuánto

CaCO3 habrá disuelto?

5) En 2 Kg de una solución de Na3PO4 de concentración 2% m/m ¿Cuánto soluto

habrá disuelto?

6) ¿Cuántos ml de una solución de Na (OH) 8% m/m y de δ = 1,09 g/ml para tener

30 gramos de Na (OH)?

7) ¿Cuántos ml de una solución de CaCl2 15 % m/m y de δ= 1,14g/ml serán

necesarios para obtener 84 g de CaCl2?

8) ¿Cuántos litros de una solución de CuSO4 al 6% m/m y de δ= 1,15 g/ml serán

necesarios para obtener 1,2 kg de CuSO4?

9) ¿Cuántos g de Ba(OH)2 habrá en 250 ml de solución de Ba (OH)2 de

concentración 3% m/V?

10) ¿Cuántos gramos de Fe2O3habrá en 2 litros de solución de Fe2O3 5 % m/v?


112



11) ¿Cuántos ml de solución de ZnCl de concentración 4 % m/v serán necesarios

para obtener 30 g de ZnCl?

12) ¿Cuántos litros de solución de LiCl de concentración 20 % m/v serán necesarios

tener para obtener 300 g de LiCl?

13) ¿Cuántos moles de FeO habrá en 3 litros de solución de FeO 0,25 M?

14) ¿Cuántos moles de HF habrá en 500 ml de solución de HF 0,5 M?

15) ¿Cuántos moles de KBr habrá en 90 ml de una solución de KBr 3 M?

16) Si de pesan 5 gramos de CuSO4 y se los llevan a un volumen final de 250 ml

¿Cuál será la M de la solución formada?

17) Si se pesan 3 g de K (OH) y se llevan a un volumen final de 100 ml ¿Cuál será la

M de la solución formada?

18) Si se pesan 12 g de KMnO4 y se los lleva a un volumen final de 500 ml ¿Cuál será

la M de la solución formada?

19) En 100 ml de una solución de NaClO 2 M ¿Cuántos gramos de NaClO habrá

presentes?

20) En 800 ml de una solución de Na2S2O3 de concentración 0,15 molar ¿Cuántos

gramos de Na2S2O3 habrá?

21) Se quiere preparar un litro de solución de BaCl2 de concentración 0,1 M a partir

de una solución de BaCl2 3 M ¿Qué volumen de la solución más concentrada se

necesita?

22) Se quiere preparar un litro de solución de BaSO4 de concentración 0,5 M a

partir de una solución de BaSO4 4 M ¿Qué volumen de la solución más

concentrada se necesita?

Figura muestra que se pesaron 2,4771 g de NaCl


113



23) 2,4771 g de NaCl y se colocaron en un

matraz de 500 ml. ¿Cuál será la M de la solución formada?

24) ¿Calcular la cantidad de agua que debe agregarse a 150 g de HNO3 del 63 %

m/v y δ= 1,30 g/ml, para obtener una solución 0,4 M?

25) Se disuelven 20 gramos de Na2SO4.10H2O en un matraz de 250 ml. Calcule la M

y %m/v de la solución.

26) Calcule la N de una solución de 10 g H2SO4 disueltos en 2 litros de agua.

27) Calcule la N de una solución de Ca (OH)2 de 4 g en 100 ml.

28) Se quiere preparar 50 litros de una solución de ácido fosfórico 2 N para ser

usado como fertilizante, a partir de una solución de ácido fosfórico de densidad

1,54 m/ml y 80 % m/m ¿qué volumen de la solución madre de ácido se

empleará?

29) Se pesaron 0,546 g de K2CrO4, y se trasvasaron a un matraz de 25 ml, luego se

agregó agua hasta el enrase para formar la siguiente solución:

¿Cuál será la M de la solución formada?


114



30) Se quiere preparar una solución de HCl 0,1 M a partir de HCl comercial de

concentración 37 % m/v y δ = 1,18 g/ml ¿Cuántos ml de solución madre serán

necesarios?

31) Se dispone de la siguiente solución comercial de hidróxido de amonio

Fórmula NH4OH p.m.=35,05δ=0,890 g/ml y concentración 28-30%m/m

32) Si se quiere preparar 100 ml de una solución 0,3 M. ¿Cuántos ml de la solución

madre se necesitan?

33) Se necesitan 128 ml de Na(OH) de concentración 0,2 N. ¿Cómo procedería a

preparar las solución si dispone de Na(OH) sólido, balanza y del siguiente

material de vidrio calibrado?

34) ¿Cuál será la fracción molar de etanol en una solución de 56% m/m?

35) Se diluyen 20 ml de vinagre (CH3COOH al 5% m/m, considérese al resto de los

componentes del vinagre como agua), llevándoselos a un volumen final de 100

ml. ¿Cuál será la fracción molar de CH3COOH y la de agua en la solución

resultante?


115



36) Para una solución de H2SO4 comercial que tiene un 98% m/m y una δ= 1,83

g/ml, calcule la fracción molar de ácido y de agua; la molaridad y molalidad de

la misma.

37) Calcule la M y m de una solución de amoniaco que tiene 20 g de NH3 y 80 g de

agua. La δ = 0,988 g/ml.

38) Una solución de HNO3 comercial tiene 65% m/m de ácido. La δ= 1,18 g/ml.

Calcule la M y m. ¿Cuántos ml de esta solución se necesitan para preparar 250

ml de solución de HNO3 0,1 M?

6.3 Propiedades coligativas de soluciones de no electrolitos.

Las propiedades coligativas son propiedades de las soluciones (se estudian en

soluciones de concentración en M < o = 0,2M) que dependen del número de partículas

de soluto en solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto es decir que no

influyen en estas propiedades el hecho de que las partículas tengan diferente tamaño

o diferente estructura química, como así también que estén cargadas positiva o

negativamente; o no posean carga. Estas propiedades son:

a) Disminución de presión de vapor.

Si un soluto es no volátil, es decir que su presión de vapor no se puede medir, la

presión de vapor de las soluciones que forme este soluto será siempre menor a la

presión de vapor del solvente puro. Por lo que la relación de presión de vapor de la

solución y la presión de vapor del solvente puro, variará en función de la variación de

la concentración del soluto en solución.

Esta relación se expresa mediante la ley de Raoult, que dice que la presión parcial de

un disolvente en una solución (Ppsolv), está dada por la presión del solvente puro P°

multiplicada por la fracción molar del solvente en la solución Xsolv.

Ppsolv= XsolvP°

b) Elevación del punto de ebullición (Ascenso ebulloscópico).


116



El punto de ebullición de una solución se define como la temperatura a la cual su

presión de vapor iguala a la presión atmosférica externa. Cuando hay presente un

soluto no volátil esa presión de vapor de la solución disminuye, y también se ve

afectado el punto de ebullición de la misma de manera tal que este aumenta.

La elevación del punto de ebullición (∆ Teb) se define como: el punto de ebullición de la

solución (Teb) menos el punto de ebullición del solvente puro (Teb°):

∆ Teb = Teb – Teb°

Debido a que la Temperatura de ebullición de la solución (Teb) es mayor a la

Temperatura de ebullición del solvente puro (Teb°); la variación de temperatura de

ebullición (∆ Teb) es una cantidad positiva.

El valor de ∆ Teb es proporcional a la disminución de presión de vapor pero además es

proporcional a la concentración (expresada en molalidad) de la solución por lo que

esta deducción da origen a la siguiente fórmula:

∆ Teb = K eb m

Donde: Keb = una constante de ebullición

m = la molalidad de la solución

c) Disminución del punto de congelación (Descenso crioscópico).

Al agregar un soluto al solvente disminuye la presión de vapor de la solución por lo que

se produce también una disminución del punto de congelación, esa disminución del

punto de congelación se define mediante la fórmula

∆Tf = Tf° - Tf

Donde:

∆Tf = Variación de temperatura de fusión

Tf° = la temperatura de fusión del solvente puro


117



Tf = la temperatura de fusión de la solución

Y también el ∆Tf es proporcional a la concentración expresada en molalidad (m) de la

solución por lo que:

∆Tf= Kfm

Donde:

Kf = una constante de fusión

m = la molalidad de la solución

d) Presión osmótica (π).

Para definir presión osmótica es necesario primero definir osmosis.

Ósmosis: Es el paso selectivo de moléculas de solvente a través de una membrana

porosa permeable a las moléculas del solvente solamente, desde un compartimento

donde se encuentra una solución de menor concentración hacia un compartimento

con una solución de mayor concentración.

La presión osmótica es la presión necesaria para detener un proceso de ósmosis y se la

puede calcular mediante la siguiente fórmula

π = MRT

Donde:

π = presión osmótica

M= molaridad de la solución

R = constante general de la ecuación de estado de los gases (0,082 atm x L / mol x °K)

6.3.1 Ejercicios

1) Se agregó cierta cantidad de metanol CH3OH en un recipiente que contenía

agua, luego se midió la temperatura de ebullición y se determino que era 375 °


118



K, si la constante de ebullición es de 0,48 K kg/mol y el PM del metanol es 32,

calcule la m de la solución.

2) El etanol, C2H5OH, es un alcohol que se produce por fermentación de azucares,

y está contenido en bebidas alcohólicas, que mediante este proceso de

obtención alcanzan una concentración máxima de 14% m/m. Otro proceso de

concentración de alcohol es la destilación, por lo que hay plantas de destilación

industriales que realizan este proceso. Calcular la concentración p/p con la que

llega a cierta planta de destilación una partida de etanol si una muestra acuosa

del mismo hierve a 374°C.

Keb = 0,52 K kg/molT°eb = 373°K P.M C2H5OH = 46

Ayuda: Mediante la ley de Raoult calcular la m y luego el % m/m.

3) La presión de vapor del éter dietílico a 283°K es de 291,8 mmHg. Al disolver

4,16g de ácido salicílico en 80,7 g de éter la presión disminuye 8,5 mmHg.

Calcular la fracción molar del ácido salicílico y la del éter-dietílico.

4) Una solución acuosa de un soluto no volátil y no disociado congela a 272°K.

Calcule la m y el punto de ebullición si la constante crioscópica es de 1,76 K

kg/mol y la constante ebulloscópica es de 0,529.

5) Se prepara una solución disolviendo 70 g de hemoglobina y llevándolos a un

volumen final de 2 litros. La presión osmótica de la solución resultante será de

10 mmHg a 25°C. Calcular la masa molar de la hemoglobina.

Dato: 1 atm = 760 mmHg; R = 0,082 atm x L / mol x ° K.

6) Una disolución que contiene 0,8330 g de un polímero de estructura

desconocida en 170 ml de un disolvente orgánico tiene una presión osmótica

de 5,2 mmHg a 25°C. Determine la masa molar del polímero.

6.4 Conductividad de las soluciones:

La conductividad se define como la capacidad de una solución de transportar la

corriente eléctrica. Es posible cuantificar esa capacidad, la cual va a depender de la

concentración total de iones, de su movilidad, valencia y concentraciones relativas,


119



además será función de la temperatura a la cual se encuentra la solución, por lo que

será importante la medición de temperatura.

La medición de conductividad generalmente realizada en los laboratorios se basa en la

propiedad física de la resistencia de la solución y suele ser medida en ohmios o mega

ohmios

La inversa de la resistencia es la conductancia, y mide la capacidad para conducir

corriente, sus unidades son los mhos, por lo general la conductividad de mide

emmicromhos por centímetro (µmhos/cm). Mientras que en el sistema Internacional

de Unidades (SIU), la inversa del ohmio es el siemens (S) y la conductividad se expresa

en mili siemens por metro (mS/m).

1mS/m = 10 µmhos/cm

Para medir de manera práctica la conductividad se utilizan los conductímetros de

mesada, que por lo general tienen una sonda que mide la temperatura e integra los

resultados dando el valor de conductividad para esa solución. Para calibrar estos

conductímetros se utilizan como referencia, soluciones salinas estándares como por

ejemplo de Cloruro de potasio a diferentes concentraciones a temperaturas conocidas

En figura 1 se muestra un

conductímetros


120



6.5 Propiedades coligativas de soluciones de electrolitos.

Electrolitos son sustancias que disueltas en solución tienen la propiedad de formar

iones, los electrolitos fuertes se disocian totalmente por lo que a partir de una

partícula inicial y dependiendo de la estequiometria de reacción se formaran 2 o más

partículas de iones. Como el número de partículas de soluto es el que va a influenciar

en las propiedades coligativas, por ejemplo a partir de una molécula de KCl (que es

electrolito fuerte y por lo tanto se disocia totalmente), tendremos dos partículas

osmóticamente activas (una partícula de ión Na+ más una de ión Cl-).

Para asociar el dato del fenómeno de disociación de electrolitos se utiliza el factor de

vanʼtHoff que se calcula a partir de

N° real de partículas en solución después de la disociación

ἱ =

N° de partículas antes de la disociación en solución

Por lo que para este tipo de soluciones la presión osmótica será igual a:

π =ἱ MRT

6.5.1 Ejercicios

1) La presión osmótica de una solución de KI de concentración 0,1 M a 25°C es

de 0,465 atm. Calcular el factor de vanʼtHoff para el KI en esta concentración.

2) Calcule la presión osmótica de una solución de MgSO4 de concentración

0,05M a 25°C sabiendo que su factor de vanʼtHoff a esa temperatura es de 1,3.

3) Calcule la M de una solución de HCl a 25°C sabiendo que su factor de

vanʼtHoff a esa temperatura es de 1,9 y su presión osmótica es de 0,52 atm.

BIBLIOGRAFÍA

13. 1-CHANG, Raymond; “Química”; Editorial McGraw-Hill; 2002; 7ª ed.


121



UNIDAD Nº 7 EQUILIBRIO QUIMICO

OBJETIVOS:

Identificación de sustancias reaccionantes y productos que no cambian

con el tiempo. Diferenciar el proceso dinámico de uno estático.

Introducir nociones de sustancias ácidas y básicas, así como el concepto

de pH en soluciones

Reconocer sustancias que producen soluciones amortiguadores o

“buffer”, esenciales para mantener el pH en los seres vivos.

INTRODUCCIÓN

En una reacción química reversible, el inicio del proceso comienza con la formación de

productos, a medida que aparecen las moléculas de producto, el proceso inverso se

comienza a establecer dando lugar a la aparición de las moléculas de reactivo que se

forman a partir de las moléculas de producto. Esta dinámica de la reacción alcanza un

equilibrio cuando las velocidades directa e inversa se igualan y las concentraciones

netas de reactivos y productos permanecen constantes. Este equilibrio alcanzado en

una reacción reversible se conoce como equilibrio químico, el cual es un proceso

dinámico

Cabe aclarar que en el equilibrio la conversión de reactivos a productos continúa.

Ejemplos de reacciones que no se encuentran en equilibrio son:

Combustión del metano, porque a medida que el gas arde en la llama se convierte en

dióxido de carbono y agua, por lo tanto la composición de la mezcla no es constante

porque el metano se va consumiendo y se van formando los productos.

En ciertos casos, la reacción progresa hasta el consumo total de las sustancias

reaccionantes, pero en muchas ocasiones la reacción prosigue hasta cierto límite, más

allá del cual ya no continúa. En este punto coexisten cantidades de sustancias

reaccionantes y productos de reacción que no cambian con el tiempo. Se dice

entonces que la reacción alcanzó un estado de equilibrio denominado equilibrio

químico.

Criterios para identificar un equilibrio químico de una reacción son:

En la reacción química ocurre la reacción directa y su inversa


122



Ambas reacciones tienen la misma velocidad

7.1 Reacciones reversibles e irreversibles

Este tipo de reacción se representa con una doble flecha, donde la flecha indica el

sentido de la reacción. Esta ecuación representa una reacción directa (hacia la

derecha) que ocurre simultáneamente con una reacción inversa (hacia la izquierda):

Donde a, b y c, d representan el número de moles relativos de los reactivos A, B y de

los productos C, D respectivamente y se los llama coeficientes estequiométricos.

http://www.educa.madrid.org/web/ies.isidradeguzman.alcala/departamentos/fisica/temas/equilibrio/imagenes/reaccion_irrever

sible.jpg

Una reacción irreversible ocurre hasta agotar al menos uno de los reactivos, que se

llama reactivo limitante

Puede simbolizarse con la siguiente ecuación química:

Esta sería la ecuación de dos sustancias que reaccionan entre sí para dar dos

productos, a, b y c, d son los coeficientes estequiométricos, el número

de moles relativos de los reactivos A, B y de los productos C, D respectivamente. La

flecha indica un único sentido para la reacción.

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Reactivo

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Coeficiente_estequiom%C3%A9trico

http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Coeficiente_estequiom%C3%A9trico

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Reactivo

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica


123



Las reacciones de combustión son un ejemplo de reacciones irreversibles, en las que K

puede tomar valores enormes.

7.2 Constante de equilibrio

Una constante de equilibrio nos brinda información acerca de que si se puede esperar

una concentración alta o baja de producto en el equilibrio, así también permite

predecir cuál será la dirección espontánea de reacción en una mezcla de composición

variada.

Teniendo una determinada reacción química reversible que se expresa como la

siguiente ecuación química, donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de

las especies reactivas A, B, C y D. Se puede expresar su constante de equilibrio a una

dada temperatura como:

Esta constante de equilibrio es la expresión matem ática de la ley de acción de masas,

propuesta por los químicos Cato Guldberg y Peter Waage en 1864. Esta Ley establece

que “para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una

relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor

constante K”

La constante de equilibrio se calcula colocando en el numerador el producto obtenido

de multiplicar las concentraciones de los productos en el equilibrio elevadas a una

potencia igual al coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada y dividiendo

esto en la misma operación pero de los reactivos.

http://es.wikipedia.org/wiki/Combusti%C3%B3n


124



El valor de la constante de equilibrio nos indica si una reacción es favorable a los

productos o a los reactivos. Por ello si K es mayor que 1 el equilibrio se desplaza hacia

la derecha y favorecerá a los productos, pero si K es menor que 1 el equilibrio se

desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.

Las concentraciones de reactivos y productos pueden expresarse en distintas unidades

dependiendo de las fases en que se encuentren las sustancias.

Es por ello que podemos hablar de equilibrios homogéneos, que se aplica a aquellas

reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase.

Ejemplos:

en fase gas (g): N2O4 (g) 2 NO2 (g)

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

en disolución acuosa (ac): CH3COOH(ac) + H2O CH3COO- (ac) + H3O+

En tanto que el equilibrio heterogéneo se observa en una reacción reversible en la que

intervienen reactivos y productos en distintas fases, por ejemplo cuando el carbonato

de calcio se calienta en un recipiente cerrado, se establece el siguiente equilibrio:

Ejemplo: CO3Ca(s) CO2(g) + CaO(s)

Aquí se encuentran dos sólidos y un gas, teniendo en cuenta que la concentración de

un sólido es igual a su densidad y siendo esta una propiedad intensiva, que no

depende de la cantidad de sustancia presente, por ello las concentraciones de

carbonato de calcio y oxido de calcio son en si mismos constantes, se puede simplificar

la expresión de la contante de equilibrio a una sola concentración, la de dióxido de

carbono. Como el CO2 es un gas la constante se puede expresar como:

Kp=Pco2

Lo que se aplico para los sólidos así también se aplica a los líquidos, donde su

concentración se puede considerar constante y ser omitida en la expresión de la

constante de equilibrio.

Ejercicio:


125



Indique en cada caso cómo expresaría la constante de equilibrio.

En un importante proceso de producción industrial de H2 a partir de CO

obtenido del carbón y agua

CO+H2O CO2 + H2

Para la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno gaseoso.

2H2 +O2 2 H2O

Ejercicios:

1- Exprese las constantes de equilibrio para los siguientes sistemas:

a) H2(g) + I2(g) 2HI(g)

b) SbCl5 SbCl3 + Cl2

c) Cl5P(g) Cl3P(g) + Cl2(g)

2-La síntesis industrial del metanol se rige por el siguiente equilibrio homogéneo:

CO + 2H2 CH3OH + 27 Kcal. A 300oC las presiones parciales de equilibrio son

las siguientes: PCO = 4,20 atm; PH2 = 1,75 atm ; P CH3OH = 0,12 atm.

a) Calcular el valor de Kp a dicha temperatura.

b) Establecer las influencias cualitativas favorables o desfavorables de los

aumentos de temperaturas y de presión, respectivamente sobre dicha reacción.

Recordatorio

La constante de equilibrio para una reacción dada se puede calcular a partir de

las concentraciones conocidas en el equilibrio.

La constante de equilibrio tiene un valor constante si la temperatura no varia.

Las concentraciones de las especies en la fase condensada pueden expresarse

en moles/L y en la fase gaseosa en moles / L ó atm.

Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros es sistemas

heterogéneos y disolventes en sistemas homogéneos, no aparecen en las

expresiones de la constante de equilibrio.

La constante Kc ó Kp es adimensional

Si la reacción completa representa dos ó más reacciones, la constante de

equilibrio para la reacción total está dada por el producto de las constantes de

equilibrio de las reacciones individuales.


126



7.3 Factores que afectan el equilibrio químico

El balance de las reacciones directa e inversa de una reacción se ve afectada por los

cambios de las condiciones experimentales y el equilibrio alcanzado puede resultar

alterado. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son:

Concentración, presión, temperatura y volumen, además del uso de catalizadores.

Principio de Le Chatelier

“Si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal

manera que se cancela parcialmente dicha tensión” La tensión se refiere a un cambio

en el sistema.

Cambios en la Concentración:

A mayor concentración en los productos el equilibrio tiende a desplazarse hacia

los reactivos para compensar la reacción (el equilibrio se va hacia la izquierda).

A mayor concentración en los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia

los productos (el equilibrio se va hacia la derecha).

Ejemplo:

Si la reacción es N2 + 3H2 2NH3

Las concentraciones en el equilibrio son 0.683M (N2) y 1.05M (NH3). Si se añade a esta

reacción NH3, suficiente para que la concentración sea 3.65M:

a) Prediga el sentido de la reacción para que alcanzar un nuevo equilibrio

b) Calcule la concentración de todas las especies en el nuevo equilibrio

a) N2 + 3H2 2NH3

Si se aumenta la concentración de NH3 (producto) entonces la reacción tiende a

desplazarse hacia la izquierda (formándose reactivo), para compensar el aumento de la

concentración de los productos.

b) N2 + 3H2 2NH3

[0.683] [8.8] [1.05]

Inicial [0.683] [8.8] [3.65]

Reacción X 3X 2X


127



Final/ (0.683-X) (8.8-3X) (3.65+2X)

Equilibrio

Resolviendo la ecuación, obtenemos un solo valor posible al eliminar aquellos valores

que se pueden considerar absurdos (se hacen imaginarios o son mayores a la

concentración inicial). Si los valores de X son:

X1= -0.752 y X2= 13.37, se considera como posible solo – 0.752

Por lo tanto las concentraciones son:

[N2]= 0.683 + 0.7525 = 1.4355M

[H2]= 8.8 - 3(-0.7525)= 11.0575M

[NH3]= 3.65 + 2(- 0.7525) = 2.145M

Cambios en la Presión:

Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o

reactivos que se encuentran en fase gaseosa.

A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de

moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso

PV=RnT que implica que a mayor número de moles, mayor presión.

Cambios en la Temperatura:

En la temperatura se debe de considerar su entalpía (H°):

I. Si H es positiva, la reacción es endotérmica.

II. Si H es negativa, la reacción es exotérmica.

Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se

desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos).

Si una reacción es exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se

desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos)

Ejercicios

1-Considere las siguientes reacciones en equilibrio:

2 PbS(s) + 3 O2(g) 2 PbO(s) + 2 SO2(g)


128



PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)

Prediga la dirección de la reacción al aumentar la presión, a temperatura constante.

2- La constante de equilibrio K para la formación del cloruro de nitrosilo

2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl (g) es de K= 6.5 x104 a 35°C .

En un experimento se mezclan 2 .10-2moles de óxido nitroso (NO), 8.3 10-2

moles de cloro y 6.8 moles de NOCl en un matraz de 2 litros.

¿En qué dirección se desplaza el sistema para alcanzar el equilibrio? y calcule la

concentración de todas las especies químicas en el equilibrio.

3-Supongamos que las concentraciones iniciales de una solución son las siguientes:

H2=0.00623M, I2-=0.004141M, HI=0.00240M y K=54.3

Calcule las concentraciones al equilibrio de todas las especies químicas en solución.

Uso de Catalizadores

Los catalizadores cambian las energías de activación directa e inversa, pero no

cambian la energía libre de Gibbs de reacción y, por tanto, tampoco cambian la

constante de equilibrio. Puesto que tampoco alteran el cociente de reacción, no

influyen en la condición de equilibrio y no tienen ningún efecto sobre el mismo.

7.4 Ácidos y Bases

Los ácidos y las bases son sustancias comunes de la vida diaria, pero nunca prestamos

atención de porqué son ácidos o bases.

Los ácidos se definían así porque se consideraban sustancias que se ionizan en agua

para formar iones H+ y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar

iones OH

7.4.1 Teoría de Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue el primero que estableció la hipótesis de la

disociación iónica, dando solución teórica al enigma de la conducción eléctrica de las

disoluciones acuosas de sustancias como los ácidos, las bases y las sales, frente al

comportamiento de las demás sustancias (no electrólitos) en disolución acuosa.


129



Arrhenius consideró que los electrólitos en contacto con el agua parten su molécula en

dos corpúsculos materiales cargados eléctricamente, a los que llamó iones. Según su

teoría, en medio acuoso los ácidos se disocian en iones positivos (H+, protones) y iones

negativos (aniones). La disociación en iones de los ácidos puede expresarse mediante

ecuaciones químicas:

HCl H+ + Cl−

En realidad, los iones H+ nunca se encuentran libres en disolución acuosa, sino unidos a

varias moléculas de H2O. Permanece aun abierta la cuestión de cuántas moléculas de

agua están íntimamente ligadas a un ión H+. A partir de ahora representaremos un

protón en disolución acuosa por la especie H3O+, que denominaremos ión hidronio.

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO42−

Este último proceso (ácidos polipróticos = ácidos con varios hidrógenos transferibles)

se produce en dos etapas:

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4−

HSO4−+ H2O H3O+ + SO4

2−

que de forma global está representada en la ecuación anterior.

Las bases se disocian en iones positivos (cationes) y iones negativos (OH−, hidróxido)

según ecuaciones como:

NaOH Na+ + OH−

Ca (OH)2 Ca2+ + 2 OH−

La disociación iónica de las sales produce iones positivos, como en las bases, y iones

negativos, como en los ácidos, como vemos en estos casos:

NaCl Na+ + Cl−

Ca(ClO3)2 Ca2+ + 2 ClO3−

Al2(SO4)3 2 Al3+ + 3 SO42−

Estos iones o partículas cargadas son los vehículos de la conducción eléctrica en las

disoluciones de electrólitos; las demás sustancias, al no producir iones en disolución,

no son conductoras de la electricidad.


130



Por lo tanto, ácidos son las sustancias que en disolución acuosa se disocian

produciendo iones H3O+. Y bases son las sustancias que en disolución acuosa se

disocian produciendo iones OH−.

7.4.1.1 Reacción de neutralización

Si el ión H+ es el causante de las propiedades ácidas y el ión OH− lo es de las

propiedades básicas, la reacción de neutralización entre un ácido y una base debe

implicar la eliminación de los iones H+ y OH−. La única manera de que esto ocurra es

reaccionando entre si para dar agua.

Es decir, H++ OH− H2O

La reacción global entre un ácido y una base es:

A− + H+ + OH− + M + H2O + M++ A−

Ácido base sal

Por ejemplo la reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de

sodio es:

Cl− + H+ + OH− + Na+ H2O + Na+ + Cl−

7.4.1.2 Dificultades de la teoría de Arrhenius

La teoría de Arrhenius de los ácidos y bases sólo se puede aplicar en disoluciones

acuosas; sin embargo, hay casos en los que se observan propiedades ácido-base en

medios no acuosos, como por ejemplo la reacción

HCl + NH3 NH4Cl

se trata de una reacción de neutralización en la que el HCl se comporta cómo ácido y el

NH3 como base, sin necesidad de la disociación respectiva en iones H3O+ y OH−.

Existen muchas sustancias distintas de los ácidos y bases de Arrhenius que tienen

propiedades ácidas y básicas como el amoniaco, los óxidos metálicos, el ión cloruro, los

carbonatos, y que no están consideradas por dicha teoría.

7.4.2 Teoría de Brönsted-Lowry

Para encontrar una salida a las dificultades de la teoría de Arrhenius, el químico danés

Brönsted y el inglés Lowry propusieron en 1923 una nueva teoría de ácidos y bases.


131



Esta engloba todos los aspectos de la teoría de Arrhenius, elimina la necesidad de una

solución acuosa y amplía las sustancias que pueden considerarse ácidas y básicas.

Según Brönsted y Lowry: ácidos son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden

ceder iones H+:

NH4+ H+ + NH3

ácido

H3O+ H+ + H2O

ácido

Bases son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden tomar iones H+:

Cl− + H+ HCl

base

NH3 + H+ NH4

+

base

Son ácidos de Brönsted-Lowry:

moléculas como: HCl, H2SO4, H3PO4, H2O.

cationes como: NH4+, H3O+

aniones como: HSO4−, H2PO4

−, HS−

Como se aprecia en la lista, se amplía la gama de sustancias ácidas a otros compuestos

moleculares y sobre todo a especies iónicas.

Son bases de Brönsted-Lowry:

moléculas como: NH3, H2O, CH3NH2.

aniones como: I−, Cl−, SO42−, HPO4

2−, OH−.

cationes como: [Cu(H2O)3OH]+

También aquí se amplía la lista de bases respecto a la de Arrhenius.

7.4.2.1 Ácidos y bases conjugados

En la teoría de Brönsted y Lowry resulta fundamental el concepto de ácidos y bases

conjugados. Cuando un ácido cede un protón se forma un anión negativo que tendrá la

capacidad de capturar un protón para regenerar el ácido. El anión, en este caso, se

comporta como una base. Se ilustra este comportamiento con el ácido clorhídrico y

con el ión amonio (ambos ácido ácidos de Brönsted Lowry)

HCl Cl− + H+


132



Ácido base

NH4+ NH3 + H+

ácido base

El mismo razonamiento se puede hacer con una base. Entonces podemos concluir que:

Todos los ácidos al ceder un protón producen las bases conjugadas de dichos ácidos, y

todas las bases que toman un protón producen ácidos conjugados de las bases.

Como los iones H+ no existen libres las propiedades de los ácidos y bases de Brönsted-

Lowry se ponen de manifiesto al interaccionar un ácido y una base entre sí para dar las

respectivas bases y ácidos conjugados:

HCl + H2O Cl− + H3O+

ácido1 base2 base1 ácido2

H2O + NH3 OH− + NH4+


7.4.2.2 Reacción de neutralización.

La reacción de neutralización entre un ácido y una base se explica mediante la reacción

H3O+ (aq) + OH−

(aq) H2O + H2O


En esta teoría las sustancias consideradas ácidas en la teoría de Arrhenius continúan

siendo ácidas, pero se hace evidente que para que el ácido se manifieste hace falta la

presencia de una base.

Además, permite considerar cómo reacciones ácido-base no transcurren en medio

acuoso.

Ejemplos:

a) Reacción en fase gaseosa:

HCl(g) + NH3(g) NH4+ + Cl−

NH4Cl(s)

b) Reacción de neutralización en amoníaco líquido: NH4

+ (am) + NH2

− (am) NH3 + NH3


NH4Cl + NaNH2 2 NH3 + NaCl


133



7.4.2.3Anfolitos y sustancias anfóteras.

Algunas sustancias, como el caso del agua, pueden actuar como aceptoras o

donadoras de iones H+ y, por tanto, como bases o ácidos de Brönsted:

H2O + H+

H3O+ H2O H+

+ OH−

base ácido

Estas sustancias se llaman anfolitos o sustancias anfipróticas.

Otras sustancias como: H2PO4−, HPO4

2−, HS− o HSO4 −, procedentes de la disociación

parcial de ácidos de Arrhenius también presentan las mismas propiedades:

H3PO4 H2PO4 −

+ H+ H2PO4

− HPO4

2− + H+

HPO4 2−

PO4 3−

+ H+

ácido base ácido base ácido base

En la teoría de Arrhenius sustancias de este tipo se llaman anfóteras, y pueden actuar

cómo ácidos o como bases según la acidez o basicidad del medio donde se encuentren.

Ejercicios:

Identifique las siguientes especies químicas como ácidos o bases de Brönsted-Lowry

cuando reaccionan con H2O: a) F− , b) NH4+ , c) H2PO4

−.

Escriba las reacciones indicando la naturaleza de cada sustancia.

7.5 Teoría de Lewis

Al estudiar Lewis la distribución de los electrones en las moléculas de los ácidos y de

las bases se dio cuenta de que la reacción de neutralización requería la formación de

un enlace covalente coordinado (enlace en el que los dos electrones del enlace son

aportados por el mismo átomo).

H + + OH - H2O

El OH - posee pares de electrones sin compartir que son susceptibles de ser donados a

átomos con orbitales vacíos de baja energía, como el H+

De este modo, de acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda sustancia que

puede aceptar un par de electrones y una base es toda sustancia que puede ceder un

par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.


134



Esta definición incluye a los ácidos y bases de las teorías de Arrhenius y Brönsted-

Lowry, además de otras reacciones que tienen lugar en medio no acuoso y sin

transferencia protónica. Como por ejemplo:

http://chewtychem.wiki.hci.edu.sg/file/view/ammonia_and_BF3.jpg/212635818/ammonia_and_BF3.jpg

Cuadro comparativo de las teorías ácido-base

TEORÍA Arrhenius (teoría iones en agua)

Brönsted-Lowry (teoría protónica)

Lewis (teoría electrónica)

Definición de ácido

Da iones H+ en agua. Dador de protones. Aceptor par de electrones.

Definición de base

Da iones OH - en agua.

Aceptor de protones. Dador par de electrones.

Reacciones ácido- base

Formación de agua Transferencia protónica.

Formación de enlace covalente coordinado.

Ecuación H++ OH− H2O

HA + B A− + BH+

A + :B A:B

Limitaciones Aplicable únicamente a disoluciones acuosas

Aplicable únicamente a Reacciones de transferencia protónica

Teoría general

7.6 Fuerza de ácidos y bases

Según la teoría de Brönsted y Lowry, la fuerza relativa de los ácidos y de las bases

depende de su mayor o menor tendencia a ceder o aceptar iones H+. Según Arrhenius


135



dependería de la mayor o menor tendencia a ceder iones H+ y OH−, respectivamente,

en disolución acuosa.

Las disoluciones de los ácidos y bases son equilibrios químicos para los que los valores

de sus constantes de equilibrio Ka y Kb (constantes de disociación para un ácido y una

base) representan una medida cuantitativa de su fortaleza.

CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+

La ley de acción de masas permite calcular la constante de este equilibrio

Ke = [CH3 COO− ] [H3 O+ ] [CH3 COOH] [H2 O] pero como la concentración de H2O es siempre la misma, se puede pasar al primero

miembro y englobarla en la constante de equilibrio, Ke, con lo que se obtiene lo que

denominamos constante de acidez, Ka.

Ka = [CH3 COO− ] [H3 O+ ] [CH3 COOH] Para el amoníaco, base de Brönsted, se puede hacer lo mismo, hasta obtener lo que

denominamos constante de basicidad, Kb.

NH3 + H2O NH4+ + OH−

y se obtiene K b = [NH4+ ] [OH− ]

[NH3] Los valores de Ka y Kb mucho mayores que la unidad representan concentraciones de

las formas iónicas grandes, y valores mucho menores que la unidad lo contrario

(pequeña disociación).Teóricamente se consideran ácidos y bases fuertes aquellos que

están totalmente disociados en disoluciones diluídas. La concentración de las formas

moleculares tenderían a ser nula y los valores de Ka y Kb infinitamente grandes.

En realidad, para los ácidos y bases fuertes en disolución acuosa no pueden

determinarse con exactitud los valores de Ka y Kb por el efecto nivelador del agua.

Como por ejemplo el HClO4 es un ácido más fuerte que el HCl, ambos están

completamente disociados en el agua y parece, por lo tanto, que tienen la misma

fuerza. A este fenómeno se le denomina efecto nivelador del disolvente. En agua la

fuerza de ambos ácidos se reduce a la del ácido H3O+(aq)

HClO4(aq) + H2O H3O+(aq) + ClO4

− (aq)

HCl(aq) + H2O H3O+(aq) + Cl−(aq)


136



El ácido más fuerte que puede existir en un disolvente dado es el ácido conjugado del

disolvente. Así, en NH3 (l) la fuerza de todos los ácidos se reduce a la fuerza del ácido

NH4+. Del mismo modo, la base más fuerte que puede existir en una disolución dada es

la base conjugada del disolvente. En el agua, la base más fuerte es el ión OH− y en

amoniaco líquido la base más fuerte es el ión NH2−.

Ácidos y bases débiles son los que están disociados parcialmente y en ellos coexisten

en el equilibrio las formas iónicas y moleculares. En los ácidos y bases débiles se define

el grado de disociación α como la fracción de moléculas disociadas inicialmente del

ácido o de la base que se puede expresar en tanto por uno o en tanto por cien.

Cuanto más pequeño sea el grado de disociación, más débil será el ácido o la base,

teniendo en cuenta que α=100% o α=1 en los ácidos y bases fuertes. Los valores de Ka

pueden establecer una clasificación aproximada de los ácidos según:

Valores de Ka Fuerza del ácido

Ka > 55 Fuerte

55 > Ka > 10−4 Intermedio

10−4 > Ka > 10−14 Débil

Ka<10−14 Muy débil

En este sentido pueden citarse cómo ácidos fuertes el ácido perclórico, el yodhídrico,

el bromhídrico, el sulfúrico, el clorhídrico, el nítrico y el clórico:

HClO4, HI, HBr, H2SO4, HCl, HNO3, HClO3

aumenta la fuerza del ácido

Para parejas ácido-base conjugadas de Brönsted-Lowry, si el ácido es fuerte la base

conjugada es muy débil, y viceversa:

HCl + H2O Cl− + H3O+

K a = [Cl −] [H3O +] [HCl]

Cl− + H2O HCl + OH−

K b= [HCl] [OH −] [Cl−]

Aparece una relación inversa entre Ka y Kb.


137



Por ejemplo:

HSO4- y su base conjugada SO4 2- Ka = 1,3. 10 -2 Kb= 7,69. 10 -13

CH3COOH y su base conjugada CH3COO- Ka= 1,8. 10 -5 Kb= 1,45. 10 -11

Ejercicios:

a) En una disolución 0,050M de un ácido HA monoprótico se determina que la

concentración de H3O+ en la disolución es 4·10−5M. Calcule el valor de la constante de

ionización del ácido.

b) Calcule el grado de disociación y la concentración de las especies presentes en el

equilibrio en una disolución de ácido acético, CH3COOH, 0,25M. La constante de

disociación del ácido es Ka = 1,8·10−5

c) Calcule el grado de disociación y la concentración de las especies presentes en el

equilibrio en una disolución de amoníaco, NH3, 0,40M. La constante de disociación del

amoníaco es Kb = 1,79·10−5.

7.7 Ácidos polipróticos

La fuerza de los ácidos no depende del número de protones que cedan en su

disociación cada una de sus moléculas:

HCl H++ Cl−(ácido monoprótico)

H2S 2 H+ + S2−(ácido diprótico)

H3PO4 3 H++ PO43−(ácido triprótico)

Los ácidos polipróticos no ceden a la vez, y con igual facilidad, todos los protones. El

ácido sulfhídrico presenta dos disociaciones medidas por las constantes K1 e K2.

H2SH++ HS− K1=9,1·10−8

HS− H++ S2− K2=1,2·10−15

K1 es mucho mayor que K2, por lo que prácticamente todos los iones H+ que suministra

la disociación de H2S proceden de la primera disociación de H2S.

En el ácido fosfórico se producen tres disociaciones:

H3PO4H2PO4− + H+ K1=7,5·10−3

H2PO4− HPO4

2−+ H+ K2=6,2·10−8


138



HPO42− PO4

3−+ H+ K3=2,2·10−13

En general, en todas las sustancias polipróticas se producen disociaciones graduales

con constantes de disociación tales que la primera es mayor que las demás.

7.8 Ionización del agua

Al disociarse las moléculas de agua dan lugar a iones hidróxido OH− y iones hidronio u

oxonio H3O+:

H2O + H2O H3O+ + OH−

Como cualquier equilibrio este proceso se puede expresar por una constante

K e = [H3O +] [OH-]= 3,2 10 − 18

[H2O] 2

Y como la concentración del agua sin disociar puede considerarse prácticamente

constante,

[H2O] = 1.000 = 55,5 mol/l 18 se puede pasar la concentración de agua al primero miembro y englobarla en la

constante de equilibrio:

Ke. [H2O]2 = [H3O+] [OH−]

La nueva constante que resulta se llama producto iónico del agua y se representa por

Kw.

K w = [H3O+] [OH−]

Esta expresión del producto iónico del agua, que a 25ºC tiene el valor de 10−4, indica

que el producto de las concentraciones de los iones hidronio e hidróxido en el agua

pura es una constante a cualquier temperatura.

K w = [H3O+] [OH−]= 10-14

La relación que existe entre los iones [H3O+ y OH− no sólo se cumple en el agua, sino en

cualquier disolución acuosa de un ácido y una base, y permite relacionar también los

valores de las constantes Ka (disociación de un ácido) y Kb (disociación de la base

conjugada) en cualquiera par ácido-base conjugado.

Sea un ácido monoprótico débil de fórmula general AH y su base conjugada A−. Las

disociaciones en agua se pueden expresar mediante las ecuaciones

Ácido: AH + H2O H3O+ + A− Ka


139



Base: A− + H2O AH + OH− Kb

Agua: H2O + H2O H3O+ + OH− Kw

Las expresiones de Ka y Kb son:

K a = [A −] [H3O +] K b= [AH] [OH −] [AH] [A−]

si multiplicamos Ka por Kb queda

K a. K b= [A−] [H3O+]x[AH] [OH−]= [H3O+] [OH−]= Kw =1. 10-14 a 25 °C [AH]. [A−] K a. K b= Kw

Esta relación permite calcular Ka conocido Kb, o viceversa, de ahí que en las tablas de

fuerza relativa de pares ácido-base conjugados solamente se pone uno de los dos

valores, normalmente el de Ka.

EJERCICIO 5: La constante de ionización del ácido hipocloroso, HClO, es 3,2·10−8.

Calcular el valor de Kb de su base conjugada. Formula las reacciones de ionización de

esta y del ácido HClO y escriba las expresiones de sus constantes de ionización.

7.9 Disoluciones ácidas, básicas e neutras

Puesto que el agua es neutra y por cada ión hidronio se obtiene un ión hidróxido, las

concentraciones de ambos deben ser iguales:

[H3O+]= [OH−]

por lo que [H3O+].[OH−]=[H3O+]2= 10-14

de donde [H3O+]=10-7 [OH−]=10-7

lo cual indica que la condición para que una disolución sea neutra es:

[H3O+]= [OH−]=10-7

Si a una disolución neutra de agua le añadimos una pequeña cantidad de ácido,

aumentamos la concentración de iones hidronio, H3O+, y puesto que el producto iónico

del agua, Kw, debe mantenerse constante, el equilibrio

H2O + H2O H3O+ + OH−

evolucionará de forma que se consuman iones hidróxido, OH−, disminuyendo su

concentración.


140



En las disoluciones ácidas se cumplirá que [H3O+]>10-7 [OH−] <10-7

En el caso de que a la disolución neutra de agua se le añada una pequeña cantidad de

base, aumentamos la concentración de iones hidróxido, OH−, y por lo expuesto

anteriormente podemos decir que la concentración de iones hidronio debe disminuir.

En las disoluciones básicas se cumplirá que [H3O+] <10-7 [OH−] >10-7

7.9.1 Concepto de pH

El pH o índice de hidrógeno se define como el logaritmo de la inversa de la

concentración de iones hidronio contenidos en una disolución.

pH= log 1 =-log [H3O+] [H3O+] Una disolución neutra

[H3O+]=10-7 tendrá un pH=7

pH= log 1 =-log 10-7 =-7(-log 10) =7 [H3O+]

Una disolución ácida, [H3O+] >10-7 , dará un pH < 7

por ejemplo [H3O+]>10-5 implica que pH = 5

Una disolución básica, [H3O+]<10-7, dará un pH > 7

por ejemplo [H3O+]>10-9 implica que pH = 9

De manera semejante, se define el concepto de pOH como el logaritmo de la inversa

de la concentración de iones hidróxido contenidos en una disolución.

pOH= log 1 =-log [OH-] [OH-] Tomando logaritmos en la expresión del producto iónico del agua,

[H3O+] [OH−]= 10-14 obtenemos que pH + pOH = 14

El pH y pOH resultan muy útiles para establecer de manera rápida la acidez y basicidad

de una sustancia.

7.9.1.1 Ácidos fuertes

Un ácido se considera fuerte si su constante de disociación Ka es muy elevada. En este

caso se puede considerar que la reacción de transferencia protónica es total, es decir,


141



el ácido está totalmente disociado. La concentración de H3O+se calcula fácilmente a

partir de la concentración inicial del ácido.

Ejercicio: Calcule el pH de una disolución 0,1M de HCl.

7.9.1.2 Ácidos débiles

Si la constante de equilibrio Ka es pequeña el ácido es débil. Las concentraciones de las

especies que intervienen están relacionadas por la expresión del equilibrio.

AH + H2O H3O+ (aq) + A− (aq)

K a = [A−] [H3O+] [AH]

El problema consiste en calcular [H3O+], [A−] y [AH] en el equilibrio.

Para estimar H3O+se hacen dos aproximaciones:

1) Se supone despreciable la cantidad de H3O+aportada por la disociación del agua.

Esto es razonable ya que la H3O+dada por la disociación del agua no puede ser

mayor que 10−7mol/l. Esta aproximación es válida siempre que el valor de Ka no sea

del orden de Kw. Teniendo en cuenta esta aproximación y la estequiometría de la

reacción, se deduce:

[H3O+]=[A−] = x [HA] = c-x

donde c es la concentración inicial de HA.

2) Se puede despreciar la cantidad de ácido disociado en la expresión de [HA], debido

al pequeño valor de Ka. Esta aproximación es válida solo si c>>Ka.

De esta forma, *HA+ ≈ c. Con las dos aproximaciones anteriores se obtiene la

relación:

K a = x2 de donde x = √Ka c

c Para las bases se sigue el mismo razonamiento, solo que hablaremos de Kb en vez de

Ka.

Ejercicios:

a) Calcula el pH de una disolución 0,15M de ácido acético. Ka=1,8·10−5

b) Calcula el pH de una disolución 3,4 ·10−3M de Ba(OH)2


142



c) Calcula el pH de una disolución 0,17 M de NH3. Kb=1,79·10−5

Hidrólisis

Disolución de una sal de ácido fuerte y base fuerte.

La disolución acuosa de una sal como el NaCl, que proviene de un ácido fuerte y una

base fuerte, es neutra. Esto se explica fácilmente si se considera que las reacciones

Cl−(aq) + H2O HCl(aq) + OH− (aq)

Na(H2O)n+ + H2O Na(H2O)n−1(OH) + H3O+

(aq)

tienen lugar en una extensión despreciable, ya que el ión Cl−es una base muy débil (su

ácido conjugado es muy fuerte) y el catión Na(H2O)n+ es un ácido muy débil. En

consecuencia, el pH de la disolución no se modifica por las reacciones anteriores y es el

mismo que el del agua pura, es decir, 7, a 25ºC.

7.9.1.3 Disolución de una sal de ácido débil y base fuerte.

Una disolución acuosa de acetato de sodio, [CH3COONa], o NaAc, sal que proviene de

un ácido débil y una base fuerte, tiene un carácter básico. Como el ácido acético es

débil, su base conjugada, el ión Ac−, capta protones del agua dando lugar a iones OH−

según la reacción:

Ac−(aq) + H2O HAc(aq) + OH−

(aq)

Los iones OH−confieren a la disolución el carácter básico. Esta reacción también se

denomina reacción de hidrólisis, que no es más que un tipo de reacción ácido-base de

Brönsted-Lowry.

La reacción del catión Na(H2O)n+con el agua prácticamente no tiene lugar, por lo que

no se aportan iones H3O+. El efecto neto es que la disolución acuosa adquiere carácter

básico. La constante de equilibrio de la reacción del ión acetato con el agua viene dada

por la expresión:

K b= [HAc] [OH−] [Ac−]

donde Kb es la constante de basicidad del ión acetato, también denominada constante

de hidrólisis. La constante Kb pode evaluarse fácilmente a partir de la constante de

acidez Ka del ácido conjugado AcH. Multiplicando el numerador y el denominador de la

expresión anterior por [H3O+] tendremos:

De esta forma:


143



K b= [HAc] [OH−].[H3O+] = [OH−].[H3O+] = Kw [Ac−].[H3O+] [Ac−].[H3O+] K a [HAc]

K b= Kw

K a

Ejercicio: Calcule el pH de una disolución 0,13 M de CH3COONa.

7.9.4 Disolución de una sal de ácido fuerte y base débil.

Una disolución acuosa de cloruro de amonio, NH4Cl, sal que proviene de un ácido

fuerte y una base débil, tiene carácter ácido. Anteriormente se dijo que el ión cloruro,

Cl−, es una base muy débil y por lo tanto no aportaba iones OH−a la disolución. Como el

amoníaco, NH3, es una base débil, su ácido conjugado, el ión amonio, NH4+, cede

protones al agua según la reacción:

NH4+

(aq) + H2O NH3(aq) + H3O+ (aq)

La formación de H3O+ explica el carácter ácido de la disolución.

La constante de equilibrio de la reacción anterior es:

K a = [NH3] [H3O+] [NH4

+] Donde Ka es la constante de acidez del ión NH4

+. Dicha constante puede calcularse

fácilmente a partir de la constante de disociación básica Kb de la base conjugada

correspondiente, NH3. Multiplicando numerador y denominador de la expresión

anterior por [OH−], tendremos:

K a = [NH3] [H3O+].[OH−] = [H3O+].[OH−] = K w

[NH4+].[OH−] [NH4

+].[OH−] K b [NH3]

Ejercicio: Calcule el pH de una disolución 0,16 M de NH4Cl.

7.9.5 Disolución de una sal de ácido débil y base débil.

En una disolución acuosa de una sal que proviene de uno ácido débil y de una base

débil, tienen lugar dos reacciones que afectan al pH. Como por ejemplo, en una


144



disolución de acetato de amonio, CH3COONH4, o NH4Ac, tienen lugar los dos equilibrios

siguientes:

NH4++ H2O NH3 + H3O+Ac− + H2O AcH + OH−

En este caso, el cálculo del pH de la disolución es más complejo que en los casos

anteriores, ya que se han de considerar simultáneamente ambos equilibrios.

Si las constantes Kb y Ka de las reacciones anteriores son parecidas, el pH de la

disolución se aproxima a 7, es decir, la disolución es prácticamente neutra.

7.9.6 Disoluciones reguladoras o amortiguadoras

Las disoluciones que están formadas por ácidos débiles y una de sus sales (que

provenga de una base fuerte) o bases débiles y una de sus sales (que provenga de un

ácido fuerte), se denominan disoluciones reguladoras o amortiguadoras.

Estas disoluciones presentan gran resistencia a variar la concentración de iones H3O+

, y por lo tanto el pH, incluso añadiendo pequeñas cantidades de ácido o de base, que

sobre el agua pura modificarían varias unidades el pH de la misma.

Las disoluciones amortiguadoras tienen aplicación en procesos de análisis químico en

los que se precisen condiciones constantes de pH, y gran importancia en los procesos

bioquímicos de los organismos vivos. La sangre presenta un pH de 7,4 y variaciones de

pH de 0,4 unidades suponen alteraciones que producirían la muerte. Otros líquidos

biológicos de animales y vegetales presentan también sistemas amortiguadores de la

acidez para regular las concentraciones de iones minerales y proteínas.

¿Cómo se produce la función amortiguadora? Consideremos un ácido débil, como el

acético, disociado en sus iones acetato e hidronio.

CH3COOH + H2O CH3COO−+ H3O+

Al añadir acetato de sodio al ácido acético, el ión acetato aumenta su concentración en

el equilibrio en gran proporción, ya que la sal está totalmente disociada en la

disolución.

CH3COONa CH3COO−+ Na+

Este aumento de la concentración de ión acetato hace que se desplace el equilibrio de

disociación del ácido acético hacia izquierda (principio de Le Chatelier) con el fin de

hacer disminuir la concentración de ión acetato. Este hecho se conoce cómo efecto de


145



ión común y es la causa de la acción amortiguadora de la disolución. Si ahora se añade

una cierta cantidad de ácido, aumenta la cantidad de ión hidronio, H3O+, en una

proporción grande pero la existencia de ión acetato de la sal hace que unido al

hidronio produzca acético molecular hasta alcanzar las nuevas concentraciones del

equilibrio de disociación del ácido acético, de acuerdo con su constante Ka. Con ello

disminuye la proporción de H3O+ y, por lo tanto, la variación del pH de la disolución es

mucho menor que la que se produciría sobre el agua pura.

CH3COO−+ H3O+ CH3COOH + H2O

Si se añade una base, el ácido acético se disocia en mayor proporción neutralizándose

buena parte de los iones OH−a expensas del H3O+formado, con el que se produce un

efecto similar de variación menor del pH como en el caso de añadir un ácido.

CH3COOH + OH− CH3COO− + H2O

Cálculo del pH de una disolución reguladora:

Calculemos el pH de una disolución reguladora formada por mezcla de un ácido débil

HA de concentración ca y su base conjugada A−de concentración csal (que proviene de

la sal NaA). Podemos reordenar la expresión para Ka de esta forma:

[H3O+]= K a . [HA] [A- ]

Tomando logaritmos en los dos miembros y cambiando de signo: -log [H3O+]=- log Ka - log [HA ] pH = pKa + log [A- ]c [A- ] [HA]c

Puesto que ni el ácido ni el anión de la sal reaccionan apreciablemente con el agua, sus

concentraciones en el equilibrio son prácticamente las iniciales.

[HA]= ca [A-]= csal [H3O+]= K a. ca

csal en donde pH = pKa + log. ca csal Para una disolución reguladora básica, por ejemplo, NH3(aq)+NH4Cl la expresión es muy similar

pOH= pKb + log csal cb de donde pH= pKw- pKb - log csal cb


146



Ejercicios:

a) ¿Cuál es el pH de una disolución 0,200M de ácido nitroso, HNO2, y 0,050M de nitrito

de sodio? Para el HNO2, Ka=4,5·10−4.

b) ¿Cuál es el pH de una disolución que es 0,030M en NH3(aq) y 0,070M en NH4NO3?;

Kb=1,8·10−5 para el NH3(aq).

7.9.7 Estudio de la acción reguladora

La capacidad de resistir las variaciones de pH debidas a la adición de bases fuertes o de

ácidos fuertes que presentan las disoluciones reguladoras se debe a que contienen

protones en reserva, en forma de ácido débil, que pueden anular la acción de la base y

que contienen una reserva de base, en forma de anión, que puede reaccionar con los

protones añadidos por un ácido fuerte.

Ejercicios:

a) Una disolución es 0,200M en ácido acético y 0,200M en acetato de sodio.

b)¿Cuál es su pH? ¿Qué cambio de pH se produce al añadir a 1L de esta disolución

0,050 moles de HCl y de NaOH? (Ignórense los cambios de volumen). ¿Cuál sería el pH

de añadir estas cantidades a 1L de agua destilada?

7.10 Indicadores

Se llaman indicadores ciertas sustancias generalmente orgánicas de carácter ácido (o

básico) débil, que tienen la propiedad de cambiar de color al variar el pH entre valores

bien determinados. Cada indicador cambia de color en distinto intervalo de pH,

pudiéndose cubrir casi toda la escala de 1 a 14.

Para que un indicador sea útil debe cambiar bruscamente de color en un intervalo

pequeño de pH (dicho intervalo es de 2 a 3 unidades de pH).

El cambio de color de los indicadores es debido a la distinta coloración que ofrece la

forma molecular (HIn) y la forma iónica (In−) del mismo. En los indicadores existe un

equilibrio entre ambas formas, predominando una u otra según la concentración de los

iones hidronio (H3O+) que presente el sistema.

Puesto que el indicador se disocia como un ácido débil (alguno es débilmente básico),

la ecuación que representa este equilibrio será:


147



HIn + H2O In− + H3O+

Si por adición de ácido al sistema aumentamos la concentración de iones hidronio, el

equilibrio se desplaza hacia la izquierda, predominando la forma molecular del

indicador y, por lo tanto, presentando coloración propia de esta.

Si, por el contrario, disminuimos la concentración de iones hidronio por adición de

iones hidróxido, el equilibrio anterior se desplaza hacia la derecha, predominando la

forma iónica del indicador y, consecuentemente, aparecerá su coloración propia.

Indicadores de pH más empleados

Indicador Intervalo de viraje (pH) Cambio de color de ácido a base.

Naranja de metilo 3,1 - 4,6 naranja - amarillo

Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarillo - azul

Rojo de metilo 4,2 - 6,3 rojo - amarillo

Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarillo - azul

Rojo de fenol 6,6 - 8,6 amarillo - rojo

Fenolftaleína 8,0 - 9,8 incoloro - rojo

Timolftaleína 9,4 - 10,6 incoloro - azul

BIBLIOGRAFÍA

1- Química. Raymond Chang. 6° Edición. Editorial McGraw Hill. 1999.


148



UNIDAD Nº 8 NOCIONES DE QUÍMICA ORGÁNICA OBJETIVOS:

Introducir al estudio de a química del Carbono.

Comprender que la química del carbono y su relación con oxígeno, azufre, nitrógeno e hidrógeno dan origen a las moléculas orgánicas, constituyentes básicos de todo ser vivo.

Comprender como el átomo de Carbono mezcla sus orbitales atómicos para establecer sus uniones e interpretar las propiedades de las moléculas.

Comprender como los compuestos del Carbono pueden ubicarse de diferentes maneras en el plano y en el espacio e interpretar las propiedades de las moléculas.

Reconocer la presencia de grupos funcionales en moléculas orgánicas con implicancia biológica y las propiedades que le confieren.

8.1 ORÍGENES DE LA QUÍMICA ORGÁNICA Se llama Química Orgánica a la química de los compuestos del carbono. La razón por la

que se dedica toda una rama de la química al carbono, es que el carbono es un

elemento que forma enlaces fuertes con él mismo y con numerosos elementos en

estructuras de cadena o anillos para formar infinitos moléculas que en su mayoría

representan la base de la vida en la Tierra.

Los seres vivos están formados principalmente de compuestos orgánicos complejos,

los cuales forman parte de las funciones estructurales, químicas y genéticas.

Los fundamentos de la química orgánica datan de mediados de 1700, cuando

evolucionó del arte de la alquimia hasta convertirse en una ciencia moderna. En

aquella época se notaban diferencias inexplicables entre las sustancias obtenidas de

fuentes vivas y las obtenidas a partir de minerales. Con frecuencia los compuestos

provenientes de plantas y animales eran difíciles de trabajar con ellos y tendían a

descomponerse con más facilidad que los compuestos de origen mineral. En 1770, el

químico sueco Torbern Bergman fue el primero en señalar la diferencia entre las

sustancias orgánicas e inorgánicas, y pronto el término química orgánica se refirió a la

química de los compuestos que se encuentran en los organismos vivos.


149



En muchos químicos de la época prevalecía la idea de una fuerza vital que explicaba el

comportamiento de estos compuestos orgánicos, por ello en el 1816 esta teoría tuvo

un fuerte impacto cuando Michel Chevreul encontró que el jabón preparado por una

reacción de un álcali con la grasa animal podía separarse en varios compuestos

orgánicos puros a los que llamó ácidos grasos. Por primera vez, una sustancia orgánica

se convirtió en otras sin intervención de una fuerza vital externa. En 1828, la teoría

vitalista volvió a quedar en tela de juicio cuando Frieddrich Wöhler descubrió que es

posible convertir la sal inorgánica cianato de amonio en urea, sustancia orgánica que

se había encontrado previamente en la orina humana.

A pesar de lo descripto, no todos los compuestos de carbono son sustancias orgánicas;

sustancias tales como el diamante, grafito, dióxido de carbono, cianato de amonio y

carbonato de sodio se derivan de minerales y tienen propiedades inorgánicas típicas.

En gran medida los seres humanos estamos formados por moléculas orgánicas y nos

nutrimos con los compuestos orgánicos de los alimentos. Las proteínas de nuestra piel,

los lípidos de las membranas celulares, el glucógeno del hígado y el ADN que se

encuentra en el núcleo de nuestras células son todos compuestos orgánicos. Nuestro

cuerpo también es regulado y defendido por compuestos orgánicos complejos.

Lo especial del carbono es su ubicación en la tabla periódica, porque se encuentra en

la segunda fila, en el centro de ella, adonde hacia la izquierda se ubican los elementos

que tienden a ceder electrones mientras que los de la derecha tienen a captarlos. Por

lo que el carbono está al centro, no cede ni acepta electrones con facilidad; mejor los

comparte. El carbono comparte sus electrones con varias clases de átomos y con otros

carbonos y con este simple hecho de compartir electrones, es capaz de formar

millones de compuestos estables con una amplia variedad de propiedades químicas.

Como todo átomo, el de carbono también tiene un núcleo pequeño y denso rodeado

de electrones dispersos en un volumen de espacio relativamente grande alrededor de

dicho núcleo. El núcleo contiene a los protones de carga positiva y a los neutrones que

carecen de carga, por tanto está cargado de forma positiva. Los electrones tienen


150



carga negativa. Puesto que la carga positiva de un protón es igual a la de la carga

negativa de un electrón, un átomo es neutro porque tiene el mismo número de

protones y electrones. Los átomos pueden ganar electrones y de esa manera asumir

una carga negativa, o perder electrones y asumir una carga positiva. El número de

protones de un átomo nunca cambia.

Los protones y neutrones tienen una masa aproximadamente igual y son cerca de 1800

veces más pesados que un electrón. Esto significa que la mayor parte de la masa de un

átomo está dada por su núcleo. No obstante, la mayor parte del volumen del átomo

está ocupado por los electrones, y es ahí donde se concentrará nuestra atención, pues

son ellos los que forman los enlace químicos.

El número atómico de átomo es igual al número de protones en un núcleo. También es

el número de electrones que están alrededor del núcleo de un átomo eléctricamente

neutro. Por ejemplo el número atómico del carbono es 6, lo que significa que un

átomo de carbono eléctricamente neutro tiene 6 protones y 6 electrones. El número

de masa de un átomo es igual a la suma de sus protones y neutrones.

Todos los átomos de carbono tienen el mismo número atómico porque todos tienen el

mismo número de protones, pero no todos tienen el mismo número de masa, debido a

que no tienen el mismo número de neutrones. Por ejemplo, 98,89% de los átomos de

carbono de origen natural tienen seis neutrones, lo que le da un número de masa de

12, y 1,11% tienen siete neutrones, lo que les da un número de masa de 13. Estos dos

tipos de átomos de carbono (12C y 13 C) se denominan isótopos. El carbono de origen

natural también contiene una pequeña cantidad de 14C, que tiene seis protones y ocho

neutrones. Este isótopo del carbono es radioactivo, con un decaimiento radioactivo

con una vida media de 5730 años (la vida media es el tiempo que transcurre para que

la mitad de los núcleos decaiga). Mientras una planta o animal tienen vida, absorben

14C, como también lo secretan o exhalan. Al morir, dejan de absorberlo, de manera

que la cantidad de 14C en el organismo se reduce lentamente. Por lo tanto, es posible

determinar la edad de una sustancia orgánica mediante su contenido de 14C.

En el átomo de carbono los electrones se distribuyen en capas que rodean al núcleo de

acuerdo con una teoría desarrollada por Einstein. La primera capa es la más cercana al

núcleo; la segunda queda más alejada del núcleo y aún más lejos la tercera y las


151



superiores. Cada capa contiene subcapas que se conocen como orbitales atómicos. La

primera capa se compone sólo de un orbital atómico s; la segunda, de los orbitales

atómicos s y p; y la tercera tiene los orbitales atómicos s, p y d.

Distribución de los electrones en las tres primeras capas que rodean al núcleo

Primera capa Segunda capa Tercera capa

Orbitales atómicos Número de orbitales Número máximo de

electrones

s 1

2

s, p 1, 3

8

s, p, d 1, 3, 5 18

Representación Química

La fórmula química es una representación de los elementos que forman un compuesto

y la proporción en que se encuentran o el número de átomos que forman una

molécula. También nos informan la manera en que se unen dichos átomos mediante

enlaces químicos y su distribución en el espacio. Existen varios tipos de fórmulas

químicas:

Fórmula empírica que indica el número de átomos presentes en un compuesto y la

relación entre el número de átomos de cada clase. Ejemplo de la fórmula empírica de

la glucosa CH2O

Fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y

el número de átomos de cada clase. Ejemplo C6H12O6 glucosa

Fórmula semidesarrollada en este tipo de fórmula se indica lo mismo que la fórmula

molecular pero indicando los enlaces entre los diferentes grupos de átomos resaltando

los grupos funcionales. Ejemplo glucosa


152



Fórmula estructural es similar a la fórmula desarrollada pero señalando la geometría

espacial de la molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o la utilización de

perspectivas.

Ejemplo

Fórmula de Lewis indica el número total de átomos de esa molécula con sus

respectivos electrones de valencia (se representa por puntos entre los átomos

enlazados o rayita por cada par de electrones).

Fórmula de esqueleto en la que los únicos átomos que se escriben específicamente

son aquellos que no son ni carbono ni hidrógenos unidos al carbono. Pero si se

representan que los hidrógenos enlazados a heteroátomos si se escriben.

CH3CH2CH2CH2OH se transforma en OH Ejercicio: Desarrolle la siguiente representación de esqueleto para mostrar todos los

átomos, incluidos los carbonos e hidrógenos.

a)

b)


153



c) OH d)

Átomo de Carbono

El átomo de carbono se encuentra en el grupo 4A período 2 de la tabla periódica de los

elementos. Lo podemos clasificar como un no metal. De acuerdo a su número atómico

y número de masa:

Es decir está formado por 6 protones y 6 neutrones en el núcleo y 6 electrones

externamente. ¿Cómo están distribuidos los electrones en un átomo? De acuerdo con

el modelo mecánico cuántico, el comportamiento de un electrón específico en un

átomo puede describirse por una expresión matemática llamada ecuación de onda. La

resolución de la ecuación de onda se llama función de onda, u orbital, y se representa

con la letra griega psi,ᵠ.

Al graficar el cuadrado de la función de onda, ᵠ2, en el espacio tridimensional, el orbital

describe el volumen del espacio alrededor del núcleo donde es más probable

encontrar el electrón. Piense en el orbital como una fotografía del átomo tomada con

baja velocidad de obturador: el orbital debería aparecer como una nube borrosa

indicando la región del espacio alrededor del núcleo donde ha estado el electrón; esta

nube del electrón no tiene una frontera definida, pero para fines prácticos podemos

establecer los límites diciendo que un orbital representa el espacio en que está un

electrón la mayor parte de su tiempo.

De los cuatro tipos de orbitales nos interesan principalmente los orbitales s y p, porque

son los más importantes en química orgánica y química biológica. Como vimos en

secciones anteriores los orbitales en un átomo están organizados dentro de diferentes

niveles o capas de electrones, sucesivamente de mayor tamaño y energía.


154



Particularmente los tres orbitales p dentro de una capa están orientados en el espacio

a lo largo de direcciones mutuamente perpendiculares, representadas por px, py y pz.

Los lóbulos de cada orbital p están separados por una región de densidad electrónica

cero llamada nodo. Las regiones del orbital separadas por el nodo tienen diferentes

signos algebraicos, + y -, en la función de onda. Estos signos algebraicos de los

diferentes lóbulos de los orbitales tienen importantes consecuencias respecto al

enlace químico y la reactividad química.

El arreglo de electrones con mínima energía, o configuración electrónica de estado

fundamental de un átomo.

Kekulé, a mediados del siglo pasado, teniendo en cuenta los compuestos que formaba

el carbono tales como: metano, etano, tetracloruro de carbono, dióxido de carbono,

etc. Estableció que el átomo de carbono debía tener número de valencia 4 y dijo que

los átomos de carbono pueden unirse entre sí para formar cadenas largas de átomos

unidos.

Esto se puede observarse con las casillas cuánticas para el átomo de carbono en

estado fundamental.

Poco después la teoría de Kekulé-Couper se amplió sugiriendo la posibilidad de la

unión múltiple entre los átomos. Luego Jacobus van´t Hoff y Joseph Le Bel le añadieron

una tercera dimensión a los compuestos orgánicos cuando propusieron que los cuatro

enlaces del carbono no están orientados al azar, sino que tienen direcciones

específicas. Sino que sugirió que los cuatro átomos a los que está unido el carbono se

sitúan en los vértices de un tetraedro regular, con el carbono en el centro.


155



En la figura se muestra una representación de un átomo de carbono tetraédrico, por

convención de tridimensionalidad las líneas llenas representan enlaces en el plano de

la página, la línea gruesa en forma de cuña representa un enlace que sale de la página

hacia el espectador y la línea punteada representa un enlace que sale hacia atrás de la

página, alejándose del espectador.

Los átomos se unen porque los compuestos resultantes tienen menor energía y, son

más estables que los átomos separados. La generación de enlaces siempre libera

energía y la ruptura de enlaces siempre absorbe energía.

Sabemos que la química de los elementos de los grupos principales está regida por su

tendencia a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano. En el caso

del carbono, por ejemplo en el metano, el carbono comparte los electrones. En el caso

del metano, el hidrógeno tiene un electrón de valencia (1s), y necesita uno más para

alcanzar la configuración del helio (1s2), así que forma un enlace. El carbono tiene

cuatro electrones de valencia (2s2 2p2) y necesita cuatro más para alcanzar la

configuración del neón (2s2 2p6), por lo que forma cuatro enlaces. Los electrones de

valencia que no se utilizan para formar el enlace se conocen como par de electrones

no enlazados, como por ejemplo el caso del nitrógeno del amoníaco.

Enlaces químicos La teoría de enlace-valencia, se forma un enlace covalente cuando dos átomos se

aproximan mucho entre sí y un orbital ocupado por un electrón en un átomo se

traslapa con un orbital ocupado por un electrón en el otro átomo. Los electrones

quedan apareados en los orbitales que se traslapan y son atraídos por los núcleos de

ambos átomos, de tal manera que estos átomos quedan unidos; por ejemplo en la

molécula

Cuando se traslapan los dos orbitales atómicos a lo largo de una línea entre los núcleo,

se llaman enlaces sigma (σ).


156



8.3 Hibridación

Como ya hemos visto, el carbono tiene cuatro electrones de valencia, forma cuatro

enlaces y como posee dos tipos de orbitales para unirse 2s y 2p, es de esperarse que el

metano tenga dos tipos de enlaces C-H. De hecho, los cuatro enlaces C-H en el metano

son idénticos y están espacialmente orientados hacia los vértices de un tetraedro

regular. Esto es posible gracias a Linus Pauling en 1931, quién logró demostrar

matemáticamente, cómo pueden combinarse un orbital s y tres orbitales p en un

átomo, o hibridar, para formar cuatro orbitales atómicos equivalentes con orientación

tetraédrica llamados híbridos sp3.

El superíndice 3 en el nombre sp3 indica cuántos orbitales atómicos de cada tipo se

combinan para formar un híbrido, y no cuántos electrones los ocupan.

El concepto de hibridación explica cómo el carbono forma cuatro enlaces tetraédricos

equivalentes, pero no por qué lo hace. La respuesta se encuentra en la forma de un

orbital. Cuando un orbital s se hibrida con tres orbitales p, los orbitales híbridos sp3

resultantes son asimétricos respecto al núcleo; uno de los dos lóbulos es mucho mayor

que el otro y por tanto puede traslaparse más efectivamente con un orbital de otro

átomo cuando forma un enlace, y como resultado,

Orbital híbrido sp3

Los orbitales híbridos sp3 forman enlaces más fuertes que los orbitales no híbridos s o

p. La asimetría de los orbitales sp3 se origina debido, a que los dos lóbulos del orbital p

tienen signos algebraicos distintos, + y -.Cuando un orbital p se hibrida con un orbital s,

el lóbulo p positivo se suma al orbital s, pero el lóbulo p negativo se resta del orbital s,

por tanto, el orbital híbrido resultantes es asimétrico respecto al núcleo y está

orientado en una dirección. Cuando cada uno de los cuatro orbitales híbridos sp3

idénticos de un átomo de carbono se traslapan con el orbital 1s de un átomo de


157



hidrógeno, se forman cuatro enlaces C-H idénticos y se obtiene el metano. Forman

ángulo de enlace para cada enlace H-C-H de 109,5°, llamado ángulo tetraédrico.

El mismo tipo de hibridación orbital explica el enlace de los átomos de carbono para

formar cadenas y anillos, lo cual hace posible la existencia de millones de compuestos

orgánicos. El etano, C2H6, es la molécula más sencilla que contiene un enlace carbono-

carbono

CH3CH3 son dos carbonos sp3 que se solapan para formar enlace σ sp3-sp3 como se ve

en la figura

Orbitales híbridos sp2

La hibridación sp3 del carbono es el estado electrónico más común pero no es la única

posibilidad. Hace mucho tiempo que se sabía que los carbonos del etileno pueden ser

tetravalentes sólo si comparten cuatro electrones y se unen con un doble enlace,

además, la molécula del etileno es plana y tiene ángulos de enlace de

aproximadamente 120° en lugar de 109,5° del tetraedro.

Para formar este híbrido, el orbital 2s se combina sólo con dos de los tres orbitales 2p

disponibles. El resultado es de tres orbitales híbridos sp2 y un orbital 2p permanece sin

cambio. Los tres orbitales sp2 están en un plano y forman ángulos de 120° entre sí, con

el orbital p restante perpendicular al plano sp2.


158



http://www.monografias.com/trabajos48/nanotecnologia/Image4455.gif

Cuando se acercan entre sí dos carbonos con hibridación sp2, forman un enlace σ por

traslape frontal sp2-sp2. Los orbitales p no hibridados se aproximan con la geometría

correcta para traslape de forma lateral, llevando a la formación de lo que se llama un

enlace pi (π). La combinación de un enlace σ sp2-sp2 y un enlace π 2p-2p resulta en el

comportamiento de cuatro electrones y la formación de un enlace doble carbono-

carbono. En el etileno, los cuatro átomos de hidrógeno forma enlaces σ con los cuatro

orbitales sp2 restantes. Por ello, el etileno tiene una estructura plana, con ángulos de

enlaces H-C-H y H-C-C de 120°.

Orbitales híbridos sp

El carbono puede formar un enlace triple al compartir seis electrones. Para explicar el

enlace triple en una molécula como el acetileno, H-C≡C-H, necesitamos un tercer tipo

de orbital híbrido, un híbrido sp. En lugar de combinarse con dos o tres orbitales p, el

orbital 2s del carbono hibrida solamente con un orbital p; obteniendo dos orbitales

híbridos sp y dos orbitales p permanecen sin cambios. Los dos orbitales sp, están

orientados a 180° a partir del eje x, mientras que los dos orbitales p restantes son

perpendiculares a los ejes y y z.


159



http://www.monografias.com/trabajos48/nanotecnologia/Image4454.gif

Cuando se acercan dos átomos de carbonos con hibridación sp, los orbitales híbridos

sp de cada carbono se traslapan frontalmente para formar un enlace fuerte σ sp-sp;

además, los orbitales pz de cada carbono forman un enlace π pz-pz al traslaparse

lateralmente y los orbitales py se traslapan de manera similar para formar un enlace π

py-py. El efecto neto es compartir seis electrones y la formación del enlace triple

carbono-carbono. Los dos orbitales híbridos restantes forman cada uno un enlace σ

con el hidrógeno para completar la molécula del acetileno.

8.3.1 Ejercicios:

1-Indique en cada caso la hibridación de cada carbono y prediga el valor de cada

ángulo de enlace.

1) CH3CH=CH2

2) CH2=CH-CH=CH2

3) CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH3

2-Dibuje les estructuras de Kekulé y de esqueleto para los siguientes compuestos.

a) Isopreno C5H8

b) Metilciclohexano C7H14

c) Fenol C6H6O

3-Indique en cada caso la hibridación que presenta cada átomo de carbono.


160



4-Los dos átomos marcados de cada compuesto: CO2; CH3-CH2-CH3; CH3-Cl; N2; NH4+

Br-

Están vinculados por los siguientes tipos de enlace:

a- Covalente, covalente, covalente, covalente, iónico

b- Covalente polar, covalente, covalente polar, covalente, covalente polar

c- Covalente polar, covalente, covalente polar, covalente, iónico

d- Covalente polar, covalente polar, covalente polar, covalente polar, covalente

polar

e- Covalente, covalente, covalente polar, covalente, iónico.

5-Propano y 2-metil propeno se pueden relacionar a través de:

a) Interacciones por puente de hidrógeno

b) Interacciones debidas a dipolo-dipolo permanentes.

c) Interacciones debidas a dipolos transitorios.

d) Es imposible que interaccionen porque no son isómeros.

e) Es imposible que interaccionen pues uno es un hidrocarburo insaturado y el

otro saturado.

6-Dado el siguiente compuesto podemos afirmar:

a) Todos los carbonos presentan hibridación sp3, por que forman enlaces

covalentes con átomos electronegativos.

b) Todos los carbonos enlazados con oxígenos tienen hibridación sp2.

c) El carbono enlazado al N tiene hibridación sp2 por la diferencia de

electronegatividad.

d) El oxígeno del grupo OH- unido al anillo aromático presenta una hibridación

sp3.

7-Dibuje la formula desarrollada del compuesto de formula molecular C5H12


161



8-Representar la molécula de

con sus orbitales moleculares indicando en el mismo: Número de enlaces, número de orbitales híbridos y valor aproximado del ángulo S=O.

9-Indique la hibridación de los carbonos y el valor de los ángulos de enlace en el

H3C-HC=CH-CH3

Polaridad

Cuando dos átomos de diferentes electronegatividad forman enlaces covalentes, los

electrones del enlace no se comparten equitativamente entre los átomos, el de mayor

electronegatividad atrae hacia sí los electrones del enlace y forman lo que se

denomina enlace covalente polar.

Un ejemplo de este tipo de enlace

Por ejemplo en el HCl el átomo de hidrógeno tiene una deficiencia en electrones y

adquiere una carga parcial positiva (δ +). El átomo de Cloro se hace rico en electrones y

aparece una carga parcial negativa (δ -). En esta molécula el centro de las cargas

negativas y positivas no coinciden se dice que forman un dipolo. La molécula entonces

posee un momento dipolar, el cual es igual a la magnitud de la carga multiplicada por

la distancia entre los centros de las cargas


162



Momento Dipolar (µ)= carga (q) x distancia (d). Se indica con un vector Cuya

punta indica el centro de carga negativo.

La polaridad de enlace puede variar de covalente no polares a covalentes polares o a

totalmente iónicos. En los siguientes ejemplos el etano tiene un enlace covalente no

polar C-C. La metilamina, el metanol y el clorometano tienen enlaces covalentes

crecientes en polaridad (C-N, C-O y C-Cl). El cloruro de metilamonio (CH3NH3+Cl-) tiene

un enlace iónico entre el ión metilamonio y el ión cloruro.

H3C-CH3 H3C-NH2 H3C-OH H3C-Cl H3CNH3

+ Cl-

Etano metilamina metanol clorometano cloruro de metilamonio

No polar iónico

Las moléculas como H2, O2, N2, Cl2, Br2, no tienen momento dipolar, es decir no son

moléculas polares, ya que los dos átomos son idénticos tienen la misma

electronegatividad y comparten electrones por igual.

El metano (CH4) y el tetracloruro de carbono (CCl4) no tienen momentos dipolares,

porque la estructura tetraédrica de estas moléculas, el centro de cargas positivas y

negativas coinciden en el centro geométrico de la molécula. Pero la molécula de

clorometano (CH3Cl), tiene momento dipolar; porque aunque los átomos de carbono e

hidrógeno tienen electronegatividad muy similares, la contribución de los tres enlaces

C-H al momento dipolar es mínimo. Sin embargo la diferencia de electronegatividad

Aumento de polaridad


163



entre carbono y cloro es grande y este enlace es altamente polar y contribuye en

mayor grado al momento dipolar del CH3Cl.

Analice las siguientes estructuras:

Indique si las siguientes estructuras presentan momento dipolar.

Señale con una flecha la dirección y el sentido del momento dipolar.

Efecto de la polaridad sobre la solubilidad

Así como las fuerzas intermoleculares afectan los puntos de ebullición y de fusión,

también determinan las propiedades de solubilidad de compuestos orgánicos. La regla

general es que lo semejante disuelve a lo semejante. Las sustancias polares se

disuelven en disolventes polares y las sustancias no polares en disolventes no polares.

Para explicar esto podemos explicar primero la solubilidad de un soluto polar en un

disolvente polar:

En el caso del cloruro de sodio disuelto en agua, para lo que se necesita bastante

energía para separar estos iones, sólo un solvente polar puede separar los iones,

debido a que los solvata. Si el agua es el disolvente, el proceso de solvatación se

conoce como hidratación. Las moléculas de agua rodean a cada ión, con el extremo

adecuado del dipolo del agua junto al ión. Los átomos de oxígeno de las moléculas de

agua se aproximan a los iones de sodio con carga positiva y los átomos a los iones

cloruro con carga negativa. Como las moléculas de agua son muy polares, se libera una

gran cantidad de energía cuando los iones sodio y cloruro se hidratan. Esta energía casi

es suficiente para superar la energía de la red cristalina. La sal se disuelve en parte por


164



la fuerte solvatación mediante las moléculas de agua, y en parte por el incremento de

la entropía cuando se disuelve.

Soluto polar en un disolvente no polar: En este caso cuando vertimos la sal de cloruro

de sodio no se disolverá en solventes no polares como nafta. Las moléculas no polares

de estos disolventes no solvatan fuertemente a los iones y no pueden superar la gran

energía de la red del cristal salino. Las atracciones de los iones del sólido son mucho

más grandes que sus atracciones por el disolvente.

Soluto no polar en un disolvente no polar: La cera se disuelve en nafta. Las moléculas

de una sustancia no polar se atraen débilmente entre sí, y estas atracciones de van der

Waals son superadas fácilmente por las atracciones de van der Waals que

experimentan por el disolvente.

Soluto no polar en un disolvente polar: Las moléculas no polares sólo se atraen

débilmente entre sí y se requiere poca energía para separarlas. El problema es que las

moléculas del agua se atraen fuertemente entre ellas debido a sus enlaces por puentes

hidrógenos. Si una molécula no polar como la parafina se pudiera disolver en agua, las

moléculas de esta tendrían que formar una cavidad.

Grupos funcionales

A medida que se fue conociendo mayor número de compuestos orgánicos y se

aclararon sus estructuras, es decir la forma y el orden en que los átomos están unidos

en la molécula, aparecieron los grupos funcionales. Esos grupos de átomos se llaman

grupos funcionales y constituyen las funciones químicas.

Se conocen varias familias de compuestos y su estudio ha demostrado que cualquier

representante de ellas presenta un grupo de átomos o detalle similar en su estructura

y justamente este grupo determina la semejanza de sus propiedades.

8.4 HIDROCARBUROS

Los hidrocarburos, como su nombre lo indica, son compuestos cuya molécula sólo

contiene átomos de carbono y de hidrógeno. Los podemos clasificar en tres categorías:


165



Cicloalcanos Hidrocarburo

Saturados Insaturados

Saturados

Aromáticos Hidrocarburos cíclicos insaturados con propiedades

Particulares

Hidrocarburos alifáticos:

Formados por cadenas de átomos de carbono en las que no hay estructuras cíclicas. Se

los denomina en general hidrocarburos de cadena abierta, alifáticos o acíclicos.

Hidrocarburos cíclicos: son compuestos con cadenas de átomos de carbono que

forman una estructura cíclica de uno o varios anillos.

Ciclopentano Alcanos Los alcanos son los componentes principales de los gases como el gas natural, los

combustibles para autos, aviones, aceite de motor, aceite comestible, etc. Los alcanos

experimentan pocas reacciones debido a que no tienen un grupo funcional, que es la

parte de la molécula en donde por lo general ocurren las reacciones. Los grupos

funcionales son unidades químicas distintas, como enlaces dobles, grupos hidroxilos o

Alifáticos De cadena abierta (Normal o ramificada)

Alcanos

Alquenos Alquinos

Cíclicos Saturados

Insaturados Ciclioalquenos Cicloalquinos

Cicloalcanos


166



átomos de halógenos, los cuales son reactivos. La mayoría de los grupos funcionales se

caracterizan y clasifican por sus grupos funcionales.

Un grupo alquilo es una parte de una molécula que contiene un alcano con un átomo

de hidrógeno eliminado para permitir el enlace con el grupo funcional.

Cuando encontramos un grupo alquilo unido a un cicloalcano, nos ocupamos

básicamente de la estructura que contiene la parte más importante de un molécula;

esto es si el cicloalcano el la cadena más larga y el alquilo es más pequeño se lo

nombra como sustituyente. Por ejemplo

metilciclopentano ó isopropilciclohexano

Alquenos

Los alquenos son hidrocarburos que contienen enlaces dobles C=C. Un enlace doble

carbono-carbono es la parte más reactiva de un alqueno, por lo que decimos que el

enlace doble es el grupo funcional del alqueno. Los nombres de los alquenos terminan

con el sufijo –eno. Si el enlace doble pudiera encontrase en más de una oposición,

entonces la cadena se numera y el número más bajo de los dos carbonos con enlace

doble se agrega al nombre para indicar la posición del enlace doble.

1-buteno 2-buteno Cicloalquenos

Al menos que los anillos sean muy grandes los cicloalquenos siempre son los isómeros

cis, y el término cis se omite de los nombres. En anillos grandes pueden presentarse

con dobles enlaces trans.

Ciclopenteno Ciclohexeno trans-ciclodeceno


167



Alquinos

Los alquinos son hidrocarburos con enlaces triples carbono-carbono como su grupo

funcional. Cuando se los nombran llevan el sufijo –ino, aunque podemos encontrar

algunos con nombres comunes como el acetileno que no cumple la regla. Siempre el

triple enlace es lineal, por lo que en los alquinos no existe la posibilidad alguna de

isomería geométrica. No es sencillo curvar la cadena de átomos con triple enlace, para

formar un anillo, por ello son muy raros los cicloalquinos. Los cicloalquinos son

estables sólo si el anillo es de ocho ó más átomos de carbono.

1-butino ó but-1-ino 2-butino ó but-2-ino Hidrocarburos aromáticos

Pueden parecer cicloalquenos, pero tienen propiedades diferentes a la de los alquenos

simples. Se los llama también arenos y son derivados del benceno que se representa

como un ciclohexeno con tres dobles enlaces.

8.5 Nomenclatura

Alcanos de cadena lineal. CnH2n+2

Los cuatro primeros alcanos acíclicos de cadena lineal reciben nombres comunes:

metano, etano, propano y butano; a los demás se los nombra utilizando el prefijo

griego que indica el número de carbonos y la terminación -ano. Las reglas IUPAC

asignan nombres a los alcanos sin ramificación como se muestra en la siguiente tabla.


168



http://ocwus.us.es/quimicaorganica/quimicaorganicai/temas/1_estructura_y_enlace_en_los_compuestos_de_carbono/

leccion2_con_images/pagina_13.htm/images/pic016.gif

Alcanos acíclicos ramificados. CnH2n+2

Presentan ramificaciones o cadenas laterales que se denominan radicales. Un radical

es un conjunto de átomos que resulta de la pérdida formal de un átomo de H de un

hidrocarburo. Si el hidrocarburo es un alcano, el radical resultante se denomina radical

alquilo y se nombra sustituyendo la terminación -ano por -ilo:

CH4 metano Radical metilo CH3-

CH3CH3 etano Radical etilo CH3CH2-

CH3CH2CH3 propano Radical propilo CH3CH2CH2-

CH3CH2CH2CH3 butano Radical butilo CH3CH2CH2CH2-

En los hidrocarburos alifáticos ramificados los átomos de carbono se pueden clasificar

según su grado de sustitución en: carbono primario si está directamente unido a otro

http://ocwus.us.es/quimicaorganica/quimicaorganicai/temas/1_estructura_y_enlace_en_los_compuestos_de_carbono/leccion2_con_images/pagina_13.htm/images/pic016.gif

http://ocwus.us.es/quimicaorganica/quimicaorganicai/temas/1_estructura_y_enlace_en_los_compuestos_de_carbono/leccion2_con_images/pagina_13.htm/images/pic016.gif


169



carbono; carbono secundario si está unido a otros dos carbonos, carbono terciario si

está unido a tres y cuaternario si está unido a cuatro carbonos. Los grupos alquilo se

denominan primario, secundario ó terciario de acuerdo con el grado de sustitución del

carbono que se une a la cadena principal:

Para determinar la posición de un radical en una cadena carbonada, se asignan

números correlativos a cada carbono. Dicho números se llaman localizadores.

Se toma como cadena principal la cadena lineal más larga posible y se numera

de un extremo a otro, de manera que se asignen los números más bajos

posibles a los carbonos con cadenas laterales, independientemente de la

naturaleza de los sustituyentes.

En el caso de dos o más cadenas carbonadas de igual longitud se elige la más

ramificada.

Una vez que se seleccionó la cadena más larga se la numera de manera tal que

el sustituyente quede conectado al carbono con el número más bajo posible.

Las dos cadenas tienen el mismo número de átomos de carbono (8) y las dos

presentan tres cadenas laterales, pero la segunda tiene los localizadores de las

cadenas laterales más bajos, luego esa será nuestra cadena principal. El compuesto se

nombrará:

4-sec-butil-2,6-dimetiloctano ó 2,6-dimetil-4-(1-metilpropil) octano.


170



Si hay dos o más sustituyentes, la numeración de la cadena fundamental se

inicia por el extremo que asigne el numeral más bajo posible al primer

sustituyente que se encuentre.

Si hay dos sustituyentes diferentes a igual distancia de los extremos, se

comienza a numerar del extremo que permita asignar el número más bajo al

sustituyente que se cita primero en el nombre por orden alfabético.

La presencia de dos o más sustituyentes iguales se indica con los prefijos di, tri,

tetra, etc. Su posición se indica con el número correspondiente y si dos de ellos

se encuentran sobre el mismo carbono se repite el número. Los números

preceden a los grupos y se separan de éstos con un guión. Los números se

separan entre sí por comas.

Los radicales que a su vez presenten ramificaciones se comienzan a numerar

por el carbono directamente unido a la cadena principal:

Existen radicales con nombres comunes:


171



Mientras que iso y neo forman parte del nombre, sec- y terc- (de secundario y

terciario) son como números y se ponen en cursiva separados por un guión.

Cuando en un compuesto hay varios radicales sencillos, la IUPAC recomienda

citarlos por orden alfabético, sin tener en cuenta los prefijos di, tri, tetra, que

se utilizan para indicar la existencia de dos o tres radicales iguales. Desde el

punto de vista de la ordenación alfabética tampoco se tienen en cuenta los

prefijos sec-, terc-, cis-, trans-, orto-, meta- y para-.

Si los localizadores son los mismos independientemente de por donde se

empieza a numerar la cadena principal, se le da el número más bajo al átomo

que porte el radical que se cite primero por orden alfabético.


172



En el caso de que existan varias cadenas de igual longitud, se toma como

cadena principal:

Alcanos cíclicos o cicloalcanos: CnH2n

Se nombran añadiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano de cadena abierta:

Los radicales se nombran sustituyendo -ano por -ilo (ciclopropilo, ciclobutilo).

En cicloalcanos sustituídos, en general, cuando hay varias cadenas laterales

unidas a un núcleo cíclico, se consideran derivadas del compuesto cíclico,


173



mientras que si hay varios ciclos o varias cadenas laterales y ciclos, se

consideran derivados del compuesto no cíclico. Por ejemplo:

Cuando existen compuestos cíclicos, a veces se presenta el problema de que

existen dos sustituyentes iguales pero en dos posiciones distintas. Por ejemplo:

8.5.1 Compuestos orgánicos que contienen oxígeno

Alcoholes

Son compuestos orgánicos que contienen hidroxilo (-OH) como su grupo funcional. La

fórmula general de un alcohol es R-OH. Se encuentran dentro de los compuestos

orgánicos más polares, debido a que el grupo hidroxilo es muy polar y puede participar

en enlaces por puentes de hidrógeno. Los alcoholes más simples como el metanol o

etanol son miscibles en agua. Los nombres de los alcoholes terminan con el sufijo –ol .


174



Metanol Etanol 2-Propanol

Éteres

Los éteres están formados por dos grupos alquilos enlazados a un átomo de oxígeno.

La fórmula general de un éter es R-O-R’. Al igual que los alcoholes, los éteres son

mucho más polares que los hidrocarburos. No pueden crear enlaces por puente de

hidrógeno con ellos mismos. Los nombres de los éteres con frecuencia se forman a

partir de los nombres de los grupos alquilo y la palabra éter.

dimetiléter metil ter-butil éter furano

Aldehídos y cetonas

El grupo carbonilo, C=O, es el grupo funcional de los aldehídos y las cetonas. Una

cetona tiene dos grupos alquilo enlazados al grupo carbonilo; un grupo aldehído tiene

un grupo alquilo y un átomo de hidrógeno enlazado al grupo carbonilo. Los nombres

de las cetonas tienen el sufijo –ona los nombres de los aldehídos utilizan el sufijo –al o

el sufijo –aldehído.

El grupo carbonilo es fuertemente polar, y la mayoría de las cetonas y aldehídos son

hasta cierto punto solubles en agua. Tanto la cetona como el acetaldehído son

miscibles en agua.

Etanal o acetaldehído propanal butanal

Ácidos carboxílicos

Los ácidos carboxílicos contienen al grupo carboxilo, -COOH, como su grupo funcional.

La fórmula general de un ácido carboxílico es R-COOH. El grupo carboxilo es una

combinación de un grupo carbonilo y un grupo hidroxilo, pero esta combinación tiene

propiedades diferentes de las cetonas y los alcoholes. Los ácidos carboxílicos deben su


175



acidez (pKa de aproximadamente 5) a los aniones carboxilato estabilizados por

resonancia, formados por desprotonación.

Reacción de disociación de un ácido carboxílico:

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/c5/Disociaci%C3%B3n_del_%C3%A1cido_ac%C3%A9tico.png

Los nombres de los ácidos carboxílicos llevan como prefijo la palabra ácido- y como

sufijo –oico . Pero todavía se sigue utilizando algunos nombres comunes como el ácido

fórmico que se aisló por primera vez de las hormigas, también el ácido acético, el cual

se encuentra en el vinagre.

Los ácidos carboxílicos son muy polares, pero relativamente solubles en agua, hasta

cuatro carbonos son miscibles en agua.

Derivados de los ácidos carboxílicos

Los ácidos carboxílicos se convierten fácilmente en un derivado. El mismo contiene el

grupo carbonilo enlazado a un átomo de oxígeno o a otro elemento aceptor de

electrones. En todos los casos, todos estos compuestos pueden volver a convertirse en

ácidos carboxílicos mediante una hidrólisis ácida o básica.

Cloruro de ácido R-COCl ejemplo Cloruro de acetilo

Éster R-COOR´ ejemplo Etanoato de etilo

Amida R-CONH2 ejemplo Acetamida

Anhídrido R-CO-O-CO-R´ ejemplo Anhídrido acético

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/c5/Disociaci%C3%B3n_del_%C3%A1cido_ac%C3%A9tico.png


176



8.5.1.1 Ejercicio:

Dibuje las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos e indique en cada caso

de qué compuesto orgánico se trata:

8.5.2 Compuestos orgánicos que contienen nitrógeno

Aminas

Las aminas son derivados alquilados del amoníaco. Al igual que el amoníaco, las

aminas son compuestos básicos. Las aminas simples se nombran indicando los grupos

alquilos unidos al nitrógeno y añadiendo la palabra amina.

Reacción de disociación:

Amina primaria R-NH2


177



Amina secundaria R-NH-R´

Amina terciaria R-NR´-R” Amidas

Las amidas son derivados de los ácidos que resultan de la combinación de un ácido con

amoníaco o una amina. Las proteínas tienen la estructura de amidas complejas de

cadena larga. Las amidas se encuentran entre los derivados más estables de los ácidos.

El átomo de nitrógeno de una amida no es tan básico como el nitrógeno de una amina,

debido al efecto atractor de electrones del grupo carbonilo. Las estructuras de

resonancia muestran porqué las amidas son débilmente básicas.

Las amidas forman enlaces por puente de hidrógeno muy fuerte, lo que les da puntos

de fusión y puntos de ebullición elevados. El hidrógeno fuertemente polarizado de la

amida N-H forma enlaces por puentes de hidrógeno, demasiado fuertes, con el

oxígeno del carbonilo, el cual tiene una carga parcial negativa en la forma de

resonancia polarizada que aparece arriba.

Nitrilos

Un nitrilo es un compuesto que contienen el grupo ciano, C≡N. El grupo ciano es muy

polar debido al enlace triple la mayoría de los nitrilos son en cierta medida solubles en

agua. El acetonitrilo es miscible con el agua.

Encierre en un círculo los grupos funcionales de las siguientes estructuras. Mencione a

qué clase de compuesto pertenece la estructura.

Fenoles

Los compuestos que poseen un grupo hidroxilo unido en forma directa con el anillo

bencénico se llaman fenoles.

Los fenoles y sus compuestos correspondientes se encuentran ampliamente

distribuidos en la naturaleza. La tirosina es un aminoácido que se encuentra en las

proteínas. El salicilato de metilo se utiliza con fines terapéuticos, el eugenol es parte

del aceite de los clavos de olor y el timol se encuentra en el tomillo.


178



Tirosina salicilato de metilo eugenol timol

El estradiol es una hormona sexual femenina

La presencia de grupo hidroxilo en la molécula de fenol, le confiere como a los

alcoholes la capacidad de formar enlaces de hidrógenos intermoleculares fuertes, lo

que hace que posean temperaturas de ebullición más altas que los hidrocarburos de

igual peso molecular. Esta misma capacidad de formar puentes hidrógenos con las

moléculas de agua le proporciona una solubilidad moderada en agua, que se va

perdiendo a medida que se sustituye más con radicales alquilos.

para- Metil fenol meta- Nitrofenol 2,4- dinitrofenol

Aunque la estructura de los fenoles es parecida a la de los alcoholes, los primeros son

ácidos mucho más fuertes. Los valores de pKa de la mayoría de los alcoholes son del

orden de 18. Sin embargo, los valores de pKa de los fenoles son menores a 11.


179



Ciclohexanol Fenol

pKa= 18 pKa= 9,89

8.5.2.1 Ejercicios:

1- Escriba la formula de los siguientes compuestos:

a) 2,4 dimetil pentano

b) 5-(1,2-dimetil propil)-4-etil-3 metil nonano

c) 3-etil-4,6-dimetil decano

d) 3,4-dietil hexano

2- En el catión metilo diga qué hibridación tiene el átomo de carbono, geometría

molecular y ángulo de enlace.

3- Nombre los siguientes compuestos:


180



4-

5- Reconozca en los siguientes compuestos, los hidrocarburos aromáticos y JSR.

6- Reconozca en cada compuestos los grupos funcionales presentes

8.6 Compuestos Polifuncionales

Hidroxiácidos

Son compuestos que poseen en la misma molécula grupo hidroxilos y grupos

carboxilos.


181



ácido tartárico ácido málico ácido láctico

Ácido β-hidroxibutírico ácido glicólico

Debido a que la presencia del grupo carboxilo tiene prioridad frente al grupo oxidrilo,

este se nombre como sustituyente mediante números en la IUPAC o mediante el uso

del alfabeto griego indicando la posición α, a la posición adyacente al grupo carbonilo

del carboxilo.

Cetoácidos

Los cetoácidos son compuestos orgánicos que contienen un grupo funcional cetona y

un carboxílico.

Ácido pirúvico ácido aceto acético ácido levulínico


182



Hidroxialdehídos o hidroxicetonas

Son compuestos orgánicos que poseen grupos oxidrilos y carbonilos de aldehídos o

cetonas.

Aminoácidos

Son compuestos que poseen grupos carboxilo y amino en la molécula.

8.7 Isómeros

Es una propiedad de los compuestos químicos que tienen igual fórmula molecular, es

decir igual proporciones relativas de los átomos que conforman la molécula, pero

presentan estructuras moleculares diferentes (difieren en el orden en que se

conectan).


183



8.7.1 Clasificación

Isómeros

Estructurales o Constitucionales Estereoisómeros

De cadena, posición o función Diasteroisómeros

Enantiómeros

Isómeros cis y trans Conformeros

Isomería constitucional o estructural Isomería de cadena o esqueleto

CH3CH2CH2CH3 Butano 2-metilpropano (isobutano)

CH3CH2CH2CH2CH3

Pentano metilbutano (isopentano) dimetilpropano Los compuestos como las dos moléculas de C4H10 y las tres moléculas de C5H12, tienen

esta propiedad, los átomos están conectados de manera diferente, se llaman isómeros

constitucionales o estructurales. El número de isómeros de alcanos posibles se

incrementa de manera sustancial a medida que aumenta el número de átomos de

carbono. Pero también son posibles otros tipos de isómeros, aun en compuestos en los

cuales los átomos están conectados en el mismo orden. Este tipo de isómeros no se

encuentra limitado a los alcanos solamente, sino que puede tener esqueletos de

carbono diferentes, grupos funcionales diferentes, o diferentes posiciones de un grupo


184



funcional a lo largo de la cadena. En todos los casos son compuestos distintos con

propiedades distintas, pero con la misma fórmula.

Isómero de posición

Este tipo de isómeros se encuentra en aquellos compuestos en donde sus grupos

funcionales o grupos sustituyentes se encuentran unidos en diferentes posiciones.

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2OH CH3-CHOH-CH2-CH2-CH2OH CH3-CH2-CHOH-CH2-CH2OH

Pentanol 2-pentanol 3-pentanol

Isómero de grupo funcional

Este tipo de isómeros tiene los átomos con diferente conectividad formando

diferentes grupos funcionales. Pueden diferir en la posición de un enlace doble o de

otro grupo, o por tener un anillo o alguna otra característica.

CH2=CH-CH2-CH2-CH2-CH3 Ciclohexano (C6H12) 1-hexeno (C6H12) CH3CH2OH CH3-O-CH3 Etanol (C2H6O) Éterdimetílico (C2H6O) Estereoisómeros

Son isómeros que sólo difieren en cómo se orientan sus átomos en el espacio. Pero

están enlazados en el mismo orden.

Por ejemplo trans-but-2-eno tienen las misma conexiones de enlace, por ello no son

isómeros constitucionales. Son estereoisómeros porque sólo difieren en la orientación

espacial de los grupos unidos al enlace doble. El isómero cis tiene los dos grupos metilo

del mismo lado del doble enlace, y el isómero trans los tiene en lados opuestos. Pero el

but-1-eno es isómero constitucional del cis y trans–but-2-eno. A este tipo de

estereoisómeros ( cis y trans) se los conoce también como isómeros geométricos. La

condición necesaria para tener isomería geométrica, es que debe haber dos grupos

distintos en cada extremo del enlace doble.


185



En el caso del 1-buteno tiene los dos hidrógenos en un extremo del enlace doble, si

invertimos sus posiciones, no obtenemos compuestos diferentes. Lo mismo ocurre con

el 2-metil-2-buteno tiene dos grupos metilo idénticos en uno de los extremos del

enlace doble, en este caso si invertimos los grupos metilo, también no obtenemos

compuestos distintos. Por ello estos compuestos no presentan isomería cis-trans.

Los alcanos de cadena abierta experimentan giros alrededor de sus enlaces sencillos

carbono-carbono, por lo que tienen la libertad de asumir cualquiera de entre un

número infinito de conformaciones (isómeros conformacionales). Los cicloalcanos se

parecen a los alquenos en que también presentan isomería cis-trans, pero no por la

presencia de un doble enlace sino que tienen dos caras distintas. Si dos sustituyentes

apuntan hacia la misma cara, son cis. Si apuntan hacia caras opuestas, son trans. Estos

isómeros geométricos no pueden convertirse uno en otro sin romper y volver a formar

los enlaces.


186



Enantiómeros

Son también llamados isómeros ópticos, son una clase de estereoisómeros, los que se

caracterizan por ser un par de compuestos, en el que uno es imagen especular del otro

y no son superponibles, lo mismo que ocurre con las palmas de las manos.

Los enantiómeros se caracterizan por poseer un átomo unido a cuatro grupos

distintos, llamado asimétrico o quiral.

Existe una regla para nombrar los enantiómeros, llamada notación R/S o configuración

absoluta de átomos asimétricos. La misma asigna prioridades a los átomos unidos al

átomo quiral. Se da prioridad al átomo de mayor número atómico y en el caso de los

isótopos tiene prioridad el de mayor masa.

http://www.monografias.com/trabajos93/isomeria-quimica/image010.png

En esta imagen se asignan las prioridades en base a los números atómicos de los

átomos unidos al átomo quiral, por ello se le asignan las letras a, b, c y d.

En el caso en que dos o más átomos unidos al átomo quiral tienen la misma prioridad,

se continua comparando las cadenas átomo a átomo hasta encontrar un punto de

diferencia.




187



En aquellos compuestos con sustituyentes con dobles o triples enlaces, estos tienen

que desdoblarse para indicar la prioridad, considerándolos como si fueran enlaces

simples.


Una vez que se asignaron las prioridades a los sustituyentes del carbono quiral, se

asigna la notación R/S según la sucesión de las letras sigan un sentido horario o

antihorario.

Para realizar esta sucesión, se recomienda dibujar la molécula en proyección Fischer(

proyectar en dos dimensiones en el plano) donde se dibuja la molécula en forma de

cruz con los sustituyentes que van al fondo del plano en vertical y los grupos que salen

hacia nosotros en horizontal, el punto de intersección de ambas líneas representa el

átomo quiral.

http://3.bp.blogspot.com/_TrhRAZyPx4s/SsL-7IDuMqI/AAAAAAAAACw/yjcnUsoBGMI/s320/fischer-01111

Si el átomo con la menor prioridad se encuentra en vertical, el giro en el sentido de las

agujas da notación R y en sentido contrario a las agujas S. Pero en el caso que el grupo

(d) se encuentra horizontal es lo contrario.



188



http://www.quimicaorganica.org/estereoquimica-teoria/fischer-notacion-rs.html

En el primer dibujo como el grupo (d) es el H y el sentido de a-b-c-d es antihorario la

notación será S, en el dibujo siguiente el giro es en sentido antihorario correspondería

a la notación S, pero como el grupo (d) se encuentra horizontal en la proyección Fisher,

la notación entonces será R.

En el siguiente ejemplo vemos la importancia de la identificación del enantiómero en

aquellas moléculas de importancia fisiológica o de fármacos.

Las dos formas enantiómeras tienen las mismas propiedades físicas excepto la

interacción con la luz polarizada en un plano, uno de los isómeros desvía la luz hacia la

derecha y el otro isómero lo desvía hacia la izquierda. Ambos isómeros presentan las

mismas propiedades químicas, excepto si reaccionan con otras moléculas quirales. Los

enantiómeros son moléculas quirales que poseen diferente actividad biológica, ya que

la mayoría de las moléculas que se encuentran en los seres vivos son quirales.

Tenemos varios ejemplos, como la R(-) adrenalina es más potente que la S(+)

adrenalina.

http://www.quimicaorganica.org/estereoquimica-teoria/fischer-notacion-rs.html


189



La molécula de talidomida presenta dos enantiómeros, el R(+)talidomida es sedante y

no teratogénico, pero su isómero óptico el S(-) talidomida presenta acción

teratogénica.

Se denomina mezcla racémica a la mezcla equimolar de ambos enantiómeros y es

ópticamente inactiva.

Formas dextro y levo (expresan la actividad óptica)

Un enantiómero que rota el plano de luz polarizada generada en un equipo llamado

polarímetro, puede hacerlo hacia la derecha (en el sentido de las agujas del reloj), en

tal caso se dice que el enantiómero es dextrorrotatorio ó dextrógiro ó en su forma

dextro y se le asigna la letra d(minúscula) o el signo (+). Si hace el desvío hacia la

izquierda, es levorrotatorio, levógiro ó en su forma levo y se le asigna la letra l

(minúscula) o el signo (-).

Nomenclatura D-L (Configuración relativa de enantiómeros)

Se realiza sobre la proyección Fischer de una molécula con carbonos asimétricos.

Se colocan los carbonos asimétricos o quirales en forma vertical con los grupos unidos

en dirección a la parte posterior del plano.

La cadena debe orientarse con la parte más oxidada hacia arriba y la más reducida

hacia abajo.

Los sustituyentes de los carbonos asimétricos se orientan en forma horizontal y se

dirigen hacia la parte posterior del plano.

Por convención se llama isómero D al que presenta el grupo funcional a la derecha

desde el punto de vista del observador y al isómero L al que lo tiene a la izquierda.


190



En los monosacáridos se considera el grupo funcional –OH (hidroxilo) más alejado del

grupo aldehído o cetona.

En los aminoácidos se considera el grupo funcional –NH2 (amino) del segundo carbono

o carbono α.

8.7.2 Ejercicios:

1- Indique en qué casos los pares de compuestos presentan isomería cis-trans. En los

casos que corresponda, dibuje los isómeros cis y trans.

a) ClCH=CHCl b) Br2C=CHBr c) H3C-CH2-CH=CH-CH3 d) H3C-CH2-CH=CH-CH2-CH3

e) (H3C-CH2)2C=CHCH3

2- En cada par de compuestos exprese la relación que presentan, mismo compuesto,

isómeros constitucionales, isómeros geométricos, no son isómeros.

a) b) c)

d) e)

f) CH3-CH2-CH2-CH3 y CH3-CH=CH-CH3

3- Dibuje los isómeros posibles de las siguientes formulas moleculares:

C6H14-C8H18- C4Cl2H8

4- En cada uno de los siguientes alcoholes dibuje el isómero que se indica.

a) 2- metil-1-propanol isómero de cadena

b) 2-pentanol isómero de posición

c) 1-propanol isómero de función


191



8.8 Hidratos de Carbonos

El grupo de compuestos que se conocen como carbohidratos deben su nombre a que

poseen la fórmula general Cn (H2O)n. Los carbohidratos simples se conocen como

azúcares o sacáridos, con terminación –osa. En general se definen como

polihidroxialdehídos ó polihidroxicetonas.

http://cienciastella.com/Imagenes/Biomoleculas/carbonilo%202.png

La glucosa, también es conocida en medicina como dextrosa. Las plantas verdes

sintetizan carbohidratos durante la fotosíntesis, un proceso complejo en el cual la luz

solar provee la energía para convertir el CO2 y el H2O en glucosa más oxígeno. Las

moléculas de glucosa en la planta pueden almacenarse en forma de celulosa o

almidón. Debido a que los humanos y la mayoría de los mamíferos carecen de las

enzimas necesarias para la digestión de la celulosa, requieren del almidón como su

fuente de carbohidratos en la ingesta; sin embargo, los animales de pastoreo como las

vacas tienen microorganismos en su primer estómago que permiten la digestión de la

celulosa.

http://cienciastella.com/Imagenes/Biomoleculas/carbonilo%202.png


192



8.8.1 Clasificación

CLASIFICACIÓN DE LOS GLÚCIDOS

MONOSACÁRIDOS

TRIOSAS

ALDOSAS Ó CETOSAS

TETROSAS

PENTOSAS

HEXOSAS

HEPTOSAS

ÓSIDOS HOLÓSIDOS

OLIGOSACÁRIDOS DISACÁRIDOS,TRISACÁRIDOS,…

POLISACÁRIDOS HOMOPOLISACÁRIDOS

HETEROPOLISACÁRIDOS

HETERÓSIDOS

Los glúcidos se clasifican en función de su estructura, en dos grandes grupos: osas y

ósidos.

OSAS: Monosacáridos. Moléculas formadas por un nº de carbonos entre 2 y 9.

ÓSIDOS: Formados por la unión de 2 o más monosacáridos. Éstos se clasifican en:

Holósidos: Son ósidos constituidos únicamente por osas.

A) Oligosacáridos. Formados por 2 a 10 monosacáridos.

B) Polisacáridos. Formados por múltiples monosacáridos (más de 10)

B1) Homopolisacáridos: Se forman por la unión un mismo tipo de monosacárido, que

se repite

B2) Heteropolisacáridos: Formados por más de un tipo de monosacárido.

Heterósidos: Constituidos por monosacáridos y otras fracciones moleculares de

naturaleza no glucídica, como lípidos (glucolípidos) o proteínas (glucoproteínas).

También se pueden clasificar como simples y complejos. Los azúcares simples, o

monosacáridos, son carbohidratos como la glucosa y la fructosa que no pueden

convertirse en azúcares más pequeños por hidrólisis. Los carbohidratos complejos

están formados de dos o más azúcares simples unidos entre sí por enlaces de acetal,

por ejemplo, la sacarosa (azúcar de mesa) es un disacárido compuesto de una glucosa

unida a una fructosa. La celulosa es un polisacárido estructurado con varios millares


193



de unidades de glucosa unidas entre sí. La hidrólisis catalizada por una enzima lo

rompe al polisacárido en sus monosacáridos constituyentes.

Los monosacáridos se clasifican adicionalmente como aldosas o cetosas, que son

identificadas por los prefijos aldo- y ceto-, indicando la posición del grupo carbonilo. El

número de átomos de carbono en el monosacáridos se indica con el prefijo numérico

tri-, tetr-, pent-, hex-, y así sucesivamente. Por ejemplo la glucosa es una aldohexosa,

un azúcar aldehídico de seis carbonos.

Clasifique a cada uno de los siguientes monosacáridos

Treosa-Ribulosa-Tagatosa-2-desoxirribosa

Configuraciones D y L Como ya vimos en isomería esta nomenclatura de los azúcares es por convención,

debido a que entre 1880 y 1900, los químicos encontraron formas de distinguir los

azúcares de origen natural D de sus enantiómeros L no naturales. Hoy se conocen

como las configuraciones absolutas del (+) y (-) gliceraldehído. Estas estructuras sirven

de estándares de configuración para todos los monosacáridos.


194



Serie D de Aldosas

http://www.um.es/molecula/gragluci/aldosas.gif

8.8.1.1 Ejemplos:

Dibuje la serie L para cada monosacárido de 5 carbonos de la serie D

8.8.2 Funciones

Los glúcidos desempeñan con carácter general en los seres vivos dos tipos de

funciones:

Energéticas y estructurales.

http://www.um.es/molecula/gragluci/aldosas.gif


195



Función energética: La oxidación de los glúcidos libera energía que las células pueden

utilizar para realizar sus funciones. La glucosa es el azúcar que con más frecuencia

utilizan las células como combustible metabólico primario. Por otra parte, algunos

polisacáridos actúan como material de reserva energética que puede ser rápidamente

movilizado cuando es necesario. Una ventaja que poseen los glúcidos sobre otras

biomoléculas como material energético es que, dada la solubilidad en agua de muchos

de ellos, pueden ser transportados muy rápidamente en medio acuoso allí donde

resultan necesarios.

Función estructural: Algunos polisacáridos como la celulosa o la quitina presentan

propiedades que los hacen idóneos para formar parte de estructuras que deben

ofrecer una gran resistencia mecánica, como las paredes celulares vegetales o el

exoesqueleto de los artrópodos.

Aunque tradicionalmente se consideraba a los glúcidos como componentes "pasivos"

de la maquinaria celular, destinados a servir de combustible metabólico o a formar

parte de estructuras más o menos permanentes de las células, en los últimos años se

está percibiendo cada vez con mayor claridad que algunos de ellos pueden jugar otros

papeles de extraordinaria importancia biológica, como la determinación de la

estructura tridimensional de algunas proteínas, los procesos de reconocimiento de

señales extracelulares o la acción de los anticuerpos.

Ejercicios:

1-Defina enantiómero y dibuje el enantiómero de cada molécula.


196



2-Dados los siguientes compuestos marque las afirmaciones verdaderas.

a) Las letras D y L guardan relación con los ángulos de giro positivo (+) ó negativo(-

) de los enantiómeros.

b) Las designaciones D y L son determinaciones experimentales, debido a su

rotación óptica.

c) Las Letras d (+) y l (-) tienen relación directa con las denominacines D y L

respectivamente.

d) Las letras D y L indican la configuración relativa al D-gliceraldehido y L-

gliceraldehído.

e) Las letras D y L indican la configuración absoluta de los carbonos asimétricos.

3-Describa la clasificación de las proteínas según su forma, su función y su tamaño.

4-Dados los siguientes monosacáridos: deoxi-D-ribosa α-D-(+)-glucosa

a) Ambas tienen actividad dextrorrotatoria.

b) Ambas pertenecen a la misma serie.

c) Tienen el mismo número de isómeros ópticos

d) Ambas son aldohexosas.

5-En relación a los monosacáridos, indique la opción que contenga todas las

afirmaciones correctas:


197



I ) α – D-(+) glucopiranosa indica que la glucosa tiene estructura cíclica con el

hidroxilo del C1 en posición α , que tiene isomería óptica y éste es el isómero(+) o

dextrógiro y que pertenece a la serie D de los glúcidos.

II) La D-glucosa y la L-glucosa son enantiómeros entre si, y difieren en la posición del

hidroxilo del carbono secundario más alejado de la función principal.

III) Los hidratos de carbonos son polihidroaldehídos o polihidroxicetonas que

forman parte de polisacáridos de importancia biológica como la celulosa.

A) I y III, B)Sólo III, C) II y III, D)I y II, E) Ninguna es correcta

8.9 PROTEÍNAS

Las proteínas suponen aproximadamente el 50 % del peso celular seco, siendo las

moléculas orgánicas más abundantes en los animales. Desempeñan funciones

importantes tanto en estructura como en la función de las células.

Son biopolímeros, es decir, macromoléculas de elevado peso molecular, constituidas

por la unión de monómeros, que son α aminoácidos, llamados así debido a que el

grupo amino está enlazado al átomo de carbono α adyacente al grupo carbonilo.

Desde el punto de vista de su composición elemental todas las proteínas contienen

carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, mientras que casi todas contienen además

azufre. Hay otros elementos que aparecen solamente en algunas proteínas (fósforo,

cobre, zinc, hierro, etc.).

Las propiedades físicas y químicas de una proteína están determinadas por los

aminoácidos que la constituyen. En la naturaleza podemos encontrar 20 distintos

aminoácidos. Los 20 aminoácidos pueden combinarse de muy distintas maneras, lo

que origina una enorme variedad de proteínas diferentes, que tienen estructura

tridimensional.

Otra propiedad derivada de las diferentes combinaciones de los aminoácidos es la

diversidad de funciones que pueden realizar. Son un grupo muy específico, lo que

quiere decir que cada una realiza una función concreta dentro del organismo.

Para comprender las propiedades de las proteínas debemos entender la estructura y

las propiedades de los aminoácidos que la componen.


198



8.9.1 AMINOÁCIDOS

Como el término lo indica es una molécula que contiene un grupo amino y grupo

ácido, pero siempre se refiere a un ácido carboxílico α amino. El aminoácido más

sencillo es el ácido aminoacético llamado glicina. Otros aminoácidos comunes tienen

cadenas laterales (R) sustituidas en el átomo de carbono α.

Alanina, es el aminoácido cuyo grupo (R) es un metilo

Todos los α aminoácidos a excepción de la glicina, son quirales, y el centro de quiralidad es el átomo asimétrico α. La mayor parte de los aminoácidos que se encuentran en forma natural tienen configuración (S) en el átomo de carbono α. Vea la siguiente proyección de Fischer.

http://ocwus.us.es/quimica-organica/quimica-organica i/temas/4_estereoquimica/leccion_5_nuevo/pagina_06.htm/images/pic016.gif

http://www.preparatoriaabierta.com.mx/quimica-2/images/quimica2_fasc2_img_589.jpg

La configuración (S) alanina es similar a la del (L) gliceraldehído, con el grupo amino a

la izquierda en la proyección de Fischer. Debido a que su estereoquímica es similar a la

del (L) gliceraldehído, los (S) aminoácidos de estado natural se clasifican como L-

aminoácidos. Aunque los D-aminoácidos en ocasiones se encuentran en la naturaleza,

asumiremos que en general los aminoácidos son los L-aminoácidos. No hay que

olvidar que tanto la nomenclatura D y L y los descriptores R y S, dan la configuración

http://ocwus.us.es/quimica-organica/quimica-organica%20i/temas/4_estereoquimica/leccion_5_nuevo/pagina_06.htm/images/pic016.gif

http://www.preparatoriaabierta.com.mx/quimica-2/images/quimica2_fasc2_img_589.jpg


199



del átomo de carbono asimétrico. Esto no determina el signo de la rotación óptica, (+)

o (-), que se determina en forma experimental.

Para formar las proteínas los aminoácidos se unen covalentemente, a través de

enlaces llamados peptídicos formando cadenas lineales de polímeros.

El enlace peptídico se forma cuando reacciona un grupo amino de un aminoácido con

un grupo carboxílico de otro aminoácido. Este tipo de enlace covalente implica la

pérdida de una molécula de agua y la formación de un grupo -CO-NH amida sustituido.

http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/enlace%20peptidico_archivos/image001.jpg

8.9.2 CLASIFICACIÓN DE LAS PROTEÍNAS

Las proteínas se clasifican en dos clases principales atendiendo a su composición.

Las proteínas simples u holoproteínas son las que están compuestas exclusivamente

por aminoácidos.

Las proteínas conjugadas o heteroproteínas son las que están compuestas por

aminoácidos y otra sustancia de naturaleza no proteica que recibe el nombre de grupo

prostético. Las proteínas conjugadas pueden a su vez clasificarse en función de la

naturaleza de su grupo prostético. Así, se habla de glucoproteínas, cuando el grupo

prostético es un glúcido, lipoproteínas cuando es un lípido, metaloproteínas cuando es

un ion metálico, fosfoproteínas cuando es un grupo fosfato, etc.


200



Otro criterio de clasificación de las proteínas es la forma tridimensional de su

molécula. Las proteínas fibrosas son de forma alargada, generalmente son insolubles

en agua y suelen tener una función estructural, mientras que las proteínas globulares

forman arrollamientos compactos de forma globular y suelen tener funciones de

naturaleza dinámica (catalíticas, de transporte, etc.).

8.9.3 FUNCIONES DE LAS PROTEÍNAS

Las proteínas son las macromoléculas que desempeñan un elevado número de

funciones biológicas diferentes. Cada proteína está especializada en llevar a cabo una

determinada función.

Entre las funciones de las proteínas cabe destacar las siguientes: catalíticas,

estructurales, de transporte, nutrientes y de reserva, contráctiles o mótiles, de

defensa, reguladoras del metabolismo, y otras muchas que determinadas proteínas

desempeñan en organismos concretos.

La función de una proteína depende de la interacción de la misma con una molécula a

la que llamamos ligando (en el caso particular de los enzimas el ligando recibe el

nombre de sustrato). El ligando es específico de cada proteína. A su vez, la interacción

entre proteína y ligando reside en un principio de complementariedad estructural: el

ligando debe encajar en un hueco existente en la superficie de la proteína (el centro

activo). Sólo aquel o aquellos ligandos capaces de acoplarse en el centro activo de la

proteína serán susceptibles de interactuar con ella.

Hay que tener en cuenta que este acoplamiento no es meramente espacial, sino que la

proteína "ve" en su ligando, además de la forma, la distribución de cargas eléctricas,

sus distintos grupos funcionales, y, en general, las posibilidades de establecer

interacciones débiles con él a través de los grupos R de los aminoácidos que rodean el

centro activo (el ligando "atraca" en el centro activo como lo haría un barco en un

muelle, se establecen entre ambos "amarras" en forma de interacciones débiles que

hacen más estable la asociación).

De lo anteriormente expuesto es fácil deducir que para que una proteína desempeñe

su función biológica debe permanecer intacta su conformación tridimensional nativa.

Si se pierde dicha conformación, y por lo tanto se altera la estructura del centro activo,


201



ya no habrá acoplamiento entre proteína y ligando (no se "reconocerán") y la

interacción entre ambos, de la que depende la función, ya no tendrá lugar.

La secuencia de aminoácidos de una proteína determina su conformación

tridimensional, y ésta, a su vez, determina su función biológica.

FUNCIONES DE LA PROTEÍNAS

Función Ejemplos Acción

Reserva

Ovo albúmina Almacén de aminoácidos

Gluteína (trigo) Crecimiento de la semilla

Ferritina Almacena hierro en el bazo

Estructural

Colágeno Forma tendones, huesos, cartílago, piel

Elastina Es un conectivo elástico entre células

Queratina Forma piel y derivados (pelo, plumas, uñas)

Mucoproteínas Mucosidades, liquido sinovial

Hormonal

Insulina Regula el metabolismo glucídico

Hormona de crecimiento Regula el metabolismo del calcio y fósforo

Proteínas G Comunicación entre células

Transporte

Hemoglobina Trasporta oxigeno en vertebrados

Hemocianina Trasporta oxigeno en invertebrados

Lipoproteínas Transporta lípidos en la sangre

Defensiva

Inmunoglobulinas Defensa inmunológica

Fibrinógeno y Trombina Coagulación de la sangre

Contráctil

Actina Contracción muscular en miofibrillas

Miosina Contracción muscular en miofibrillas

Tubulina Forma microtúbulos del citoesqueleto

1-Nombre aminoácidos básicos e identifique los grupos funcionales que le confieren

este carácter.

2-Dibuje un aminoácido en perspectiva y proyección Fischer para mostrar la

estereoquímica de los D y L-aminoácidos.

3-Dibuje un tripéptido de aminoácidos básicos, ácidos y neutros.

4-Marque la opción CORRECTA con respecto a proteínas:


202



a) La unión peptídica entre los aminoácidos es un enlace no covalente entre

el grupo carboxilo de un aminoácido y el nitrógeno del grupo α amino del

otro aminoácido.

b) En la desnaturalización de la proteína se rompen todas las estructuras

provocando la pérdida completa de su función.

c) La secuencia de aminoácidos es el principal determinante de la

conformación y propiedades de la proteína, pero no de sus características

funcionales.

d) El pH de una solución en el cual la carga neta es nula, se conoce Punto

Isoeléctrico.

5- En referencia a los aminoácidos podemos afirmar:

a) Todos los aminoácidos naturales son esenciales

b) Solamente los aminoácidos neutros pueden presentar más de un grupo

ionizable

c) Todos los aminoácidos esenciales presentan actividad óptica

d) Algunos los aminoácidos tienen capacidad buffer

8.10 LIPIDOS

Los lípidos son biomoléculas orgánicas que se encuentran en la naturaleza y tienen

solubilidad limitada en agua y se pueden extraer de los organismos con disolventes

orgánicos no polares, como benceno, cloroformo o éter. Ejemplos de ellos son las

ceras, vitaminas liposolubles, hormonas y la mayor parte de los componentes de las

membranas celulares.

Químicamente son muy heterogéneos, pero tienen en común una parte de la

estructura de naturaleza hidrocarbonada que le confiere la insolubilidad en agua y su

solubilidad en disolventes orgánicos.

Debido a la diversidad de características químicas que poseen, existen diferentes

clasificaciones, de las cuales abordaremos la más común de ellas, en donde se los

divide a los lípidos en saponificables y no saponificables.


203



Esto quiere decir que aquellos lípidos que contienen ácidos grasos unidos a algún otro

componente mediante enlaces tipo éteres y los no saponificables aquellos que no

contienen ácidos grasos pero sí algún derivado de estos.

8.10.1

CLASIFICACIÓN DE LOS LIPIDOS

ACILGLICÉRIDOS

CÉRIDOS

SAPONIFICABLES FOSFOGLICÉRIDOS

ESFINGOLÍPIDOS ESFINGOFOSFÁTIDOS

GLUCOESFINGOLÍPIDOS

TERPENOS

NO SAPONIFICABLES ESTEROIDES

EICOSANOIDES Cuando los lípidos saponificables pueden hidrolizarse, se obtienen ácidos grasos, que son moléculas orgánicas que poseen un grupo funcional carbonilo y una cadena hidrocarbonada larga que posee entre 4 y 36 carbonos. La mayoría de los ácidos grasos naturales tienen un número par de átomos de carbono que oscila entre 12 y 24, siendo especialmente abundante entre 16 y 18. El predominio de ácidos grasos con número par de átomos de carbono se debe a que estos compuestos se sintetizan en las células a partir de unidades de dos carbonos.

http://www.genomasur.com/lecturas/02-13-G.gif


204



Los ácidos grasos pueden ser saturados, que no poseen dobles enlaces o insaturados,

que poseen uno (monoinsaturados) o más dobles enlaces (poliinsaturados) a lo largo

de su cadena hidrocarbonada.

La existencia de dobles enlaces implica la existencia de isómeros geométricos (cis-

trans) según sea la disposición de los sustituyentes a ambos lados del doble enlace. La

mayoría de los ácidos grasos insaturados que existen en la naturaleza presentan

configuración cis.

La geometría tetraédrica de los orbitales del carbono determina que las cadenas

hidrocarbonadas de los ácidos grasos adopten una característica disposición en zig-zag

Sin embargo, los ácidos grasos saturados e insaturados difieren significativamente en

cuanto a la disposición espacial de sus cadenas hidrocarbonadas. En los saturados,

aunque la libre rotación de los sustituyentes alrededor de los enlaces sencillos

proporciona una gran flexibilidad a la cadena, la conformación más estable es aquella

en la que dicha cadena se encuentra lo más extendida posible, minimizando así las

interacciones repulsivas entre átomos vecinos. En los insaturados, por otra parte, la

tendencia de la cadena hidrocarbonada a adoptar la conformación más extendida se

ve limitada por la rigidez de los dobles enlaces, que impide que los distintos

sustituyentes de los carbonos implicados en ellos puedan rotar a su alrededor. Esto

determina la aparición de cambios de orientación en la dirección de la cadena

hidrocarbonada de los ácidos grasos insaturados, no pudiendo adoptar ésta una

conformación totalmente extendida. En concreto, en los ácidos grasos cis-

monoinsaturados, que son los más abundantes, la cadena presenta dos tramos

rectilíneos, separados por un doble enlace, que forman entre sí un ángulo de unos

120º. Los poliinsaturados presentan estructuras complejas con varios tramos

rectilíneos separados por dobles enlaces. Los dobles enlaces trans (muy raros en la

naturaleza) apenas determinan una ligera sinuosidad en la cadena sin que ello suponga

un cambio significativo en la orientación de la misma: los ácidos grasos trans-

insaturados presentan conformaciones espaciales muy similares a las de los saturados.

Estas diferencias en cuanto a la conformación espacial de los distintos tipos de ácidos

grasos influyen considerablemente en sus propiedades físicas y tienen notables

implicaciones biológicas.


205



Las propiedades físicas de los ácidos grasos vienen determinadas en gran medida por

la longitud y grado de insaturación de su cadena hidrocarbonada.

Los ácidos grasos son sustancias anfipáticas: el grupo carboxilo, que a pH 7 se

encuentra ionizado, es netamente polar, mientras que la cadena hidrocarbonada es

totalmente no polar. Por lo tanto, en medio acuoso los ácidos grasos tenderán a

formar micelas y otras estructuras afines.

ACILGLICÉRIDOS

Los acilglicéridos son esteres de la glicerina, un polialcohol de tres átomos de carbono,

con los ácidos grasos.

El glicerol por sus tres grupos hidroxilo pueden reaccionar con uno, con dos o con tres

ácidos grasos para dar lugar respectivamente a los monoacilglicéridos, diacilglicéridos

y triacilglicéridos. Los mono y diacilglicéridos sólo aparecen en la naturaleza en

pequeñas cantidades, generalmente como productos intermedios de la síntesis o

degradación de los triacilglicéridos, que son mucho más abundantes y de mayor

importancia biológica.

Los triacilglicéridos se denominan también triacilgliceroles químicamente y su

denominación popular es triglicéridos químicamente incorrecta.

Cuando la glicerina reacciona con tres ácidos grasos para dar lugar a un triacilglicérido

se liberan tres moléculas de agua. Esta reacción de esterificación es reversible en

determinadas condiciones, es decir, los triacilglicéridos pueden sufrir hidrólisis cuando

reaccionan con el agua para dar nuevamente glicerol y los ácidos grasos libres, tal y

como sucede durante la digestión de las grasas en el intestino delgado por acción de la

lipasa pancreática.

Por otra parte, los triacilglicéridos pueden sufrir saponificación cuando reaccionan con

álcalis como el hidróxido sódico para dar lugar a la glicerina libre y a las

correspondientes sales sódicas de los ácidos grasos que se conocen con el nombre de

jabones.


206



Esta reacción no es exclusiva de los triacilglicéridos, sino que la sufren en general

todos los lípidos que contienen ácidos grasos unidos, mediante enlace éster o similar, a

otro componente; por ello, el carácter saponificable o no de los distintos tipos de

lípidos se utiliza como criterio para clasificarlos. La reacción de saponificación se utiliza

industrialmente en la fabricación de jabones.

Los triacilglicéridos pueden ser simples, si contienen un sólo tipo de ácido graso, o

mixtos, si contienen más de un tipo. Los triacilglicéridos naturales suelen ser mezclas

complejas de triacilglicéridos simples y mixtos. Por otra parte, los triacilglicéridos ricos

en ácidos grasos saturados se encuentran en estado sólido a temperatura ambiente,

mientras que los ricos en ácidos grasos insaturados permanecen líquidos a

temperatura ambiente y se denominan aceites.

La polaridad típica de los grupos hidroxilo de la glicerina y carboxilo de los ácidos

grasos desaparece por completo cuando éstos reaccionan para formar un enlace éster.

Por ello, aunque la glicerina es una sustancia polar y los ácidos grasos son sustancias

anfipáticas, los triacilglicéridos son totalmente apolares y por lo tanto insolubles en

agua. Esta insolubilidad se pone claramente de manifiesto en las mezclas agua-aceite,

que presentan dos fases completamente separadas.

La función de los triacilglicéridos en las células vivas es de naturaleza energética:

constituyen depósitos de combustible metabólico rico en energía al que la célula

puede recurrir en períodos en los que escasean los nutrientes procedentes de su

entorno. Como sustancias de reserva los triacilglicéridos presentan dos ventajas

significativas con respecto a los polisacáridos como el almidón o el glucógeno, que

comparten con ellos esta función. En primer lugar, por ser sustancias altamente

reducidas (o hidrogenadas), su oxidación libera más del doble de energía que una

cantidad equivalente de glúcidos, que presentan un grado de oxidación mayor y por lo


207



tanto no son tan ricos en energía. En segundo lugar, por ser sustancias hidrofóbicas,

pueden almacenarse en forma anhidra, sin que el organismo tenga que soportar el

peso adicional del agua de hidratación de los polisacáridos, mucho más hidrofílicos.

Por esta razón, los animales, que dependen en gran medida de la locomoción para

desarrollar sus funciones vitales, recurren preferentemente a los lípidos como material

de reserva, ya que la misma cantidad de energía en forma de polisacáridos hidratados

dificultaría sus movimientos debido al exceso de peso; los vegetales, por ser estáticos,

no tienen este problema, por lo que pueden recurrir en mayor medida a los

polisacáridos para almacenar su combustible metabólico.

CERAS

Las ceras, son ésteres de los ácidos grasos con alcoholes monohidroxílicos de cadena

larga (16 a 30 átomos de carbono), que también se denominan alcoholes grasos. El

éster formado por el ácido palmítico (16 C) y el triacontanol (alcohol graso de 30 C) es

el componente principal de la cera que fabrican las abejas.

Al igual que los triacilglicéridos, las ceras son sustancias netamente hidrofóbicas y por

lo tanto insolubles en agua. Esta insolubilidad en agua junto con su elevada

consistencia constituyen la base físico-química de su principal función biológica que

consiste en actuar como sustancias impermeabilizantes. Así, ciertas glándulas de la

piel de los vertebrados secretan ceras para proteger el pelo y la piel manteniéndolos

flexibles, lubricados e impermeables; los pájaros, especialmente las aves acuáticas,

secretan ceras gracias a las cuales sus plumas pueden repeler el agua; en muchas

plantas, sobre todo las que viven en ambientes secos, las hojas y los frutos están

protegidas contra la excesiva evaporación de agua por películas céreas que les dan

además un aspecto brillante característico.

FOSFOGLICÉRIDOS.

Los fosfoglicéridos, también llamados glicerofosfátidos, son un grupo de lípidos con un

denominador estructural común que es la molécula de ácido fosfatídico. El ácido

fosfatídico está formado por una molécula de glicerina, dos ácidos grasos y una

molécula de ácido fosfórico. Los grupos hidroxilo de los átomos de carbono 1 y 2 de la

glicerina están unidos mediante enlace éster a los dos ácidos grasos, el hidroxilo del

carbono 3 está unido, también mediante enlace éster, al ácido fosfórico. El ácido


208



fosfatídico apenas se encuentra como tal en la naturaleza, sino unido a través de su

molécula de ácido fosfórico a diferentes compuestos de naturaleza polar, dando así

lugar a los diferentes fosfoglicéridos. La unión entre el ácido fosfatídico y el compuesto

polar también es de tipo éster. Los fosfoglicéridos presentan una cierta similitud con

los triacilglicéridos: se podría concebir un fosfoglicérido como un triacilglicérido en el

que uno de los ácidos grasos ha sido sustituido por una molécula de ácido fosfórico y

un compuesto polar unido a él. Los compuestos polares que forman parte de los

fosfoglicéridos son de naturaleza variada; entre ellos cabe citar algunas bases

nitrogenadas como la colina y la etanolamina, algún aminoácido como la serina, la

propia glicerina o el azúcar-alcohol cíclico inositol. Los fosfoglicéridos son sustancias

anfipáticas: tienen en su molécula una parte no polar, representada por las cadenas

hidrocarbonadas de los dos ácidos grasos y el esqueleto de la glicerina, y una parte

polar formada por el ácido fosfórico y el compuesto polar. Es habitual representar a los

fosfoglicéridos mediante una "cabeza" polar y dos "colas" no polares. El carácter

anfipático de los fosfoglicéridos constituye la base físico-química de su principal

función biológica, que es la de ser componentes esenciales de las membranas

celulares. Otras sustancias anfipáticas más simples, como los ácidos grasos, son de

forma aproximadamente cónica, por lo que tienden a formar micelas en medio acuoso;

sin embargo, los fosfoglicéridos, por tener dos "colas" hidrocarbonadas, son de forma

aproximadamente cilíndrica, y por ello tienden a formar en medio acuoso estructuras

más complejas como las bicapas, las cuales a su vez pueden doblarse sobre sí mismas

dando lugar a estructuras cerradas, con un compartimiento acuoso interior, que se

denominan liposomas. La estructura de las membranas celulares está basada en una

bicapa formada por lípidos con carácter anfipático.


209



http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b9/Phospholipids_aqueous_solution_structures-2.png

ESFINGOLÍPIDOS

Los esfingolípidos son un grupo de lípidos que contienen formando parte de su

molécula al aminoalcohol graso llamado esfingosina. El grupo amino de la esfingosina

puede reaccionar con el grupo carboxilo de un ácido graso para formar entre ellos un

enlace tipo amida dando lugar a un compuesto denominado ceramida, que es la base

estructural común de todos los esfingolípidos de manera análoga a como el ácido

fosfatídico lo es de los fosfoglicéridos. Los distintos tipos de esfingolípidos se obtienen

mediante la unión de la ceramida con distintos tipos de compuestos de naturaleza

polar. Hay dos tipos principales de esfingolípidos: los esfingofosfátidos y los

glucoesfingolípidos.

Esfingofosfátidos: También llamados esfingomielinas. Se obtienen al unirse la ceramida

mediante enlace éster a una molécula de ácido fosfórico y ésta a su vez, también

mediante enlace éster, a una base nitrogenada de carácter polar como la colina o la

etanolamina, también presentes en los fosfoglicéridos.

Glucoesfingolípidos: Se obtienen al unirse la ceramida a un azúcar mediante enlace

glucosídico. Así pues, la unión de la ceramida al compuesto polar se realiza

directamente y no a través de una molécula de ácido fosfórico como en los

esfingofosfátidos; los glucoesfingolípidos no contienen fósforo. Se distinguen dos tipos




210



de glucoesfingolípidos según la naturaleza del azúcar componente: los cerebrósidos,

que incorporan un azúcar sencillo tal como la glucosa o la galactosa, y los gangliósidos,

que incorporan azúcares complejos formados por varios monosacáridos y derivados de

éstos unidos entre sí.

Los esfingolípidos presentan claras similitudes estructurales con los fosfoglicéridos: el

papel del esqueleto de glicerina que éstos poseen es sustituido aquí por los tres

primeros carbonos de la esfingosina; también presentan una "cabeza" polar (fosfato-

base nitrogenada o azúcar) y dos "colas" no polares, que aquí corresponden a la

cadena hidrocarbonada de la esfingosina y a la del ácido graso unido a ella. Estas

similitudes afectan también a sus propiedades: los esfingolípidos también presentan

carácter anfipático y, por las mismas razones que los fosfoglicéridos, también son

componentes esenciales de las membranas celulares. Abundan especialmente en las

membranas de las células del tejido nervioso. Sin embargo, en los últimos años se ha

descubierto que los esfingolípidos no son meros componentes estructurales de las

membranas sino que tienen un importante papel en diversos procesos de

reconocimiento de la superficie celular, por ejemplo, los determinantes de los grupos

sanguíneos humanos (ABO) son glucoesfingolípidos. Por otra parte, diversas

enfermedades graves que afectan al sistema nervioso están relacionadas con

anomalías en el metabolismo de los esfingolípidos.

TERPENOS

Los terpenos son un grupo de lípidos que no contienen ácidos grasos y son por lo tanto

no saponificables. Están formados por la polimerización de un hidrocarburo de 5

átomos de carbono llamado isopreno (2-metil-1,3-butadieno). Los terpenos existentes

en la naturaleza contienen un número variable de unidades de isopreno polimerizadas.

Generalmente la "cabeza" de cada unidad de isopreno está unida con la "cola" de la

siguiente. Debido a su naturaleza hidrocarbonada son sustancias netamente

hidrofóbicas y por lo tanto insolubles en agua.

Son especialmente abundantes en el mundo vegetal. Gracias a que presentan un

sistema de dobles enlaces conjugados tienen la propiedad de absorber luz de

diferentes longitudes de onda, por lo que pueden actuar como pigmentos; así, algunos

terpenos como los carotenos y xantofilas son los responsables de la coloración


211



característica de muchos frutos, y el fitol, un alcohol terpenoide, forma parte de la

clorofila, el pigmento vegetal por excelencia. Muchos aromas de origen vegetal, como

el alcanfor, el mentol y el geraniol son de naturaleza terpenoide, como también lo son

algunos productos vegetales de interés económico como el caucho. La vitamina A, que

deriva biológicamente de los carotenos, también es un terpeno.

ESTEROIDES

Los esteroides son un grupo de lípidos de estructura compleja que tampoco contienen

ácidos grasos y por lo tanto también son no saponificables. Están relacionados

estructuralmente con el hidrocarburo tetracíclico denominado

ciclopentanoperhidrofenantreno. Biológicamente están relacionados con los terpenos,

de los cuales derivan. Los diferentes esteroides se diferencian en la naturaleza y

posición de diversos grupos funcionales, dobles enlaces y cadenas alifáticas lineales o

ramificadas añadidas al anillo del ciclopentanoperhidrofenantreno.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/b/b1/Steran_num.svg/220px-Steran_num.svg.png

Entre los esteroides se encuentran los esteroles, que poseen un grupo hidroxilo en el

carbono 3; son los más abundantes e incluyen muchas moléculas de interés biológico

entre las que destaca el colesterol.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/9a/Cholesterol.svg/220px-Cholesterol.svg.png

El colesterol desempeña importantes funciones biológicas en las células animales. En

primer lugar, gracias a su moderado carácter anfipático, es un componente esencial de

las membranas celulares, a las que proporciona fluidez intercalándose entre los demás

lípidos de membrana para impedir que se agreguen y "solidifiquen". En segundo lugar,


212



el colesterol actúa como precursor de un amplio grupo de sustancias con actividades

biológicas importantes entre las que cabe citar: a) Hormonas sexuales como la

testosterona (hormona sexual masculina), el estradiol (hormona sexual femenina), y la

progesterona (hormona progestágena). b) Hormonas adrenocorticales como la

aldosterona y el cortisol, que regulan diferentes aspectos del metabolismo. c) Ácidos

biliares, principales componentes de la bilis, cuya función es emulsionar las grasas en

el intestino delgado para facilitar la acción de las lipasas. d) Vitamina D, que regula el

metabolismo del fósforo y del calcio.

El colesterol es el principal esterol de los tejidos animales. En otros organismos existen

esteroles semejantes, como el estigmasterol en las plantas y el ergosterol en los

hongos. Con pocas excepciones las bacterias carecen de esteroles.

EICOSANOIDES: LAS PROSTAGLANDINAS

Los eicosanoides son un grupo de lípidos que derivan de la ciclación de un ácido graso

poliinsaturado de 20 átomos de carbono, el ácido araquidónico. Entre ellos los más

importantes son las prostaglandinas. Hasta hace relativamente poco tiempo se

desconocía su función biológica de estas biomoléculas, sin embargo hoy se sabe de

desarrollan una serie de actividades muy potentes de naturaleza hormonal y

reguladora. Por ejemplo algunas prostaglandinas estimulan la contracción del músculo

liso del útero durante el parto o la menstruación, otras afectan al flujo sanguíneo, al

ciclo sueño-vigilia, y otras son las responsables de la fiebre y el dolor asociados a los

procesos inflamatorios. El conocido fármaco ácido acetilsalicílico (aspirina) actúa

inhibiendo la síntesis de prostaglandinas, de ahí su acción analgésica y antipirética.

8.10.2 FUNCIONES DE LOS LÍPIDOS

Los lípidos en los seres vivos desempeñan tres tipos de funciones: energéticas,

estructurales y dinámicas.

Función energética: Aunque debido a su insolubilidad en agua, con la consiguiente

dificultad para ser transportados en medio acuoso, los lípidos no pueden ser utilizados


213



como combustible metabólico para un uso inmediato, constituyen (sobre todo los

triacilglicéridos) un excelente almacén de combustible metabólico a largo plazo.

Funciones estructurales: Algunos tipos de lípidos (fosfoglicéridos, esfingolípidos y

colesterol) son componentes esenciales de las membranas celulares. Otros como las

ceras desempeñan funciones de protección y revestimiento de determinadas

superficies, o de aislamiento térmico del organismo, como los triacilglicéridos

almacenados en el tejido adiposo.

7- Funciones dinámicas: Los lípidos más abundantes desempeñan en las células

papeles relativamente "pasivos" como servir de combustible o formar parte de

las membranas. Sin embargo, otros lípidos más escasos realizan importantes

funciones de control y regulación del metabolismo celular. Así, algunas

vitaminas y coenzimas son de naturaleza lipídica, como lo son también algunas

hormonas, pigmentos fotosintéticos y otras biomoléculas de especial

relevancia para la vida de las células.

Ejercicios:

1-Con respecto a Lípidos indique en cada afirmación (V) Verdadero ó (F) Falso:

a) Los ácidos grasos de origen animal poseen en general número impar de átomos

de carbono.

b) Los ácidos grasos insaturados, cuando tienen más de un doble enlace, ellos

están separados por un puente metileno.

c) Los ácidos grasos están constituidos por un grupo polar hidrófobo representado

por la función carboxilo y un grupo no polar hidrófilo constituido por la cadena

carbonada.

d) Las sales formadas con elementos del grupo II de la Tabla Periódica, son

insolubles en agua y muy poco en solventes orgánicos.


214



2-Indique la opción que menciona sólo ácidos grasos esenciales.

a) Oleico, linoleico, araquidónico

b) Palmítico, oleico, araquidónico

c) Oleico, linoleico, linolénico

d) Linoleico, linolénico, araquidónico

e) Linolénico, linoleico, palmítico

8.11 ÁCIDOS NUCLEICOS INTRODUCCIÓN.

Entre las biomoléculas más importantes, por su papel en el almacenamiento y

transmisión de la información genética, se encuentran los ácidos nucleicos. Los ácidos

nucleicos son macromoléculas formadas por la unión de unidades básicas

denominadas nucleótidos. Dicha unión se realiza mediante un tipo de enlace conocido

como puente fosfodiéster.

http://genemol.org/biomolespa/la-molecula-de-adn/molecula-02.jpg

Se puede considerar que los nucleótidos son las unidades estructurales de los ácidos

nucleicos, del mismo modo que los aminoácidos lo son de las proteínas o los

monosacáridos de los polisacáridos. Además de desempeñar este importante papel,


215



los nucleótidos como tales tienen otras funciones biológicas de naturaleza energética o

coenzimática.

8.11.1 LOS NUCLEÓTIDOS

Cuando se somete a los ácidos nucleicos a hidrólisis en condiciones suaves liberan sus

unidades monoméricas constitutivas: los nucleótidos que a su vez pueden sufrir

hidrólisis dando lugar a una mezcla de pentosas, ácido fosfórico y bases nitrogenadas.

Cada nucleótido está compuesto por una pentosa, una molécula de ácido fosfórico y

una base nitrogenada enlazados de un modo característico.

Las pentosas que aparecen formando parte de los nucleótidos son la β-D-ribosa y su

derivado, el desoxiazúcar 2'-β-D-desoxirribosa, en el que el grupo hidroxilo unido al

carbono 2' fue sustituido por un átomo de hidrógeno. Ambas se encuentran en forma

de anillos de furanosa.

β-D-ribofuranosa β-D-desoxiribofuranosa

Las posiciones del anillo de furanosa se numeran convencionalmente añadiendo el

signo (') al número de cada átomo de carbono para distinguirlas de las de los anillos de

las bases nitrogenadas.


216



El tipo de ácido fosfórico que se encuentra en los nucleótidos es concretamente el

ácido ortofosfórico.

Las bases nitrogenadas son compuestos heterocíclicos que, gracias al sistema de

dobles enlaces conjugados que poseen en sus anillos, les confiere un carácter

aromático, siendo su conformación espacial planar o casi planar. Sus átomos de

nitrógeno poseen pares electrónicos no compartidos que tienen tendencia a captar

protones, lo que explica su carácter débilmente básico. Los compuestos originarios de

los que derivan estas bases nitrogenadas son la purina y la pirimidina.

NUCLEÓSIDOS

Las pentosas se unen a las bases nitrogenadas dando lugar a unos compuestos

denominados nucleósidos. La unión se realiza mediante un enlace N-glucosídico entre

el átomo de carbono carbonílico de la pentosa (carbono 1') y uno de los átomos de

nitrógeno de la base nitrogenada, el de la posición 1 si ésta es pirimídica o el de la

posición 9 si ésta es púrica. El enlace N-glucosídico es una variante del tipo más

habitual de enlace glucosídico (O-glucosídico), que se forma cuando un hemiacetal o

hemicetal intramolecular reacciona con una amina, en lugar de hacerlo con un alcohol,

liberándose una molécula de agua.


217



http://3.bp.blogspot.com/-m1FYeuAuLJc/T29NgrDUlCI/AAAAAAAAB80/oo4CcPzoMVA/s640/bio18.jpg

Los nucleósidos en estado libre sólo se encuentran en cantidades mínimas en las

células, generalmente como productos intermediarios en el metabolismo de los

nucleótidos. Existen dos tipos de nucleósidos: los ribonucleósidos, que contienen β-D-

ribosa como componente glucídico, y los desoxirribonucleósidos, que contienen β-D-

desoxirribosa. En la naturaleza se encuentran ribonucleósidos de adenina, guanina,

citosina y uracilo, y desoxirribonucleósidos de adenina, guanina, citosina y timina. Los

nucleósidos se nombran añadiendo la terminación -osina al nombre de la base

nitrogenada si ésta es púrica o bien la terminación -idina si ésta es pirimídica, y

anteponiendo el prefijo desoxi- en el caso de los desoxirribonucleósidos.

NUCLEÓTIDOS Los nucleótidos resultan de la unión mediante enlace éster de la pentosa de un

nucleósido con una molécula de ácido fosfórico. Esta unión, en la que se libera una

molécula de agua, puede producirse en cualquiera de los grupos hidroxilo libres de la

pentosa, pero como regla general tiene lugar en el que ocupa la posición 5'; es decir,

los nucleótidos son los 5' fosfatos de los correspondientes nucleósidos. La posesión de

un grupo fosfato, que a pH 7 se encuentra ionizado, confiere a los nucleótidos un

carácter marcadamente ácido.

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Además de los nucleótidos monofosfato que acabamos de describir, existen en la

naturaleza nucleótidos di y trifosfato, que resultan de la unión mediante enlace

anhidro de 1 ó 2 moléculas de ácido fosfórico adicionales a la que se encuentra unida

al carbono 5' de la pentosa.

Al igual que los nucleósidos, los nucleótidos pueden clasificarse en ribonucleótidos y

desoxirribonucleótidos según contengan ribosa o desoxirribosa respectivamente.


219



En ella cada nucleótido se identifica mediante tres letras mayúsculas, la primera de

ellas es la inicial de la base nitrogenada, la segunda indica si el nucleótido es Mono~,

Di~, o Trifosfato, y la tercera es la inicial del grupo fosfato (en inglés, phosphate); en el

caso de los desoxirribonucleótidos se antepone una "d" minúscula a estas tres siglas.

Otra forma de nombrarlos consiste en anteponer la palabra ácido y añadir la

terminación -ílico al nombre de la base nitrogenada correspondiente; así, por ejemplo,

el AMP se puede denominar también como ácido adenílico, o, dado que a pH 7 se

encuentra normalmente disociado, como adenilato; este sistema de nomenclatura

resulta un tanto ambiguo ya que no especifica el número de grupos fosfato. También

es habitual nombrar a los nucleótidos como fosfatos de los correspondientes

nucleósidos; por ejemplo, el ATP es el trifosfato de adenosina o adenosín-trifosfato.

8.11.2 FUNCIONES DE LOS NUCLEÓTIDOS Los enlaces anhidro que unen los grupos fosfato adicionales de los nucleótidos di~ y

trifosfato son enlaces ricos en energía: necesitan un aporte energético importante para

formarse y liberan esta energía cuando se hidrolizan. Esto les permite actuar como

transportadores de energía. En concreto, el trifosfato de adenosina (ATP) actúa

universalmente en todas las células transportando energía, en forma de energía de

enlace de su grupo fosfato terminal, desde los procesos metabólicos que la liberan


220



hasta aquellos que la requieren. En algunas reacciones del metabolismo, otros

nucleótidos trifosfato como el GTP, CTP y UTP, pueden sustituir al ATP en este papel.

Por otra parte, algunos nucleótidos o sus derivados pueden actuar como coenzimas

(sustancias orgánicas no proteicas que resultan imprescindibles para la acción de

muchos enzimas). Tal es el caso del NAD, NADP, FAD o FMN, nucleótidos complejos en

los que aparecen bases nitrogenadas diferentes a las típicas de los ácidos nucleicos,

que actúan como transportadores de electrones en reacciones metabólicas de

oxidación-reducción.

Otros nucleótidos como el cAMP, un fosfato cíclico de adenosina en el que el grupo

fosfato está unido mediante enlace éster al hidroxilo de la posición 3' y al de la

posición 5', actúan como mediadores en determinados procesos hormonales,

transmitiendo al citoplasma celular señales químicas procedentes del exterior.

ÁCIDOS NUCLEICOS

Los ácidos nucleicos son polímeros de nucleótidos. En ellos la unión entre las sucesivas

unidades nucleotídicas se realiza mediante enlaces tipo éster-fosfato que resultan de

la reacción entre el ácido fosfórico unido al carbono 5' de la pentosa de un nucleótido

y el hidroxilo del carbono 3' de la pentosa de otro nucleótido. Este tipo de unión, en la

que un grupo fosfato queda unido por dos enlaces éster a dos nucleótidos sucesivos,

se conoce también como puente fosfodiéster (Figura 9.6). Cuando dos nucleótidos se

unen mediante un puente fosfodiéster el dinucleótido que resulta conserva un grupo 5'

fosfato libre en un extremo que puede reaccionar con el grupo hidroxilo 3' de otro

nucleótido, y un grupo hidroxilo 3' libre que puede reaccionar con el grupo 5' fosfato

de otro nucleótido. Esta circunstancia permite que mediante puentes fosfodiéster se

puedan enlazar un número elevado de nucleótidos para formar largas cadenas lineales

que siempre tendrán en un extremo un grupo 5' fosfato libre y en el otro un grupo

hidroxilo 3' libre. De manera análoga a lo establecido para otros tipos de biomoléculas,

el compuesto formado por una cadena de hasta 10 nucleótidos se denomina

oligonucleótido, mientras que si el número de unidades nucleotídicas es superior a 10

se dice que es un polinucleótido. En la mayor parte de los casos, las cadenas

polinucleotídicas de los ácido nucleicos contienen varios miles de estas unidades

monoméricas unidas por puentes fosfodiéster.


221



Existen dos tipos principales de ácidos nucleicos: el ácido ribonucleico (RNA), que es un

polímero de ribonucleótidos, y el ácido desoxirribonucleico (DNA), que es un polímero

de desoxirribonucleótidos. Las diferencias en cuanto a composición entre estos dos

tipos de ácido nucleico vienen dadas por las que existen entre sus nucleótidos

constituyentes y residen en el tipo de pentosa y bases nitrogenadas características de

uno y otro.

Los dos tipos de ácidos nucleicos están presentes simultáneamente en todas las células

vivas. En los virus, parásitos intracelulares obligados, aparecen de manera excluyente

DNA o RNA.

Los ácidos nucleicos son moléculas portadoras de información. La secuencia ordenada

de sus nucleótidos junto con las estructuras características de las cadenas

polinucleotídicas proporcionan las bases físico-químicas para que estas

macromoléculas puedan almacenar y transmitir la información genética en el proceso

de reproducción de los seres vivos, lo que constituye su función biológica primordial.

Bibliografía

1) Química Orgánica.John Mc Murry. 7° Edición.2008.

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INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOLÓGICA

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