ANTOLOGÍA DE QUÍMICA II

98,058 views
97,519 views

Published on

CONDENSADO DE QUÍMICA II, PARA EL NIVEL DE BACHILLERATO...COLEGIO AMERICANO DE SAN CARLOS...tango/tango

Published in: Education, Technology, Business
14 Comments
51 Likes
Statistics
Notes
No Downloads
Views
Total views
98,058
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
11
Actions
Shares
0
Downloads
508
Comments
14
Likes
51
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

ANTOLOGÍA DE QUÍMICA II

  1. 1. 1 INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Estequiometria............................................................................................ 1 1.2. Leyes ponderales........................................................................................ 1 1.3. Determinación de la fórmula de un compuesto........................................... 2 1.4. Composición centesimal o porcentual de un compuesto........................... 4 1.5. Fórmula molecular....................................................................................... 7 1.6. Unidades químicas....................................................................................... 9 1.7. Cálculos químicos.........................................................................................10 Unidad de Competencia 2 2.1. Definición de solución, concentración, soluto, solvente y solubilidad................................................................................................12 2.2. Tipos de soluciones: Sólidos-Líquidos, Líquido-Líquido, Líquido-Gas y Coloides...................................................................................................12 2.3. Concentración de las soluciones.............................................................13 2.3.1 En unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v................................................14 2.3.2 En unidades químicas: Molaridad, Normalidad y Molalidad................. 16 Unidad de Competencia 3 3.1Teorías ácido-base......................................................................................21 3.2 Propiedades de ácido y bases..............................................................21 3.3 Teoría ácido-base.................................................................................22 3.3.1 Arrhenius………………………………………………………………….22 3.3.2 Bronsted-Lowry……………………….………………………………….22 3.3.3 Lewis……………………………………….……………………………...22
  2. 2. 2 3.4 Potencial de hidrógeno (pH) y potencial de oxhidrilo (pOH)……............23 3.5 Clasificación de ácidos y bases...............................................................24 3.6 Escala de pH o indicadores.....................................................................24 3.7. Principio de Lechatelier...............................................................................25 3.8 Tiempo de reacción…………………………………………………………….25 Unidad de Competencia 4 4.1 Factores que afectan la velocidad de una reacción...............................26 4.2 Ley de acción de masas.........................................................................26 4.3 Energía de activación.............................................................................26 4.4 Catalizadores..........................................................................................27 4.5 Equilibrio químico...................................................................................28 4.6 Factores que afectan el equilibrio químico.............................................31 Unidad de Competencia 5 5.1 Fundamentos de química orgánica........................................................31 5.2 Principales diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos.....32. 5.3 Hibridación del carbono.........................................................................32 5.4 Derivados halogenados..........................................................................35 5.5 Alcoholes................................................................................................37 5.6 Ëteres.....................................................................................................38 5.7 Aldehidos y cetonas...............................................................................39 5.8 Äcidos carboxílicos………………………………………………………...40
  3. 3. 3 5.9 Esteres y sales orgánicas…………………………………………………41 5.10 Aminas y amidas…………………………………………………………...42 Unidad de Competencia 6 6.1 Carbohidratos o glucidos.......................................................................43 6.2 Monosácaridos .....................................................................................44 6.3 Disacáridos............................................................................................46 6.4 Polisacáridos.........................................................................................46 6.5 Lípidos...................................................................................................52 6.6 Aminoácidos..........................................................................................54 6.7 Proteínas...............................................................................................57 6.8 Enzimas...................................................................................................61 6.9 Vitaminas……………………………………………………………………...63 6.10 Estructuras de algunas vitaminas…………………………………………..64 6.10.1Vitaminas hidrosolubles................................................................68 6.10.2Vitaminas liposolubles..................................................................69 7.1 Ácidos nucleícos………………………………………………………………...71
  4. 4. 4 ESTEQUIOMETRÍA Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de las sustancias participantes. Las reacciones químicas no se verifican arbitrariamente, si no que están regidas por varios principios: a) Ley de la conservación de la masa [Lavoisier]: Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante. A + B  C + D Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D Ejemplos: 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O 178 g = 178 g 2KI + Pb(NO3)2  PbI2 + KNO3 663 g = 663 g Ejercicios: Balacea las siguientes ecuaciones y comprueba la Ley de Lavoisier.
  5. 5. 5 1.- NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O 2.- Fe(SO4)3 + 3BaCl2  3BaSO4 + 2FeCl3 3.- Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 4.- CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O 5.- H2 + Cl2  2HCl b) Ley de los proporciones constantes [Proust]: Cuando dos o mas elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una relación constante en peso. Ejemplos: 2H2 + O2  2H2O 4g 32 g 36 g 2Na + Cl2  2NaCl H2 + Cl2  2HCl c) Ley de la proporciones miltiples. [Dalton]: Cuando un elemento se combina con otro para dar lugar a la formación de varios compuestos mientras que la cantidad de uno de ellos permanece constante, la del otro varía en una proporción de un multiplo de la menor. Ejemplos: En el CO, la relación es de :12 a 16 En el CO2 la relación es de :12 a 32 Mientras que la masa de carbono permanece constante, la masa de oxígeno aumenta en una relación de 1 a 2. En el siguiente compuesto, el comportamiento es como se describe la relación: Cl2O La relación es de 71 a 16. El Cl permace constante la masa del O2 Cl2O3 La relación es de 71 a 48 aumenta en una relacion de 1,3,5 Y 7. Cl2O5 La relación es de 71 a 80. Cl2O7 La relación es de 71 a 112. d) Ley de las proporciones recíprocas o de los pesos de combinacion [Richter —Wenzel]. Los pesos de dos elementos que reaccionan con el mismo peso de una tercer elemento, también pueden reaccionar entre sí. PREGUNTAS: ¿Qué es lo estequiometría? • ¿Qué dice la Ley de la conservacion de la masa? • Comprueba la Ley de Lavoisier de las siguientes ecuaciones químicas: • 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O
  6. 6. 6 • 2KI + Pb(NO3)2  PbI + KNO3 • N2O5 + H2O  2HNO3 • 2KOH + H2SO4  K2SO4 + 2H2O • Na2O2 + 2Na  2Na2O • ¿Qué dice la Ley de las Proporciones Constantes? • ¿Qué dice la Ley de las Proporciones Multiples? DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN COMPUESTO 1.- Fórmula mínima o empírica: Es la que expresa la relación más simple entre los átomos de un compuesto. 2.- Fómula condensada o molecular: Es la que expresa la relación real entre los átomos de una molécula de un compuesto. Ejemplos: Fórmula molecular: C2 H2 Fórmula minima: CH Pasos para determinar la fórmula mínima de un compuesto: a) Determinar el número de átomos-gramos de cada elemento, estableciendo alguna de los siguientes relaciones: Número de átomos g de x = % de x___ o g de x____ Peso atómico de x peso atómico de x b) Obtener la menor relación posible entre los átomos, para lo cual se toma el más pequeño de los cocientes resultantes del paso 1 como común denominador. c) Aproximar los cocientes obtenidos en el paso 2 (o un multiplo) a enteros. d) Anotar los números anteriores como subíndices de los elementos correspondientes. Ejemplo: 1.- Deducir la fórmula empírica de un compuesto, cuyo análisis dió la siguiente composición: Fe = 77,7 %, O = 22,3 %. Elemento peso atómico % átomo = % peso atómico relación subíndice Fe 56 77,7 77,7 = 1,3875 1,3875 =1 1 1,3875 O 16 22,3 22,3 = 1,39375 1,39375 = 1,0045 1 16 1,3875
  7. 7. 7 Fórmula mínima = Fe1O1 Ejemplo:2.-Deducir la fórmula empírica de un compuesto que contiene 90,6 % de plomo y 9,4% de oxígeno. Elemento peso atómico % átomo = % peso atómico relación subíndice Pb 207 90,6 90,6 = 0,4376 0,4376 = 1 x 3 3 207 0,4376 O 16 9,4 9,4 = 0,5875 0,5875 = 1,3425 x 3 4,027 16 0,4376 fórmula mínima = Pb3O4 EJERCICIO: 1.- Al determinar por análisis la composición de una sustancia se encontró que un gramo de la misma contiene 0.28 g de N y 0.72 g de Mg.¿Cuál es su fórmula empirica o mínima? 2.- Determina la fórmula mínima: a).- Carbono 26.7%, hidrógeno 2.2% y oxígeno 71.1%. b).- Carbono 40%, hidrógeno 6.66% y oxígeno 53.33%. c).- Carbono 92.3% e hidrógeno 7.7%. Composición Centesimal o prcentual de un compuesto Las fórmulas para determinar el porcentaje (%) de un elemento en un compuesto son: a) % de x = peso atómico del elemento X índice / PM X 100 b) % de x = peso del elemento / peso del compuesto X 100 a) Se útiliza sí se conoce la fórmula del compuesto. b) Se útiliza sí se cuenta con datos experimentales. Ejemplo: ¿Cuál es la composición centesimal del agua? Datos: PA de H = 1 % de H = x PA de O = 16 PM del H2O = 18 g/mol % de O = x Fórmula y desarrollo:
  8. 8. 8 % H = PA H X 2 X 100 % O = PA de O X 100 PM H2O PM H2O % H= 1X2 X100 = 11,11 % O = 16 X100 = 88,89 18 18 % H + % O = 100% Ejemplo: En un experimento se calentaron 1,44 g de cobre y se formaron 1,80 g de súlfuro.¿Cuál es la composición centésimal del compuesto? Datos: Peso de Cu = 1,44 g % de S = peso de S X 100 Peso de Cu S = 1,80 g peso de CuS Peso de S = 0,36 g % de Cu = x % de Cu = 1,44 X100 = 80 % de S = x 1,80 Fórmula y desarrollo: % de Cu = peso de Cu X 100 % de S = 0,36 X100 = 20 peso de Cu S 1,86 % Cu + % S = 100,00 % Ejemplo: Determina el % de los elementos del Al(OH)3. datos: Al = 1 x 27= 27 O = 3 x 16 = 48 H = 3 x 1 = 3__ PM = 78 g/mol Fórmula y desarrollo: % Al = PA X índice X100 PM % O = PA X índice X 100 PM %H = PA X índice X 100 PM % Al = 27 X 1 X 100 = 34,61% 78 % O = 16 X 3 X 100 = 61,53% 99,98 %
  9. 9. 9 78 % H = 1 X 3 X 100 = 3,84% 78 Ejemplo: Calcular la composición centesimal del H3PO4. % de x = peso atómico del elemento x índice X 100 peso molecular Datos: PA H = 1 x 3 = 3 PA P = 31 x 1 = 31 PA O = 16 x 4 = 64 PM = 98 g/mol % de H = 1 X 3 X 100 = 3,0612 % 98 % de P = 31 X 100 = 31,6326 % 99,98 % 98 % de O = 16 X 4 X 100 = 65,3061 % 98 Ejemplo: Calcular la composición centesimal del NH4NO3. datos: PA N = 14 x 1 = 14 PA H = 1 x 4 = 4 PA N = 14 x 1= 14 PA O =16 x 3 = 48 PM = 80 g/mol % de N = 14 X 1 X 100 = 17,5% 80 % de H = 1 X 4 X 100 = 5% 100 % 80 % de N = 14 X 1 X 100 = 17,5% 80 % de O = 16 X 3 X 100 = 60%
  10. 10. 10 80 Ejemplo: Determina la composición centesimal del Ca(OH)2. Datos: PA Ca = 40 X 1 = 40 PA O = 16 X 2 = 32 PA H = 1 X 2 = 2_ PM = 74 g/mol % de Ca = 40 X 1 X 100 = 54,054% 74 % de O = 16 X 2 X 100 = 43.24% 99.99% 74 % de H = 1 X 2 X 100 = 2,702% 74 EJERCICIOS: Determina la composición centesimal de las siguientes sustancias: a).- Al2(SO4)3 b).- H3PO4 c).- Ca(CN)2 d).- NH4NO3 e).- CA(OH)2 FORMULA MOLECULAR Los pasos a seguir son: 1.-Calcular el peso fórmula de la fórmula mínima, sumando los pesos atómicos de los elementos que la forman. Peso formula = ∑ peso atómicos 2.-Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula. 3.-Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los índices de la fórmula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular. Fórmula molecular = factor (fórmula mínima). Ejemplo: La fórmula mínima de un compuesto es C, H, O2 y su peso molecular es 90, ¿Cuál es su fórmula molecular? Datos:
  11. 11. 11 Fórmula mínima = C,H,O2 Peso molecular = 90 Fórmula molecular = x PA C = 12 PA H = 1 PA O =16 X 2 Fórmula y desarrollo: Peso fórmula = ∑ peso atómicos Peso fórmula = PA del C + PA del H + 2PA del O Peso fórmula = 12 + 1 + 32 Peso fórmula = 45 Factor = PM__ ______= 90 = 2 Peso fórmula 45 Fórmula molecular = factor (fórmula mínima) Fórmula molecualar = 2(C,H,O2) Fórmula molecular = C2H2O4 Ejemplo: Por análisis se encontró que un compuesto orgánico tiene la siguiente composición: C=40%, H = 6,71%, O = 53,29% y que su peso molecular es 182. ¿Cuál es su fórmula condensada? Elemento Pa % Átomos g Relación índice Fórmula mínima C 12 40 40 = 3,33 3,33 = 1 12 3,33 H 1 6,71 6,71 = 6,71 6,71 = 2 C,H2,O1 1 3,33 O 16 53,29 53,29 = 3,33 3,33 = 1 16 3,33 Cálculo de la fórmula condensada: Fórmula mínima = C,H2,O1
  12. 12. 12 Peso molecular = 182 Fórmula molecular = x Peso fórmula = PA del C + 2PA del H + PA del O Peso fórmula = 12 + 2 + 16 Peso fórmula = 30 Factor = peso molecular = 182 = 6 Peso fórmula 30 Fórmula molecular = factor (fórmula mínima) Fórmula molecular = 6(C,H2,O) = C6 H12 O6 glucosa EJERCICIOS: Determina la fórmula molecular de: a).- Carbono 26.7%, hidrógeno 2.2%, oxígeno 71.1%. Peso molecular: 92. b).- Carbono 40%, hidrógeno 6.66%, oxígeno 53.33%.Peso molecular: 180. c).- Carbono 92.3%, hidrógeno 7.7%. Peso molecular 26. UNIDADES QUíMICAS En las reacciones quimicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones o moléculas; para contar y pesar tales partÍculas, el quÍmico cuenta con ciertas unidades que se llaman unidades quÍmicas, siendo las principales el peso molecular entre otros. Peso atómico: Es el peso promedio de los átomos de un elemento en relación con el peso de un átomo de carbono 12 al cual se le ha asignado el peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica. Ejemplo: El peso atómico del magnesio es igual a 24,312 uma, lo que significa que un átomo de Mg pesa aproximadamente el doble de un átomo de C12. • El valor de 4,003 uma para el peso atómico del helio índica que un átomo de helio pesa aproximadamente la tercera parte de un atomo de C12. Átomo gramo: Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Ejemplos: Un átomo-gramo de oxígeno pesa 16 gramos Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos
  13. 13. 13 Un átomo-graso de carbono pesa 12 gramos Molécula gramo: Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos. Ejemplos: La molécula de H2SO4 pesa 98 gramos La molécula de CO2 pesa 44 gramos La molécula de O2 pesa 32 gramos Mol: Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituyen una mol se conoce como número de Avogadro,y es igual a 6,02 X1023 y tambien una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Ejemplo: Una mol de H2O contiene 6.02 X1023 moléculas y pesa 18 gramos Una mol de CO2 contiene 6.02 X1023 moléculas y pesa 44 gramos. Una mol de azufre (S) contiene 6.02 X1023 moléculas y pesa 32 gramos. Peso molecular: Es el peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman dicha sustancia. PM de O2 = 32 uma PM de H2O = 18 uma PM del CO2 = 44 uma PREGUNTAS: * ¿Qué es el peso atómico? * ¿Qué es el átomo-gramo? * ¿Qué es la molécula - gramo? * ¿Qué es mol? * ¿Qué es el peso molecular? CALCULOS QUíMICOS: Número de moles en x gramos de sustancia: Número de moles = masa en gramos Peso atómico o PM n = g_ o n = g_ PA PM Masa en gramos = número de moles X peso molecular g = nPM Ejemplo:1.-¿Cuántos átomos gramo y cuantos moles gramos contiene 28 g de nitrógeno? Datos: Masa en g de nitrógeno = 28 g
  14. 14. 14 PA N = 14 uma = 14 g/átomo g PM N2 = 28 uma = 28 g/moléculas g Número de átomos gramo = x Número de moléculas gramo = x Fórmula y desarrollo: n = g n = _g_ Pa PM n = 28 g_______ = n = 2 átomos gramo 14 g/atomo g n = 28___________= n = 1molécula gramo 28 g/moléculas g Ejemplo:2.-¿Cuál es el número de moles contenidos en 100 g de CO2? Datos: n=x g = 100 PM = CO2 = 44 g/mol Fórmula y desarrollo: n= g / PM n = 100 g = 2.27 moles de CO2 44 g/mol 3.-¿Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio (Na2CO3)? Datos: g = x n = 0.8 moles de Na2CO3
  15. 15. 15 PM = 106 g/mol Fórmula y desarrollo: n = g/PM g = n X PM g = 0.8 moles X 106 g/mol g = 84.8 Ejercicios: 400 g de Ca(OH)2 Calcula el número de moles en: 50 g de H2SO4 150 g de NaNO3 Tricloruro de fosforo (PCl3) Cual es la masa en gramos de 1.5 moles de: Tetracloruro de carbono (CCl4) Nitrato de plata (AgNO3) SOLUCIONES EMPIRICAS En la mayoría de las reacciones químicas las sustancias que intervienen se encuentran dispersas en agua es decir en forma de soluciones. Una solución es una mezcla homogénea cuyas partículas son menos de 10 Å. En química las soluciones mas comunes son las binarias, es decir, las formadas por dos componentes; el soluto y el solvente Soluto: Es la sustancia que se dispersa y es la que esta en menor proporción. Solvente: Es el medio dispersor por lo general es el agua y se encuentra en mayores proporción. Solución: Esta formado por el soluto y el solvente. Y se da cuando se mezclan completamente una en la otra. Agua + alcohol: Depende de las cantidades en que se encuentren el uno y el otro según va a ser el soluto o el solvente.
  16. 16. 16 Solución diluida Solución concentrada Clases de soluciones empíricas: Solución saturada Solución sobresaturada Gaseosas: aire Tipos de solución: Líquidos: CO2, OH y azúcar + agua Sólido: plata + cobre Solubilidad: Es la propiedad que tiene las sustancias de formar una mezcla homogena con un disolvente. CLASES DE SOLUCIONES Disolventes Sólidos Disolucion Ejemplos Gas gas gaseosa aire Líquido gas líquido refrescos Líquido líquido liquida alcohol en agua Sólido sólido sólida latón, acero - solución homogénea (azúcar, sal y alcohol + agua ) - solución heterogénea (aceite + agua) - sustancias insolubles - sustancias solubles PREGUNTAS: * Define que es soluto. * Define que es solvente. * Define que es solución. * ¿Cuales son las clases de soluciones y heterogénea? * ¿Que es solución homogénea y heterogénea? * Menciona 3 ejemplos de clases de soluciones. * Menciona 3 ejemplos de sustancias insolubles. * Menciona 3 ejemplos de sustancias solubles. CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
  17. 17. 17 Porcentual Soluciones valoradas: Moraridad Molalidad Normalidad Porcentual: Estas soluciones tienen distintas unidades: Porcentaje en peso: Se define como los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución. % peso = gramos de soluto X 100 g de solución donde g de solución = g de soluto + solvente Porcentaje en volumen: Se define como los mL de soluto disueltos en 100 mL de solución. % en volumen = mL de soluto_ X 100 mL de solución Donde mL de solución = mL de soluto + solvente Ejemplo: Cuando se evaporan 50 g de solución de sulfato de sodio (Na 2SO4), hasta sequedad se producen 20 g de sal. ¿Cuál es el % de sal en la solución? Datos: g de soluto = 20 g de solución = 50 %en peso = 20 g_X 100 = 40% 50 g Fórmula y desarrollo: % en peso = g de soluto X 100
  18. 18. 18 g de solución Ejemplo: Si se disuelven 20 mL de alcohol en 80 mL de agua, ¿Cuál es el porcentaje de alcohol en la solución? Datos: mL soluto = 20 mL mL solvente = 80 mL mL solución = 100 mL Fórmula y desarrollo: % en volumen = mL de soluto X 100 mL de solución % en volumen = 20 mL X 100 = 20% 100 mL Ejemplo: ¿Cuántos g de NaOH se necesitan para preparar 200 g de una solución al 10% de NaOH? Datos: g de solución = 200 % =10 g de soluto =? Fórmula y desarrollo: % en peso = g de NaOH X 100 g de solución g de NaOH = % de peso x g de solución = 10 X 20 = 20 g 100 100 Ejemplo: Si 30 g de azúcar se disuelven en 100 g de agua, ¿cuál es el porcentaje de azúcar en la solución?
  19. 19. 19 Datos: g de soluto = 30 g de solvente = 100 g de solución = 130 Fórmula y desarrollo: % en peso = g de soluto X 100 g de solución % en peso = 30g_ X 100 = 23.07 % 130g EJERCICIOS: Resuelve los siguientes problemas. 1.- ¿Cuál es el % en masa de una disolución de 1800 g de agua de jamaica si se le agregaron 120 g de azúcar? 2.- ¿Cuál es el % en masa de una taza de té si se le agregaron 0.5 g de azúcar a 320 g de agua? 3.- ¿Qué porcentaje en volumen de alcohol tiene una botella de cerveza de 875 mL con 8 mL de alcohol? 4.- ¿Qué volumen de jugo de limón se necesita para preparar una disolución de 2000 mL al 15%? 5.- ¿Cuál es el % en masa de una disolución preparada con 30 g de azúcar en 70 g de agua? 6.- ¿Cuál es el % en peso de una solución que se ha preparado disolviendo 15 g de NaCl en 150 g de agua? 7.- Sí se desea preparar 100 g de solución de NAOH al 19.7% en peso, ¿Cuántos g de NAOH se necesitan? 8.- Determina el % en peso de una solución preparada con 20 g de KCl en 200 g de H2O. 9.- Deseamos preparar 600 g de solución con una concentración al 5%, calcula que cantidad de soluto necesita. 10.- ¿Cuántos g de solución (solvente + soluto) al 5% en peso (soluto) de Li2SO4 (sulfato de litio), se necesitan para tener 3.2 g de LI2SO4 en solución?
  20. 20. 20 Molaridad (M): Se define como los moles (moléculas - gramo) de soluto disueltos en un litro de solución. M = n_ V M = molaridad en Mol/L n = número de moles V = volumen en litros n = g_ n = número de moles PM g = masa en gramos PM = peso molecular en g/Mol Ejemplo: ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido sulfúrico (H2SO4), si 600 mL de la solución contiene 50 g del ácido? Datos: V = 600 mL = 0.60 L g = 50 g PM = 98 g/Mol Fórmula y desarrollo: n = g_ M = n_ PM V N =50 g____ = 0.51mol M = 0.51mol = 0.85 mol/L 98 g/Mol 0.61L Ejemplo: ¿Cuantos gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2) se necesitan para preparar 750 mL de una solución 0.15 M? Datos: g =? V = 0.75L M = 0.15 mol/L PM = 74 g/mol g =0.15 mol/L X 0.75 L X 74 g/mol Fórmula y desarrollo: g = 8.325 M = n_ V N = MV g_ = MV PM g = MV PM
  21. 21. 21 Ejemplo: ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 64 g de metanol (CH3 OH)1 en 500 mL de solución? datos: m =? g = 64 V = 0.500 L PM = 32 g/mol Fórmula y desarrollo : g =M X V X PM M =__g__ V X PM M = 64 g____________= 4 mol/L 0.500 L X 32 g/Mol
  22. 22. 22 Ejemplo: Si se desea obtener una solución 0.5 M de KOH disolviendo 50 g de hidróxido. ¿Qué volumen de solución se obtendrá? Datos: M = 0.5 mol/L g = 50 PM = 56 g/mol n = 50 g____= 0.892 mol 56 g/mol M = n_ V V = n_ M V = 0.892 mol 0.5 mol/L V = 1.784 L PREGUNTAS: * ¿Cómo se define la Molaridad? * ¿Cómo se define la molalidad? * ¿Cómo se define la Normalidad? Molalidad: Se define como el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente. m= n___ Kg. solvente m = molalidad en mol/Kg. m= g__________ Kg. solvente X PM n = numero de moles de soluto Si despejamos la formula: m = __40g____________ n = m X Kg. solvente 0.150 Kg X 342 g/Mol g__= m X Kg. solvente X PM m = 0.779 mol/Kg. PM
  23. 23. 23 Ejemplo: Una solución de alcohol etílico (C2H5OH) en agua es 1.6 molal. ¿Cuántas g de alcohol están disueltas en 2000 g de agua? Datos: m = 1.6 mol/Kg. solvente g =? Kg. solvente = 2000 g = 2 Kg. PM = 46 g/Mol Fórmula y desarrollo: g = m X Kg. solvente X PM g = 1.6 mol/Kg X 2 Kg X 46 g/mol g = 147.2 Normalidad: Se define como el número de equivalentes - gramo de soluto contenido en un litro de solución. N = num. Equivalente – gramo = num. Equivalente – gramo Litro de solución V Num. Eq.g = N X V g__= N X V Peq g = N X V X peq Peq = PM___________ núm. Total de cargas (+) o (-) Ej. Peq Mg+2 (OH)2 = 58 = 29 g eq - g peq H3PO2 = 98 = 32.66 g eq.g 2 3 Peq Al+3 (OH-3)3 = 78 = 26 g eq.g peg Na2SO4 =142 = 32.66 g eq.g 3 2
  24. 24. 24 Ejemplo: ¿Qué normalidad tendrá una solución si 600 mL de misma contiene 60 g de ácido fosfórico? Datos: N =? V = 0.6 L g = 60 Peq = 32.66 g eq.g Fórmula y desarrollo: g = n X V X peq N = g __ = 60 g __________= 3.06 eq.g/L V X peq 0.61 L X 32.66 g eq.g Ejemplo: ¿Cuál es la normalidad de una solución que resulta al disolver 49.05 g de H2SO4 en 500 mL de solución? Datos: N=? g = 49.05 V = 0.500 L Peq = 49 g eq.g PM = 98 g/mol Fórmula y desarrollo: g = n X V X peq n = g___ V X peq N = 49.05 g _______= 2 eq.g/L 0.500 L X 46 g/eq.g EJERCICIOS: Resuelve los siguientes problemas: 1.- ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido nítrico (HNO3), si 400 mL de la solución contienen 150 g del ácido? 2.- ¿Cuántos g de hidróxido de bario Ba(OH)2 se necesitan para preparar 650 mL de una solución 0.2 M? 3.- Si se desea obtener una solución 0.3 M de hidróxido de potasio (KOH) disolviendo 60 g de hidróxido, ¿Qué volumen de solución se obtendrá?
  25. 25. 25 4.- ¿Cuántos g de nitrato de sodio (NaNO3) son necesarios para preparar 300 mL de una solución 0.25 N? 5.- ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 50 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en 200 g de agua? 6.- ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar un litro de solución 0.5 M de H2SO4? 7.- ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar un litro de una solución de NaOH? 8.- Calcular la normalidad de una solución que tiene una concentración de 8 g de HNO3 por litro de solución. 9.- ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar 0.5 L de una solución 1 N de H2CO3? TEORÍAS ÁCIDO-BASE Ácido: Es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio tiñe de rojo el papel tornasol azul, reacciona con los metales activos con desprendimiento de hidrógeno y neutraliza a las bases. Base: Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el papel tornasol rojo, tiene aspectos jabonoso y neutraliza a los ácidos. Disociación: Es la separación de iones que existen en una sustancia que presentan en lace iónico cuando se encuentra en solución acuosa. aq. K+ Cl-  K+1 + Cl-1 Ionización: Es la formación de iones de las sustancias que presentan enlace covalente al encontrarse en solucion acuosa: HCl  H + Cl Ki: Es la constante de equilibrio y es igual al producto de las concentraciones iónicas entre la concentración de la sustancia sin disociarse. H2O H+ + OH- Ki = [H+][OH-] [H2O] H2S 2H+ + S-2 Ki = [H]2[S] [H2S]
  26. 26. 26 Las teorías ácido - Base más importantes son: Teoría de Arrhenius del químico Svante arrhenius, para quien ácido es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidrónio (H3O) o iones hidrógeno (H+) y base es toda sustancia que en solución acuosa produce iones oxidrilos o hidroxilo (OH-) H+ + H2O H3O+ ión hidrónio M+ + OH- M+ + OH- ión hidroxilo Teoría de Bronsted-Lowry: establecieron que una reacción ácida-base implica una transferencia de protones por lo que definieron al ácido como una especie que dona un protón (H+) y ala base como una especie que acepta un protón (H +) esta teoría también se denomina de intercambio protónico. Ácido H+ + base H3O+ H+ + H2O H2O H+ + OH- Teoría de Lewis: el concepto de ácido - base es que el ácido es una especie química capaz de aceptar un par de electrones, y la base una especie química capaz de ceder un par de electrones. Según Lewis en toda reacción entre un ácido y una base, que forma un enlace covalente coordinado, al donar un par de electrones resulta un complejo ácido base. H+ + NH3 NH4 H+ +: OH H2O PREGUNTAS: - ¿Cuál es la definición de ácido? - ¿Cuál es la definición de base? - ¿Qué es la disociación? - ¿Qué es la ionización? - ¿Cómo se define Ki? - ¿Qué dice la teoría de s. Arrhenius? - ¿Qué dice la teoría de Bronsted-Lowry?
  27. 27. 27 POTENCIAL DE HIDROGENO (pH) Y POTENCIAL DE OXHIDRÍLO (pOH). Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo el agua tiene la misma cantidad de iones hidrónio (H3O+) e iones oxhidrilos (OH-), por lo que se considera neutra. KW = [H3O+][OH-] =1 X 10-14 El agua, a las soluciones donde [H3O+] = [OH-] =1 X 10-14, se dice que son neutras, es decir, que ni son ácidas ni básicas. En las soluciones ácidas la concentración H3O+ es mayor y en las soluciones básicas la concentración OH- es la mayor. Ácido Básico 0 7 14 Neutro pH.- Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrónio en mol/L pH =- Log [H3O+]. pOH.- Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilos en mol/L pOH = -Log [OH-]. Resuelve los siguientes ejercicios: 1.- Calcular el pH del H2 del agua, si su concentración de iones H+ es igual a 1X107 mol/L. 2.- Calcular el pH de una solución de HCl, si su concentración de iones H+ es igual a 0.0063 N. 3.- Calcular el pOH del NaOH, si su concentración de iones OH- es igual a 0.002 N. 4.- Calculese el pH de cada una de las siguientes soluciones: a) Ácido clorhídrico, HCl = 0.0045 M. b) Hidróxido de sodio, NaOH = 0.050 M. c) Ácido sulfúrico, H2SO4 = 0.00012 M. d) Hidróxido de potasio, KOH = 0.0069 M. 5.- Calculese el pOH de las siguientes soluciones: a) HCl = 0.0010 M. b) NaOH = 0.0010 M. c) HNO3 = 0.0050 M. d) Ba(OH)2 = 0.0050 M. 6.- Calcular el pOH y el pH de una solución 0.0016 M de KOH. 7.- Calcular el pH y el pOH de una solución de HCl 4.9 X10-4 M. 8. Calcula el pH y el pOH de una solución cuya concentración de iones hidrónio es 2.3 X10-4 mol/L de HNO3.
  28. 28. 28 Clasificación de ácidos y bases: Con base en las concentraciones de iones hidrónio (H3O+) o iones oxhidrilos (OH-), es decir, el pH y el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles. Ácido fuerte: Es aquel en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo concentración de [H3O+] es elevado. Ejemplos: H2SO4, HNO3, HCl., HBr, HClO4 etc. Ácido débil: Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado siendo la concentración de iones hidrónio [H3O+] de la solución relativamente baja. Ejemplos: CH3-COOH, H2CO3, H2S, H2NO2 nitroso Base fuerte: Es aquella altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la concentración de iones oxidrilo [OH] es elevada. Ejemplos: KOH, NaOH, Ba(OH)2. Base débil: Es aquella cuya concentración de iones [OH] es relativamente baja por encontrarse parcial mente disociadas. Ejemplos: NH4OH, Al(OH)3, Fe(OH)2. INDICADORES: Para determinar el rango de pH de una sustancia, utilizamos indicadores. Los indicadores son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de dar un color determinado al variar la concentración de iones hidrónios y se utilizan para determinar, aproximadamente el pH de una solución. Ejemplo: Indicadores intervalo de pH cambio de color Naranja de metilo 3.1 a 4.0 amarillo a violeta Rojo de metilo 4.2 a 10.0 rojo a amarillo EQUILIBRIO QUIMICO Y CINETICA QUIMICA La cinética química es la rama de la química que trata del estudio de la velocidad con que se realizan las reacciones químicas. Hay algunas reacciones que se realizan casi instantáneamente. Las reacciones entre sustancias que presentan en laces no covalentes son lentos. Existen reacciones químicas irreversibles, es decir, que se realizan en un solo sentido y son casi instantáneas como la reacción entre el HCl + AgNO3 HCl + AgNO3 HNO3 + AgCl Existen también gran número de reacciones reversibles, es decir cuando los productos reaccionan entre sí y forman las sustancias originales.
  29. 29. 29 Así como también existen reacciones exotérmicas y endotérmicas: Reacciones exotérmicas: Son las reacciones que liberan energía calorífica y su calor de reacción es negativo por ser su contenido energético mayor en los reactantes que en los productos. Reacciones endotérmicas: Son aquellas que para verificarse deben absorber energía calorífica y su calor de reacción es positivo, ya que los productos tienen mayor contenido energético que los reactantes. Ejemplo: N2 + 3H2 2NH3 2H2 + O2 2H2O Las reacciones reversibles son recurrentes; hasta que las velocidades de las reacciones sean iguales y no ocurran más cambios, se dice que están en equilibrio. El principio que explica este comportamiento es el principio de Lechatelier que dice: cuando un sistema esta en equilibrio un cambio en las propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda contrarrestar el efecto. Este principio se puede interpretar en forma análogo a la tercera ley de Newton: A toda acción corresponde una reacción de igual intensidad y de sentido contrario. La velocidad de una reacción: Se define como la cantidad de sustancias reaccionantes que se convierten en productos en la unidad de tiempo. Tiempo de reacción: Es el tiempo transcurrido desde el inicio de la reacción hasta la terminación de la misma. PREGUNTAS: - ¿Qué es la Cinética Química? - ¿Cómo son las reacciones entre las sustancias con enlaces NO covalentes? - ¿Cómo son las reacciones entre las sustancias con enlaces covalentes? - ¿Cuáles son las reacciones químicas irreversibles? - ¿Cuáles son las reacciones químicas reversibles? - ¿Cuándo se dice que una reacción esta en equilibrio? - ¿Qué dice el Principio de Lechatelier? - ¿Qué dice la tercera Ley de Newton? - ¿Qué es velocidad de reacción? - ¿Qué es el tiempo de reacción? - ¿Cuáles son las reacciones exotérmicas? - ¿Cuáles son las reacciones endotérmicas?
  30. 30. 30 Los factores que afectan la velocidad de una reacción son: * Concentración de los reactivos * Temperatura * Naturaleza de las reactivos * Catalizadores Concentración de los reactivos: Se define como la cantidad de partículas por unidad de volumen. Si los reactivos son diluidos o de baja concentración, tienen una velocidad lenta en la formación de los productos y si la concentración de los reactivos es moderada a alta, la formación de los productos es alta. Ley de acción de masa: (1897) Guldberg y waage: A temperatura constante, la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos. Si se aumenta la concentración de los reactivos, la velocidad de los reactivos aumentara. Temperatura: Si en un sistema de equilibrio se aumenta la temperatura siendo el volumen constante, el sistema se desplazara hacia el sentido que absorba más calor. Energía de activación: Es la energía mínima requerida para romper los enlaces y que se inicie la reacción. Naturaleza de los reactivos: La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias. El tipo de enlaces y el tamaño de las partículas influyen en la velocidad de reacción y esta ultima será mayor si el tamaño de las partículas esta finamente dividida ya que la reacción sucede en la superficie de contacto. Catalizadores: Son sustancias que modifican la velocidad de una reacción sin sufrir cambios aparente en su composición o en su peso. Un catalizador modifica la energía de activación, ya sea por formación de complejos inestables o proporcionando una superficie de absorción.
  31. 31. 31 E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo Los catalizadores E.A con catalizador positivo negativos aumentan la Complejo energía de activación Complejo activado activado Los catalizadores Energía positivos disminuyen de activación la energía de activación Energía E.A de activación E.A Productos Reactivos ∆H<0 ∆H>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica Existen catalizadores positivos y negativos: Catalizadores positivos: Sustancias químicas que aceleran la velocidad de la reacción como el MnO2, utilizado en la obtención de O2 por descomposición térmica del KClO3. Catalizadores negativos: Sustancias químicas que retardan la velocidad de una reacción, como el tetraetilo de plomo que se utiliza en la gasolina como antidetonante. PREGUNTAS: * ¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de una reacción? * ¿Qué es la concentración de los reactivos? * ¿Qué dice la ley de acción de masa de Guldberg-waage? * ¿Cómo afecta la temperatura a la velocidad de una reacción? * ¿Qué es la energía de activación? * ¿Cómo afecta la naturaleza de los reactivos a la velocidad de una reacción? * ¿Qué son los catalizadores? * ¿Cuál es la función de catalizadores positivos? * ¿Cuál es la función de un catalizador negativo? EQUILIBRIO QUIMICO
  32. 32. 32 Algunos procesos químicos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se efectúan en un sistema cerrado a temperatura constante. Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus alrededores, aunque puede liberar o absorber energía, generalmente en forma de calor o de trabajo. Un estado de equilibrio se define como la condición de un sistema donde la velocidad de los procesos opuestos es igual. A+B C+D Equilibrio C+D A+B Tiempo Cualquier cambio que experimente una especie química en equilibrio que afecte la velocidad de reacción, va a modificar la constante de equilibrio. En la expresión matemática de la ley de equilibrio químico, el numerador es el producto de las concentraciones de las sustancias en equilibrio, cada uno elevada a una potencia igual a su coeficiente. Dado un sistema: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) K1 = [C]c X [D]d = Ke K2 = [A]a X [B]b K1 = K 2 Ke = [C]c[D]d [A]a[B]b Ke es la constante de equilibrio, y solamente depende de la temperatura y la naturaleza de la reacción. Ejemplo: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) Ke = [NH3]2__ [N2][H2]3 Ejemplo:
  33. 33. 33 SO2 + NO2 SO3 + NO Ke = [SO3][NO] [SO2][NO2] Elabora la Ke para cada una de las siguientes ecuaciones químicas: a) 2HgO  2Hg + O2 b) 2KNO3  2KNO2 + O2 c) 2KClO3  2KCl + O2 d) Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu e) Sn + 2HCl  SnCl2 + H2 f) Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 g) H2 + Cl2  2HCl h) SO2 + H2O  H2SO3 i) CO2 + H2O  H2CO3 j) 2H2 + Se2  2H2Se Problemas: 1.- Se hizo reaccionar una mezcla de hidrógeno y yodo a 445 C° cuando se estableció el equilibrio, se encontraron las siguientes concentraciones de las sustancias participantes: H2 = 0.20 mol/L I2 = 0.20 mol/L HI = 1.60 mol/L Calcula el valor de la constante de equilibrio (ke) a dicha temperatura, cuando se considera el ácido yodhídrico como producto. La ecuación química del proceso es: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) 0.20 0.20 1.60 Formula: Ke = __[HI]2_ = [1.60]2_____ = Ke = 64 no unidades [H2] [I2] [0.20] [0.20] 2.- A 445 C° una mezcla en equilibrio tiene 0.80 mol/L de HI y 0.4 mol/L de I2, ¿Cual es la concentración en equilibrio de H2 la ecuación química del proceso es: Ke = 64? H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) 0.40mol/L 0.80mol/L 3.-Un reactor cerrado conteniendo pentacloruro de fósforo (PCl 5) se calentó a 230 ºC y una atm de presión hasta que se equilibró el sistema. Por análisis del contenido del
  34. 34. 34 reactor se encontró: PCl5 = 0.45 mol/L; PCl3 = 0.096 mol/L, Cl2 = 0.096 mol/L. Calcula la Ke para la reacción. 4.- En un reactor cerrado se puso PCl3 y Cl2 y la mezcla se calentó a 230 ºC y 1 atm de presión. En el punto de equilibrio se encontraron 0.235 moles/L de PCl5 y 0.174 moles/L de PCl3. Encuentre la cantidad de Cl2 que había, Ke = 2.05X10-2 a 230 ªC. 5.- En un matraz se dejo reaccionar, a temperatura ambiente, hasta llegar a un equilibrio químico una mezcla de una mol/L de ácido acético (CH3CO2H) y una mol/L de etanol (C2H5OH). Al analizar una porción del contenido del matraz, se encontraron: 0.33 mol/ de CH3CO2H; 0.33 mol/L de C2H5OH; 0.66 mol/L de acetato de etilo (CH3CO2C2H5) y 0.66 mol/L de H2O. ¿Cuál es la Ke? 6.- G. B. Kistiakowsky (1928), reporto los datos del equilibrio térmico que se establece a 321.4 ªC para la descomposición del HI: 2HI (g)  H2 (g) + I2 (g). En uno de sus experimentos, la concentración inicial de HI era de 2.08 moles/L, que se reducía a 1.68 moles/L al establecerse el equilibrio. Calculese el valor de Ke. 7.- Encuentre Ke para la reacción A  B + C, si en el equilibrio las concentraciones son: A = 4.6 moles/L; B = C = 2.3 moles/L. 8.- Considérese el sistema en equilibrio A (g) + B (g)  C (g) + D (g). Las concentraciones iniciales de A y B son 1.00 M y 2.00 M, respectivamente. Después de lograrse el equilibrio, la concentración de B es 1.50 M. Calculese la Ke. PREGUNTAS: - ¿Qué es un sistema cerrado? - ¿Qué es el estado de equilibrio? - ¿Cuál es la expresión matemática de la ley de equilibrio? - Desarrolla la Ke para cada reacción química. - SO2 + NO2  SO3 + NO - NaOH + HCl  NaCl + H2O - 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O - HCl  H + Cl. - CH3COOH H + CH3COO- Principales factores que afectan el equilibrio químico
  35. 35. 35 *temperatura *concentración *presión Temperatura: Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica, ya que al absorber ésta calor, el incremento de temperatura aplicado se contrarrestara en parte. Concentración: Al aumentar la concentración de algunos de las sustancias de un sistema en equilibrio, este se desplazara hacia la reacción que tienda a disminuir dicho aumento esto es, predominara la reacción que consuma la sustancia añadida, hasta que se restablezca nuevamente el equilibro. Presión: Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a disminuir la presión, es decir según la reacción en que se formen menos números de moléculas, ocupando en consecuencia las sustancias producidas en menor volumen. Nota: Los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero si las velocidades de las 2 reacciones opuestas. FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA ORGANICA Objetivo: Comprenderá los fundamentos de la química orgánica. Todos los componentes orgánicos contienen carbono, cuya configuración electrónica es: C6= 1S2,2S2,2px1, 2xy1 Sus electrones de valencia son: 2S2, 2px1, 2py1 Como el átomo de carbono tiene cuatro electrones periféricos, siempre tiende a compartirlos mediante enlaces covalentes, por lo que forma un gran número de compuestos orgánicos. Los principios fundamentales de la química orgánica fueron establecidos en 1874, por kekulé, Van Hoff y Le-Bel, dichos principios son los siguientes: 1.- El carbono es tetravalente. Se considera que el átomo de carbono se encuentra en el centro de un tetraedro regular y sus valencias están dirigidas hacia los vértices. 2.- Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse indefinidamente entre si con enlaces sencillos, doble o triple. Esto da lugar a la formación de una gran cantidad de esqueletos y se llama “concatenación”.
  36. 36. 36 3.- Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse con otros elementos. Estas combinaciones dan lugar a una gran diversidad de compuestos. Principales diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos: Compuestos orgánicos: los elementos que intervienen en su formación son muy pocos: C, H, O, N, P, S halógenos, As y algunos metales. Compuestos inorgánicos: los elementos que intervienen en su formación son casi todos. - El número de compuestos existentes es ilimitado, superior a 2 millones. - El número de compuestos es reducido, inferior a 100.000 - Su enlace predominante es covalente son no polar. - Su enlace es covalente polar o iónico. - Son solubles en disolventes no polares y no electrólitos; sus reacciones son lentas - Sus puntos de fusión y ebullición son elevados. - Arden fácilmente formando CO2 y H2O. - Su estabilidad térmica es elevada - La isomería es muy comunes la formación de dos o más compuestos con la misma composición y propiedades diferentes. - La isomería es muy rara - Es común la formación de moléculas complejas de peso molecular elevado - Rara vez forman moléculas complejas y nunca de peso molecular elevado. PREGUNTAS: - ¿Cuál es la configuración electrónica del carbono? - ¿Cuáles son los e- de valencia del carbono? - ¿Qué tipos de enlaces forma el carbono? - Los principios fundamentales de la química orgánica fueron establecidos por: - Menciona los 3 Principios de la química orgánica. - Menciona 5 diferencias que existen entre los compuestos orgánicos e inorgánicos. Orbítales híbridos: SP (BeCl2) El berilio carece de electrones no apareados. ¿Cómo podemos explicar su combinación con 2 átomos de cloro? Debemos intentar un tipo imaginario de átomo de berilio, uno que este a punto de combinarse con 2 átomos de cloro. Be 1S 2S 2P
  37. 37. 37 Para llegar a este átomo divalente de berilio efectuemos un pequeño cálculo electrónico. En primer, “promovemos” uno de los e- 2S a un orbital P vacío. Be 1S 2S 2P Un e- promovido: 2 e- NO aparados. Estos permiten disponer de 2 electrones no apareados, necesarios para el en lace con 2 átomos de cloro. Seria de esperar ahora que el berilio formase un enlace de un tipo empleando el orbital “p” y uno de otro tipo usando el orbital “s” Nuevamente, esto no corresponde a los hechos: se sabe que los 2 enlaces del cloruro de berilio son equivalentes. Entonces hibridemos los orbítales: Be 1S 2S P Hibridación SP 1S 2P 2P Estos orbítales híbridos específicos se conocen como orbítales SP, puesto que se consideran como el resultado de mezclar un orbital s y uno p. SP SP 180º ángulo Angulo 180º Preguntas: * ¿Qué es hibridación? * ¿Qué tipos de compuestos presentan la hibridación SP3? * ¿Qué tipos de compuestos presentan la hibridación SP2? * ¿Qué tipos de compuestos presentan la hibridación SP?
  38. 38. 38 Orbítales híbridos: SP2 Veamos ahora el trifluoruro de boro, BF3. El boro tiene solo un electrón no apareado, que ocupa un orbital 2P tres en laces necesitamos tres e- no apareados, por lo que promovemos uno de los electrones 2S a un orbital 2P: B 1S 2S 2P Un e- promovido: 3 e- NO B 1S 2S 2P apareados. Si ahora queremos “construir” la molécula más estable posible, debemos hacer los enlaces más fuertes posibles, para lo que debemos procurar los orbítales atómicos mas intensamente direccionales que se pueda nueva mente la hibridación nos provee tales orbítales: B 1S 2S 2P SP2 B 1S 2P2 2P SP2 SP2 120º 120º Estos orbítales híbridos se llaman SP2 debido a que se consideran generados por la mezcla de un orbital S y dos P. Se encuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigidos, hacia los vértices de un triangulo equilátero, de modo que el ángulo entre dos orbítales cualesquiera es 120º. Hibridación SP3 (CH4)
  39. 39. 39 Consideremos ahora una de los moléculas orgánicas mas simples, CH4 el carbono tiene 1electrón no apareada en cada uno de los dos orbítales P, por lo que podría esperar que forme el compuesto CH2. Lo forma, pero el CH2 es una molécula altamente reactiva cuyas propiedades se centran en torno a la necesidad de procurarle al carbono 2 enlaces adicionales. C 1S 2S 2P Observamos nuevamente la tendencia a formar el máximo posible de enlace; en este caso la combinación con cuatro átomos de hidrogeno para disponer de 4 electrones no apareados, promovemos uno de los electrones 2S a un orbital P vacio. C 1S 2S 2P Un e- promovido: 4 e- NO apareados. Una vez mas los orbítales mas intensamente direccionales son híbridos esta vez son orbítales SP3 que resultan de la mezcla de un orbital S y tres orbítales P. 109.5° 109.5º GRUPOS FUNCIONALES Hay conjuntos de hidrocarburos saturados que son miembros de una misma familia, ya que presentan un compuesto análogo, esto es, pertenecen a una misma función química, por Ej. Alcoholes, hidrocarburos, aldehídos, cetonas, ácidos, etc. Los átomos o grupos atómicos, químicamente reactivos como el grupo COOH que determina las propiedades características de una función química, reciben el nombre de grupos funcionales. Entre los grupos funcionales mas importantes de la química orgánica tenemos: OH (alcoholes) –o-(éter),- COOH (ácido) – NH2 (amina), etc. Los compuestos que tienen el mismo grupo funcional, pero que difieren solo en su formula molecular por un grupo de átomos, metileno (-CH2-), que tiene propiedades semejantes y que se pueden representar por una misma formula general, constituyen una serie homologa. Son ejemplos de series homólogas:
  40. 40. 40 a) CH4,C2H6 b) CH3OH,C2H5OH,C3H7OH c) H-COOH, CH3-COOH, CH3-CH2-COOH Otros grupos funcionales: (x) halogenuros de alquino, (-CHO) aldehído, (-CO-) cetona, (-COO-) ester, (NH2) amina, (-CONH2) amida. Hidrocarburo R - H Halogenúro de alquilo R-X ( x = halógeno) Alcohol R – OH (hidroxilo) Éter R – O - R Aldehído R – C - H Cetona R – C - R (carboxilo) Ácido R - C-OH Ester R-C-O-O-R Amina R - NH2 Amida R - C-O - NH2 * Grupos terminales o extremos de cadena sal orgánica R-C-O-O-H DERIVADOS HALOGENADOS (R-X) Cuando en un hidrocarburo se sustituyen uno o varios hidrógenos por cualquiera de los cuatro halógenos; F, Cl, Br y I se obtienen sustancias que se llaman halógenos de alquilo (fluoruros, cloruros, bromuros y yoduros) o compuestos halogenados. La sustitución de un solo átomo de hidrogeno en un hidrocarburo por un átomo de halógeno, forma los compuestos monoalogenados; la sustitución de dos, da origen a los compuestos di halogenados y la sustitución de tres átomos de hidrógenos por tres átomos de halógenos, forman los compuestos trihalogenados. La formula general para los derivados monohalogenados es: R-X, donde R es un radical alquilo y x representa al halógeno Ejemplos: CH-Cl cloro metano o cloruro de metano
  41. 41. 41 CH3-CH2-Br 1- bromo etano o bromuro de etilo CH3 – CH – CH3 2 - Cloropropano o cloruro de isopropilo I Cl CH3 – C – C – CH3 2, 3 – dibromo -2- buteno I I Br Br Cl Cl I I CH3 – C – C – CH3 2, 2, 3,3 - Tetraclorobutano I I Cl Cl Nota: Los átomos se nombraran de acuerdo al siguiente orden: F, Cl., Br y I. - La numeración de los carbonos comienza por el extremo más próximo al halógeno. Aplicaciones de algunos cloruros y bromuros: CH3 – CH2 – Cl Cloruro de etilo (anestésico local). CH3 - Br Bromuro de metilo (insecticida) CHCl3 Triclorometano o cloroformo. CCl4 Tetraclorometano o tetracloruro de carbono. CHI3 Triyodometano o yodoformo. A L C O H O L E S (R - OH) Los alcoholes se pueden considerar como derivados de un hidrocarburo por sustitución de un átomo de hidrogeno por el grupo hidroxilo u oxidrilo (-OH). La fórmula general de los monoalcoholes alifáticos saturados es: CnH2n+1OH o CnH2n+2 O. CLASIFICACION:
  42. 42. 42 Alcohol primario: R – CH2 – OH Ejemplo: CH3 – CH2 – CH2 – OH 1 – Propanol. Alcohol secundario: R – CH – OH Ejemplo: CH3 – CH2 – CH – CH3 2- Butanol I I R OH R CH3 I I Alcohol terciario: R – C – OH Ejemplo: CH3 – C – CH2 – OH 2-Metil -2- propanol I I R CH3 La IUPAC asigna al grupo –OH la terminación ol; se debe añadir al nombre del hidrocarburo de donde derivan la letra l, con lo cual el nombre de cualquier alcohol siempre llevara la terminación ol o la palabra alcohol seguida del nombre del grupo alquilo con terminación ico. Cuando hay mas de dos oxhidrilos se antepone la terminación ol las palabras di (dos), tri (tres), etc. además debe añadirse el número del carbono en el que esta el oxidrilo. CH3-CH2-OH etanol o alcohol etílico. CH3-CH2-CH2-OH 1-butanol o alcohol butílico. CH3 – OH Metanol o alcohol metílico CH3 – CH2 – CH2 – OH 1 - propanol É T E R E S (R – O - R) Son compuestos que se consideran el producto de la deshidratación de dos moléculas de alcohol, o bien la sustitución de los hidrógenos del H 2O por dos radicales alquilo, los cuales pueden ser iguales (éteres iguales) o diferentes (éteres mixtos). H-O-H R-O-R Tienen la misma formula general de los alcoholes: CnH2n+2 O. Propiedades físicas: Los dos primeros términos son gaseosos a temperaturas ambientales; los demás son líquidos o sólidos sus densidades están comprendidas
  43. 43. 43 entre 0.71 y 0.97g/mL. Son incoloros, más ligeros que el agua y de olor agradable; son poco solubles en agua y excelentes disolventes, pero los más sencillos son muy volátiles e inflamables. Propiedades químicas: Son estables, mucho menos reactivos que los alcoholes de que derivan; se emplean como disolventes. Nomenclatura: Existen varias formas para nombrar los éteres: 1) De acuerdo con la IUPAC, se nombran los radicales ligados al oxigeno, unidos con la palabra oxi, nombrando primero el radical más simple: Ejemplo: CH3-O-CH2-CH3 metoxietano 2) Considerarlos como óxidos de los radicales unidos al oxígeno, cuando estos son iguales por Ejemplo: CH3-O-CH3 Óxido de metilo C2H5 – O – C2H5 Óxido de etilo 3) Nombrar los grupos unidos al oxígeno, seguidos de la terminación éter Ejemplo: CH3-O-CH2-CH3 metil etil eter CH3 – O – CH3 Dimetil eter EJERCICIOS: Elaborar 10 estructuras con sus respectivos nombres para cada uno de los 3 procedimientos (DE ACUERDO A LA IUPAC, COMO ÓXIDOS, Y COMO GRUPOS UNIDOS AL OXÍGENO). ALDEHÍDOS Y CETONAS Tanto los aldehídos como las cetonas se caracterizan por la presencia del grupo carbonilo ( C = O ), que en los aldehídos se localiza en un extremo de la cadena y en las cetonas en medio de la cadena; por tanto, los compuestos acíclicos saturados pertenecientes a ambas funciones químicas corresponden a la fórmula general: CnH2n + O. Aldehídos: R – CHO y cetonas R – CO – R. Los Aldehídos se pueden definir como los primeros productos de la oxidación de los alcoholes primarios. Las cetonas son el producto de la oxidación de alcoholes secundarios. Propiedades físicas: Tanto los aldehídos como las cetonas tienen hasta cuatro átomos de carbono solubles en agua; los aldehídos y las cetonas tienen puntos de
  44. 44. 44 ebullición menores que las de los alcoholes correspondientes, su densidad es inferior a la del agua. Propiedades químicas: Los aldehídos se oxidan fácilmente hasta sus correspondientes ácidos carboxílicos. Los aldehídos y las cetonas presentan reacciones de adición. Nomenclatura de aldehídos: Basta contar el número total de carbonos que contiene la cadena mas larga, incluyendo el del carbonilo, y nombrar como si fuera alcano, sustituyendo la terminación ano por al. Ejemplo: CH3 - CH = O Etanal CH3 – CH2 – CH2 – CH = O Butanal CH3 – CH – CH2 – CH = O 2 – Metil butanal I CH3 Nomenclatura de cetonas: Se cuenta el número total de carbonos incluyendo el del grupo carbonilo cetónico, - CO - y se nombra reemplazando la terminación o por la terminación ona, características de las cetonas. En el caso de cetonas que tengan cuatro o más átomos de carbono, a dicho nombre se le añade con el número más bajo posible, la posición donde se encuentra el grupo carbonilo. Ejemplo: CH3 – CO - CH3 propanona CH3 – C – CH2 – CH3 2 – Butanona I O EJERCICIOS: 15 aldehídos. 15 cetonas. Á C I D O S (R - COOH) Los ácidos orgánicos se caracterizan por la presencia del grupo carboxilo –COOH, en consecuencia, un ácido monocarboxilico alifático saturado corresponderá a la fórmula general: CnH2nO2. Los ácidos son compuestos que se producen por OXIDACION de los aldehídos. Propiedades físicas: Los de bajo peso molecular son líquidos y los superiores son sólidos; son solubles en agua los tres primeros términos; la solubilidad disminuye al aumentar el número de carbonos; del ácido con ocho carbonos o más son insolubles
  45. 45. 45 en agua; su punto de ebullición es comparable con el de los alcoholes; los primeros términos tienen un olor picante y desagradable. Propiedades químicas: Actúan como ácidos débiles; se pueden comportar como oxidantes débiles y experimentan reacciones de sustitución de las que resultan sales, ésteres, amidas, etc. Nomenclatura: Basta contar el número total de átomos de carbono, incluyendo el del grupo carboxilo y el prefijo correspondiente dado para los alcanos, y se le añade la terminación ico, que caracteriza a los ácidos orgánicos Ejemplo: Ácido metanoico H-COOH o ácido fórmico Ácido etanoico CH3-COOH o ácido acético Ácido propanoico CH3 – CH2 – COOH o ácido propiónico EJERCICIOS: Elabora 10 estructuras de ácidos con sus respectivos nombres. ÉSTERES Y SALES ORGÁNICAS Propiedades físicas: Si deshidratamos un alcohol y un ácido obtenemos sustancias llamadas ésteres. Su grupo funcional es –COO -. Los ésteres son líquidos con olor a frutas para los primeros términos, numerosos ésteres de la serie armónica se utilizan para elaborar perfumes; son solventes de numerosos compuestos orgánicos Propiedades químicas: Son muy reactivos. Nomenclatura: Se cuenta el número de carbonos que provienen del ácido, aun el del agrupamiento característico de los éteres –COO- y al nombre del ácido con el mismo número de átomos de carbonos se le cambia la terminación ico por ato; enseguida se escribe la palabra de y al final el nombre del radical derivado del alcohol con la terminación ilo, o bien el nombre del metal, en el caso de las sales orgánicas. Ejemplo: CH3 – COO - CH2 - CH3 Etanoato de etilo CH3 - CH2 - CH2 - COO - K Butanoato de potasio CH3 – CH2 – COO – CH3 Propanoato de metilo EJERCICIOS: Desarrolla 15 ésteres y sales orgánicas con sus respectivos nombres. A M I N A S (NH2, NH, N)
  46. 46. 46 Las aminas son derivados orgánicos del nitrógeno. Se forman mediante sustitución de uno de de los hidrógenos del amoniaco por un radical alquilo (aminas primarias), dos hidrógenos por dos radicales alquilo (amina secundarios) o tres hidrógenos por tres radicales alquilos (aminas terciarias). R-NH2 R R NH R NH R R Amina Amina Amina Primaria Secundaria Terciaria Propiedades físicas: Los primeros términos tener olor amoniacal o a pescado; la metilamina y la etilamina son gaseosas, el resto son líquidos o gaseosos a temperaturas ambiente; las mas sencillas son solubles en agua. Propiedades químicas: Las soluciones acuosas de las aminas tienen reacciones básicas, y con los ácidos dan sales. Nomenclatura: Se siguen los pasos de la regla general oficial, y se añade un número que indica la posición donde se ubican el grupo amino, bien: a) Se nombran, indicando por orden de complicación, el o los grupos alquilos unidos al nitrógeno, seguidos de la palabra amina. b) Se utiliza el término amina delante del nombre del hidrocarburo del que se deriva la amina. Ejemplos: CH3-NH2 CH3-NH-CH3 C2 H5-NH2 Metilamina Dimetilamina Etilamina EJERCICIOS: Desarrolla 10 estructuras con sus respectivos nombres de cada una de los 3 tipos de aminas. A M I D A S (R - CONH2) Una amida es una clase de compuesto que se puede considerar resultante de la sustitución de un átomo de hidrógeno del amoniaco por un radical ácido, o producto de la sustitución del hidroxilo del ácido (OH) por un grupo amino (NH2). El grupo amino es constituyente principal de las proteínas. Propiedades físicas: La mayoría de las amidas son sólidas cristalizadas; sus puntos de ebullición son más elevados que los de los ácidos correspondientes. Los primeros términos son solubles en agua y conforme aumenta el número de carbonos, la solubilidad disminuye.
  47. 47. 47 Nomenclatura: Se designan a partir del hidrocarburo del que derivan añadiendo el término amida. Ejemplos: H-CONH2 Metanoamida CH3-CONH2 Etanoamida CH3 – CH2 – CONH2 Propanoamida CH3 – CH2 – CH2 – CONH2 Butanoamida EJERCICIOS: Desarrolla 10 estructuras de amidas con sus respectivos nombres. CARBOHIDRATOS O GLUCIDOS En el universo de la vida biológica, en el cual se producen todos los alimentos que consumen los seres orgánicos y liberan el oxigeno que hay en la atmósfera, debemos reconocer que la vida en nuestro planeta es posible gracias a la función clorofiliana, mediante el fenómeno de la fotosíntesis. Los seres vivos que carecen de clorofila reciben el nombre de consumidores o heterótrofos. A los vegetales verdes se les llama organismos productores o autótrofos, por que elaboran sus alimentos utilizando compuestos inorgánicos como el CO2, H2O, ciertos minerales nitrogenados y energía solar. Fotosíntesis: Clorofila CO2 + H2O + Energía CH2O + O2 Unidades básicas de los Enzimas carbohidratos. Los carbohidratos están formados únicamente por carbono, hidrógeno y oxígeno. Función: Los carbohidratos constituyen entre 50 y 70% de los nutrimentos en la dieta del hombre y de la mayoría de los animales. La oxidación que sufren los carbohidratos (azúcares y almidones) mediante el oxigeno que se capta en la respiración, proporciona al cuerpo humano la energía que necesita para trabajar y mantener una temperatura de 37°C. Los carbohidratos se clasifican en:
  48. 48. 48 Aldosas Monosacáridos Cetosas Sacarosa (fructosa + glucosa) Disacáridos maltosa (glucosa + glucosa) Lactosa (galactosa + glucosa) Polisacáridos Almidón Glucógeno Celulosa H O CH2OH O C | C --H | C= O | H-C-OH | H-C-OH | HO-C-H | HO-C-H | H-C-OH | H-C-OH | H- C-OH | H-C-OH | H-C-OH | H- C-OH | CH2OH | CH2OH CH2OH D- glucosa D- fructosa D- ribosa MONOSACÁRIDOS Son carbohidratos con seis átomos de carbono que no pueden hidrolizarse a moléculas mÁs simples; también se denominan azúcares. Sus nombres terminan en osa y según el número de carbonos se llaman: Con dos carbonos = diosas Con tres carbonos = triosas Con cuatro carbonos = tetrosas; etc. Como tienen un grupo aldehído o cetónico, si tiene un aldehído, el monosacárido es una aldosa; si tienes un grupo cetónico, el monosacárido es cetosa. Estos azúcares son sustancias blancas, con sabor dulce, solubles en agua; algunos cristalizan con dificultad y con otros al concentrar sus soluciones, solo se consiguen jarabes muy espesos. Son poco solubles en etanol e insolubles en éter. Dentro de los monosacáridos tenemos las hexosas, que constituyen el grupo más importantes, son: los monosacáridos, su fórmula es C 6H12O6 y los más importantes son:
  49. 49. 49 Glucosa: Es el monosacárido más importante y abundante; se encuentra, junto con la fructosa en la miel, en las frutas dulces (uvas). Es un constituyente normal de la corriente sanguínea. O H OH HO H H OH H OH OH D-Glucosa Fructosa: Es el azúcar de frutas, muy abundante en la naturaleza aunque menos que la glucosa. Se encuentra en la miel y forma parte de ciertos disacáridos y polisacáridos. Galactosa: Forma parte de la lactosa o azúcares de la leche, y de algunos polisacáridos.
  50. 50. 50 O H OH HO H HO H H OH OH D-Galactosa DISACÁRIDOS Su fórmula general es C12H22O11. Son carbohidratos que tienen 12 átomos de carbono en su molécula. Cuando se reúnen dos moléculas de monosacáridos, mediante un puente de oxigeno, perdiendo una molécula de agua, el compuesto se llama disacárido. Por lo tanto, un disacárido es un carbohidrato que por hidrólisis se desdoblan en dos moléculas de monosacáridos. Los disacáridos, son carbohidratos formados por la unión de dos moléculas de monosacáridos; dicha unión se efectúa a través de los llamados enlaces glucosídicos los cuales pueden ser α-1,4 glucosídico, β-1,4-glucosídico, así como el α-1-β-2-glucosídico. En la figura que aparece a continuación, se observa la formación de un enlace α-1,4 glucosídico.
  51. 51. 51 La hidrólisis (hidro = agua, lisis = destrucción) del enlace glucosídico de un disacárido origina dos unidades de monosacáridos. Los disacáridos más importantes desde el punto de vista nutricional son los siguientes: maltosa, lactosa y sacarosa. Maltosa + H2O glucosa + glucosa Lactosa + H2O glucosa + galactosa Sacarosa + H2O glucosa + fructosa Celobiosa + H2O glucosa + glucosa
  52. 52. 52 Sacarosa: Es el disacárido más abundante constituye el azúcar común y se obtiene del jugo de caña y del jugo de remolacha. Lactosa: También llamada azúcar de leche se encuentra en la leche de los mamíferos. Maltosa: Existe en los granos de proceso de germinación. Se le conoce como azúcar de malta, cuando se hidroliza produce 2 moléculas de glucosa.
  53. 53. 53 Celobiosa: Es similar a la maltosa ya que esta formada por dos moléculas de glucosa, solo que en forma beta. POLISACÁRIDOS Son anhídridos poliméricos de monosacáridos con 5 o 6 átomos de carbono; frecuentemente insolubles en agua. Los polisacáridos constituyen por una parte la sustancia de reserva de las plantas, y por otra son el material de que están hechas las paredes de las células vegetales. Los 3 polisacáridos más importantes son el almidón, el glucógeno y la celulosa. Almidón: Es un polvo blanco, incoloro e insoluble en agua fría y en alcohol; cuando se calientan forma engrudo y produce una coloración azul intensa con el yodo. Se encuentra en los tubérculos de la papa como féculas y en otros vegetales. Está ampliamente distribuido entre los vegetales que lo sintetiza mediante el CO2 de la atmósfera y el agua en presencia de clorofila. Es un elemento de reserva de las plantas. Es un polisacárido de reserva en vegetales. Se trata de un polímero de glucosa, formado por dos tipos de moléculas: amilosa (30%), molécula lineal, que se encuentra enrollada en forma de hélice, y amilopectina (70%), molécula ramificada.
  54. 54. 54 Procede de la polimerización de la glucosa que sintetizan los vegetales en los procesos de fotosíntesis, almacenándose en los amiloplastos. Se encuentra en semillas, legumbres y cereales, patatas y frutos (bellotas y castañas). En su digestión intervienen dos enzimas: -amilasa (rompe enlaces 1-4) y la (1,6) glucosidasa para romper las ramificaciones. Al final del proceso se libera glucosa.
  55. 55. 55 Glucógeno: Es la forma de almacenamiento de carbohidratos en los animales y con frecuencia se denomina almidón animal; se acumula principalmente en el hígado, en los músculos de los mamíferos y suministra la glucosa al torrente sanguíneo. Con el yodo da una coloración rojo - violeta. Es un polisacárido de reserva en animales, que se encuentra en el hígado (10%) y músculos (2%). Presenta ramificaciones cada 8-12 glucosas con una cadena muy larga (hasta 300.000 glucosas). Se requieren dos enzimas para su hidrólisis (glucógeno- fosforilasa) y (1-6) glucosidasa, dando lugar a unidades de glucosa.
  56. 56. 56 Dado que los seres vivos requieren un aporte constante de energía, una parte importante del metabolismo de los azúcares está relacionado con los procesos de formación de almidón y glucógeno y su posterior degradación. Celulosa: Su fórmula molecular es C6H10O5. Se encuentra en las partes leñosas y fibrosas de las plantas; es muy abundante, forma las paredes de las células vegetales, y se haya en la madera, el algodón fibras de lino y cáñamo. Es insoluble en agua, se utiliza para la elaboración de muchos productos químicos, en la fabricación de papel, y como materia prima en la preparación de fibras artificiales, películas, fotografías, algodón y pólvora. LÍPIDOS El termino lípido fue propuesto por el bioquímico Bloor. Los lípidos son sustancias constituyentes esenciales de prácticamente todas las células animales y vegetales, son insolubles en agua y solubles en éter. En el cuerpo humano, se concentra en las membranas celulares y en el tejido nervioso del cerebro. Químicamente, los lípidos están formados por cinco elementos principales: C, H, O, N y P
  57. 57. 57 Función: Las grasas se almacenan en el cuerpo como material de reserva, pues se oxidan cuando es necesario producir energía. La mantequilla, la leche, la carne de cerdo, las nueces y los cacahuetes son alimentos ricos en grasa. Entre los principales lípidos o grasas vegetales tenemos el aceite de semilla de algodón y soya. Las principales grasas animales son la mantequilla de cerdo, el sebo de res y los aceites de pescado. Glicérido Céridos Simples Etólidos Estéridos Lípidos fosfolipidos Complejos fosfoaminolipidos Cerebros idos Esteroides Lípidos simples: Glicéridos: Son ésteres de la glicerina y de ácidos grasos. Son grasas de origen animal y vegetal; los hay sólidos y líquidos, en este caso se llaman aceites. Las grasas son incoloras e insolubles en agua. En los animales se encuentran en el tejido adiposo y en los vegetales en las frutas y semillas. Céridos: Los céridos o ceras están formados por la unión de ácidos de peso molecular superior al de los que forman las grasas, ya que están comprendidos entre C24 y C36. Ejemplos tenemos la cera de las abejas, el esperma de ballena. Estéridos: Son líquidos que se encuentran en las células animales y vegetales como el colesterol, la bilis, las compuestos suprarrenales etc. Comprenden los esteres cuyo alcohol es un esterol, como el colesterol. Etólidos: Son ceras producidas por las confieras (pinos, abetos sabinos etc.); están constituidos por ésteres formados por moléculas iguales o diferentes de hidroxiácidos que se esterifican entre si. Lípidos complejos: La mayoría de los lípidos complejos contienen ácido fosfórico.
  58. 58. 58 Fosfolípidos: Es un componente fundamental del sistema nervioso. Son ésteres grasos que, además de contener ácido fosfórico, contienen glicerina y fosfato monocalcico. Fosfoaminolípidos: Son ésteres grasos combinados con ácido fosfórico, glicerinas, ácidos grasos y colina. Por ejemplo, las lecitinas extraídas de la yema de huevos o del aceite de soya. Cerebrosidos: Son lípidos complejos que no contienen ácido fosfórico. Son lípidos nitrogenados pero no fosforados. Se encuentran entre las sustancias que integran el sistema nervioso, en los riñones, la yema de huevo, el hígado, las células del bazo. AMINOACIDOS Diagrama de los Aminoácidos Los aminoácidos (aa) son moléculas orgánicas pequeñas con un grupo amino (NH2) y un grupo carboxilo (COOH). La gran cantidad de proteínas que se conocen están formadas únicamente por 20 aa diferentes. Se conocen otros 150 que no forman parte de las proteínas. Todos los aminoácidos tiene la misma formula general: Generalmente, el número de AA que forman una proteína oscila entre 100 y 300. Los enlaces que participan en la estructura primaria de una proteína son covalentes: son los enlaces peptídicos. El enlace peptídico es un enlace amida que se forma entre el grupo carboxilo de una AA con el grupo amino de otro, con eliminación de una molécula de agua. Independientemente de la longitud de la cadena polipeptídica, siempre hay un extremo amino terminal y un extremo carboxilo terminal que permanecen intactos.
  59. 59. 59 La unión peptídica: Los aminoácidos se encuentran unidos linealmente por medio de uniones peptídicas. Estas uniones se forman por la reacción de síntesis (vía deshidratación) entre el grupo carboxilo del primer aminoácido con el grupo amino del segundo aminoácido. Formación del enlace peptídico por una reacción de condensación La formación del enlace peptídico entre dos aminoácidos es un ejemplo de una reacción de condensación. Dos moléculas se unen con la pérdida de una molécula de agua.
  60. 60. 60 20 aminoácidos: Los veinte aminoácidos que se encuentran en los sistemas biológicos son: Todas las proteínas son cadenas lineales compuestas de algunos de estos veinte aminoácidos.
  61. 61. 61 Aminoácidos esenciales: Los organismos heterótrofos pueden sintetizar la mayoría de los AA, aquellos que no pueden sintetizarse deben ser incorporados con la dieta, denominándose aminoácidos esenciales. En el ser humano son 10: Arginina Histidina Isoleucina Leucina Lisina Metionina Fenilalanina Treonina Triptofano Valina PROTEÍNAS Función: Las proteínas son constituyentes esenciales del protoplasma y contienen nitrógeno. Mulder, en 1839, las llamo proteínas, según la palabra griega proterios, que significa de primera importancia. La función principal de las proteínas es constituir y regenerar las células animales y vegetales. También son constituyentes esenciales de la dieta necesaria para la síntesis de tejido corporal enzimas, algunas hormonas y componentes proteínico de la sangre. Composición: Los 5 elementos que existen en la mayoría de las proteínas naturales son: C, H, O, N y S. Hay además un grupo especial de proteínas que contienen fósforo. El contenido relativamente elevado de nitrógeno distingue las proteínas de las grasas y los carbohidratos. Las proteínas suelen clasificarse según su composición, química o sus propiedades de solubilidad. De los 3 tipos principales, las proteínas simples se clasifican según
  62. 62. 62 su solubilidad, las proteínas conjugadas según sus grupos no proteínicos, y las proteínas derivadas según el método de alteración. Son constituyentes químicos fundamentales e imprescindibles en la materia viva porque: a) son los quot;instrumentos molecularesquot; mediante los cuales se expresa la información genética; es decir, las proteínas ejecutan las órdenes dictadas por los ácidos nucleícos. b) son sustancias quot;plásticasquot; para los seres vivos, es decir, materiales de construcción y reparación de sus propias estructuras celulares. Sólo excepcionalmente sirven como fuente de energía. c) muchas tienen quot;actividad biológicaquot; (transporte, regulación, defensa, reserva, etc...). Esta característica diferencia a las proteínas de otros principios inmediatos como glúcidos y lípidos que se encuentran en las células como simples sustancias inertes.
  63. 63. 63 Albúminas, globulinas, Histonas Solubles protaminas, prolaminas, gluteinas Simples Insolubles Escleroproteínas Fosfoproteinas Proteínas Conjugadas Cromoproteinas Nucleoproteínas Lipoproteínas Aminoácidos Derivados Acidoproteinas
  64. 64. 64 o Alcaliproteinas Péptidos Albuminosas Peptonas Polipéptidos Proteínas simples: Albúminas: Son solubles en agua y se coagulan con calor. Contienen abundante azufre. Las más importantes se encuentran en la clara de huevo, en el suero de la sangre y en la leche. Globulinas: Pueden ser de origen vegetal o animal. Son insolubles en agua pero solubles en soluciones salinas diluidas; se encuentran en los tejidos blandos de los animales y en la sangre (provocan su coagulación); en las frutas y semillas existen globulinas vegetales. Histonas: Presentan reacción alcalina; se encuentran en el timo, el páncreas, los riñones, los leucocitos etc. Contienen azufre. Protaminas: Son aún más básicas que las histonas y no contienen azufre (S), solubles en agua, son polipéptidos sencillos. Prolaminas y gluteinas: Casi todas proceden de los granos de cereales, como la glicerina del trigo contenida en el gluten de éste. Son insolubles en agua y en soluciones salinas, pero solubles en ácidos y álcalis diluidos. Proteínas insolubles: También llamadas escleroproteínas, se encuentran entre ellas los colágenos como la oseína de los huesos, las elastinas constituyentes de los tendones, arterias etc. Las queratinas de cabellos, lanas, uñas, pezuñas y cuernos; muy ricos en azufre (S). Proteínas conjugadas: Fosfoproteinas: Su grupo prostético es el ácido fosfórico combinado con el hidróxido de algunos aminoácidos que lo contienen, en especial la serina. No se coagula por efecto del calor, pero si por el de los ácidos. Se encuentran entre ellas la caseína de la leche y la vitelina de la yema de huevo. Cromoproteinas: Contienen un metal (hierro, magnesio, cobre etc.) al que deben sus colores característicos. Están unidos a un grupo prostético y constituyen los pigmentos respiratorios de los animales y vegetales. Nucleoproteínas: Son proteínas conjugadas. Por hidrólisis de ácido fosfórico, diversos hidratos de carbono y bases xánticas. La más antiguamente conocida es la
  65. 65. 65 del timo; otras se encuentran en el páncreas, el bazo, los riñones, la levadura de cerveza, etc. Los virus están constituidos en parte por nucleoproteínas. Glucoproteinas: Se trata de combinaciones de proteínas simples con hidratos de carbonos comunes o nitrogenados. No coagulan por el calor, pero si con ácido acético. Lipoproteínas: Contienen un grupo prostético lipoide. Se supone que deben existir lecitino-proteínas. Proteínas derivadas o péptidos: Ácido proteínas y álcaliproteínas: Debido a su carácter anfótero las proteínas reaccionan con los ácidos y con las bases. Las ácido proteínas y álcali proteínas son insolubles en agua y en soluciones de sales neutras y se disuelven en los ácidos y en las bases diluidas pero precipitan en medio neutro. Albuminosas: Se diferencian de las proteínas simples y conjugadas en qué no se coagulan. Las peptonas no se coagulan ni pueden ser separadas de sus soluciones por adición de sales, como lo hacen las proteosas. Su diferencia con los polipéptidos superiores no pueden establecerse en forma neta, e insensiblemente se pasa de una a otros y a los péptidos y aminoácidos. Polipéptidos: El hecho de que las proteínas se hidrolicen dando varios aminoácidos indujo a Fisher a considerar que eran la combinación de estos productos de hidrólisis. Esta combinación debe ser lo suficientemente débil para permitir dicha hidrólisis y también su síntesis. ENZIMAS Objetivo específico: Definir, clasificar y describir la función de las enzimas. Las enzimas son catalizadores orgánicos específicos, de naturaleza proteínica, producidas por las células vivas e indispensables para que las reacciones químicas puedan efectuarse dentro de los organismos. En estos últimos años se ha descubierto intima relación entre las enzimas y las vitaminas. Las enzimas son específicas, es decir, hay una enzima diferente para catalizar cada reacción. Según un principio general de biología, cualquier enzima se compone de una coenzima o elemento activo y una apoenzima o elemento cortador. Ni uno ni otro son activos por si solos solo al mezclarlos. Al conjunto de una apoenzima y una coenzima se le denomina haloenzima o enzima.
  66. 66. 66 Clasificación: Carbohidrasas Hidrolizan a los carbohidratos. Esterasas Hidrolizan a los ésteres en el ácido. Peptidasas Hidrolizan a los péptidos. Enzimas Hidrolíticas Glucosidasas Hidrolizan a los glucidos dejando al azúcar. Fosforilosas Descomponen a los hidratos del carbono.
  67. 67. 67 Nucleasas Hidrolizan a los ácidos nucleicos. Amilasas Actúan sobre el enlace carbono - nitrógeno. Catalasa Descompone el H2O2 en agua y oxigeno. Enzimas Peroxidasa Descompone a los peróxidos orgánicos. Oxidantes Luciferasas Existe en las luciérnagas; actúa sobre la Luceferina para producir luz. Tirosinasa Actúa sobre la tirosina formando pigmen- tos negros que se conocen como melaninas. Zimasa Transforma los azúcares en alcohol y CO2. Enzimas Descarboxilantes Carboxilasa Transforma a los ácidos en aldehídos y CO2. Aunque los enzimas solo son producidas por células vivas muchas de ellas son tan estables que conservan su actividad enzimática aún después de la muerte por el calor de las células que las originaron: por lo tanto las enzimas pueden ser aisladas de los cuerpos celulares para ser usados en la industria y como medicamentos cuando falta normalmente en los organismos. La acción enzimática puede reducirse por ciertos inhibidores llamados antienzimas.
  68. 68. 68 VITAMINAS Objetivo específico: Escribir los elementos que componen las vitaminas su clasificación y su función. Rosenberg definió a las vitaminas como los compuestos orgánicos requeridos para el crecimiento normal y el sostenimiento de la vida de los animales, incluyendo al hombre. Propiamente no son un alimento, puesto que no son utilizados como unidades de construcción de las células ni proveen energía, pero son factores esénciales para la regulación del metabolismo y en pequeñas cantidades son capaces de provocar reacciones orgánicas muy profundas actuando como agentes catalíticos. El nombre vitaminas se debe a Funck precisamente por su importancia vital y por que supuso que dichas sustancias eran aminas. Función: Tienen una función específica y definida en la alimentación en el desarrollo de los organismos y en la curación de algunas enfermedades. Las funciones que ejercen las vitaminas son de dos tipos: el mantenimiento de la estructura normal y el de las funciones metabólicas normales. Las vitaminas se dividen en dos grandes grupos atendiendo a su solubilidad en agua o en las grasas. Las que se disuelven en agua se llaman hidrosolubles y los que se disuelven en grasas se llaman liposolubles. Metabolismo: Es el conjunto de transformaciones físicas, químicas y biológicas que se realizan en los organismos vivos. Hidrosolubles B1, B2, nicotinamida, B6 ácido panto- ténico, ácido fólico B12, C, P.
  69. 69. 69 Vitaminas Liposolubles A, D, K, E ESTRUCTURAS DE ALGUNAS VITAMINAS H3C CH3 CH3 CH3 O OH NH2 CH3 N Vitamina A (retinol) Vitamina B3 (Niacinamida) OH H3C NH O HO CH3 O OH Vitamina B5 (Ácido pantoténico) H3C N S OH + N N - Cl NH2 CH3 Vitamina B1 NH2 N N N N H
  70. 70. 70 Vitamina B4 (Adenina) HO HO H HO H HO H H H H3C N N O NH H3C N O Vitamina B2 (Riboflavina) H H N O S HO O NH H Vitamina B7 (Biotina)

×