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DISEÑADA POR: DEPARTAMENTO DE ASESORÍA A LA EDUCACIÓN DAE

DIRECTOR: JUAN CARLOS PLATA FUENTESADECUACIÓN PEDAGÓGICA: CARLOS JULIO ARREDONDO S.

CUCUTA2006

Conceptos y procedimientos estratégicos sobre sustancias puras y mezclas

TALLER 1GENERALIDADES

El módulo que se presenta a continuación, contiene la base teórica para el estudio de la química, teniendo en cuenta que los conceptos de este taller son el inicio para el buen entendimiento y desarrollo de esta área es importante su comprensión y resolución a conciencia de los ejercicios propuestos y los problemas que se presentan como una auto evaluación al final de cada módulo.

QUÍMICA: es la ciencia que estudia los cambios sufridos por la materia y la composición de la misma.MATERIA: denominamos materia a todo aquello capaz de impresionar a nuestros sentidos, que posee masa y ocupa un espacio determinado. Einstein la define como energía concentrada.

UNIDADES Y MEDIDASEn química se hace necesario tener en cuenta proporciones, propiedades, cantidades, etc., de sustancias. Cuando medimos, comparamos una unidad patrón con la propiedad que se quiere determinar.

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)En 1960 la conferencia general de pesos y medidas modificó y adaptó el sistema métrico SI; para la química los que nos interesan son:

MAGNITUD UNIDAD SIMBOLOMASA Kilogramo Kg

TEMPERATURA Kelvin KCANTIDAD DE SUSTANCIA Mol Mol

Las demás unidades se pueden derivar de estas básicas

NOTACIÓN CIENTÍFICASe utiliza cuando el número que deseamos expresar es muy grande o muy pequeño, entonces se utilizan multiplicadores decimales y de prefijos, para obtener múltiplos y submúltiplos de las unidades básicas. (Ver tabla taller uno de Física).

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FACTORES DE CONVERSIÓNEs la razón entre dos unidades equivalentes, expresadas en unidades diferentes. Se obtienen relacionando las dos unidades.Ejemplo: 1Kg = 103g _ 1___ = 10 3 = 1 103 Kg 1 Kg

En un problema se puede realizar con la siguiente expresión:

Unidad deseada = Cantidad planteada Unidad deseada Unidad planteada

PROPIEDADES DE LA MATERIA

- EXTRINSECAS: que son generales a todos los cuerpos. Ejemplo: volumen, masa, peso, inercia, etc.- INTRINSECAS: son las propiedades que hacen diferentes a un material de otro. Ejemplo: dureza, densidad, brillo, combustión, punto de ebullición, etc. Y se dividen en:

Físicas: son aquellas que al operar un cambio no afectan la estructura del material.Químicas: las que tienen un cuerpo al entrar en reacción. Ejemplo: acidez, basicidad, reacción con oxidantes, etc.

Se denomina volumen al espacio que ocupa un cuerpo en sus tres dimensiones: largo, alto, ancho.

En cuanto a la densidad, podemos hacer referencia a la masa de un cuerpo en un volumen determinado.

MASA Y PESOSon conceptos que tienden a confundirse; mientras la masa hace relación a la cantidad de materia que tiene un cuerpo. la definición de peso es: la fuerza que la gravedad realiza sobre cualquier objeto. Así mismo, en química se habla de términos como material y sustancia. Sustancia es una forma específica de materia: mientras que el material hace relación a la calidad de una materia (vidrio, porcelana, madera, etc.).Cuando nos referimos a la masa de un cuerpo nos referimos en realidad a su peso. Por lo tanto la ecuación de la densidad será:

d = m /v de donde v = m /d m = v . d

Donde: d = densidadm = masa (generalmente en gramos) v = volumen (en centímetros cúbicos)

Ejemplo:Determinar la densidad de un cuerpo que posee un volumen de 2.5 cc y una masa de 10 g.

Solución: m = 10 9 v = 2.5 cc d=? d=10 9 /2.5 cc d = 4 g/cc

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ENERGIAEn los procesos que implican cambios, tanto de posición (físicos) de estado, o estructurales (químicos) se necesita una "fuerza" que promueva dichos cambios a esta fuerza la denominamos Energía. Existen varias clases de energía a saber: térmica, radiante, química, cinética, potencial, nuclear y eléctrica. El calor y la temperatura son conceptos, asociados a la energía pero entre si muy diferentes. Mientras el calor es una forma de energía que está con relación a dos sistemas en continuo flujo energético y por lo tanto susceptible a ser percibido (cualitativamente), la temperatura mide la intensidad de esta energía, la temperatura es una magnitud.

Existen en la actualidad varias escalas internacional mente reconocidas, en todas ellas existen tres puntos base de medición: la temperatura del punto triple, el punto de ebullición del agua y su punto de congelación; son en su orden: la centígrada o celsius. la Fahrenheit, la Kelvin y la escala Ranking.

Las conversiones de una escala a otra son como sigue: de °C a °F °F = 9 ºC + 32

5de °F a °C °C = 5 (ºF – 32)

9de °C a °C °C = ºC + 273

de °K a °C °C = ºK - 273

Los tipos de mezclas para su separación utilizan diversas clases de métodos físicos que ayudan a dicho proceso; dependiendo del tipo de mezcla:

Sólida - Sólida: tamizado (arena y piedra)Liquida - Liquida: destilación, decantaciónSólida - Líquida: sedimentación, etc.

La materia se presenta en cinco estados: sólido, liquido, gaseoso, plasma y coloidal.

ESTADO GASEOSO: no presenta volumen ni forma definidos, alta difusión, baja densidad, presenta la forma del recipiente que lo contiene.ESTADO LIQUIDO: su forma es variable, su volumen es constante, obtiene la forma del recipiente que lo contiene.ESTADO SÓLIDO: presentan forma y volumen definida.

100º 212º 373º 671º

0º 32º

0ººC ºF ºK ºR

273º

0º

491º

0º

Punto de ebullición del agua

Punto de congleación del agua

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ESTADO PLASMÁTICO: es un estado de desorden molecular presentado por altísimas temperaturas, Ej.: el Sol. En química hacemos énfasis en los estados sólido, liquido y gaseoso.ESTADO COLOIDAL: presenta mayor viscosidad que el líquido y menor cohesión que el sólido. Se considera un estado intermedio entre estos dos.

PROBLEMAS RESUELTOS

1. Recordemos cómo podemos expresar 1.02 Kg en gramos:

X gr = 1.02 Kg 1000 g_ = 1020g = 1.02 X 103g 1 Kg

= 1.02 Kg 10 3 g = 1020 g = 1.02 x 103g 1 Kg

2. A una sustancia se le conoce su densidad en 5.20 g/mol. Si tenemos 8 g, ¿qué espacio ocupará?

d = mlv = mld d = mlv v = m/dv = 8 g / 520. g /mL v = 1.54 mL

3. ¿350°C corresponden a cuántos °F?

°F = 9 / 5 x 350 °C + 32 = 630 + 32 = 662 ºF

TEST

COLEGIO: ___________________ NOMBRE________________ GRADO: ___

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LECTURA

Para profundizar los conocimientos sobre la constitución de la materia, es necesario investigar sus propiedades. Ciertas características bastante nítidas permiten orientar este estudio. Es posible medir el calor, la conductividad eléctrica, la dureza, la densidad, etc. Puede también estudiarse desde otro punto de vista: sabiendo que está' compuesta de átomos, se averiguan algunas propiedades fundamentales de estas partículas y luego se imagina cómo pueden estar ligadas y que características presentan al estar reunidas.

Así, el conocimiento de la estructura íntima de los cuerpos se logra a través del análisis de modelos imaginados teóricamente, a partir de los cuales se puede deducir las propiedades que el cuerpo debe presentar. Esta es la única manera de penetrar en el mundo de los átomos y de las moléculas porque con ningún microscopio se puede observar la estructura molecular de un gas y ningún tipo de experimento permite tomar un átomo con las manos para someterlo a mediciones directas. A partir de la medida de las propiedades macroscópicas de los cuerpos y a través de la comparación de los resultados obtenidos con los previstos teóricamente para los distintos modelos, avanza el concepto de la estructura de la materia, eliminando modelos equivocados o insuficientes y reemplazándolos por unos más perfeccionados que incluyen propiedades cada vez más semejantes a las de los cuerpos reales.

El caso más simple de este estudio corresponde a los gases, porque es más fácil determinar las propiedades de la materia en ese estado que en el líquido, por lo menos por vías teóricas. Además, algunas propiedades presentadas por pequeños grupos de átomos y moléculas permiten intuir las propiedades que deben manifestar grupos más numerosos de estas partículas. Los resultados de este método -que busca interpretar las propiedades macroscópicas a partir del comportamiento de sus componentes microscópicos- se tradujeron en fórmulas establecidas y reunidas en la teoría cinética de los gases. Inicialmente, esa teoría fue creada para interpretar las propiedades de los gases; luego a medida que se fue acumulando información, se le generalizó de forma tal que se pudiera aplicar tanto a los líquidos como a los sólidos también.

PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA (TIPO 1)

1. el título del articulo puede ser

A. estructura de la materiaB. profundización en la cienciaC. propiedades de la materiaD. los modelos atómicos

2. Por el método de estudio de la materia se puede clasificar comoA. netamente teóricoB. teórico - prácticoC. inductivoD. científico

3. Una forma de profundizar en el conocimiento de la materia

A. analizar modelos imaginados teóricamente

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B. realizar observaciones microscópicasC. seguir los pasos del método científicoD. comprobar la teoría a través de la práctica

PROBLEMAS PLANTEADOS

A. Una sustancia X tiene un punto de fusión de 24 ºC y un punto de ebullición de 78 ºC, cuando se encuentra al nivel del mar.

4. Cuando se somete a una temperatura de 323 ºK, ¿en qué estado se encuentra la sustancia?

A. sólidoB. líquidoC. gaseosoD. coloidal

5. El momento en que la sustancia pasa de estado líquido a estado gaseoso corresponde a

A. 24°CB. 110°FC. 293 °KD. 172 °F.

6. El proceso que se podría utilizar para separar esta sustancia del agua a temperatura ambiente es:

A. precipitaciónB. destilaciónC. tamizadoD. sedimentación

B. Después de analizar una sustancia en el laboratorio, arrojó los siguientes datos:

Masa VolumenP. FusiónColor Olor

43 g86 ml83 ºCBlancoLeve

7. ¿A qué paso del método científico corresponde la anterior recolección de datos?

A. planteamiento de hipótesisB. análisis de resultadosC. experimentaciónD. conclusión

8. El proceso que podemos utilizar para separar la sal es

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A. decantaciónB. destilaciónC. TamizadoD. precipitación

9. La densidad de la solución es

A. 0.5 g/mlB. 0.5 gC. 0.5 ml/gD. 2 g/mi"

C. Teniendo la siguiente información:

COMPUESTO 1 COMPUESTO 2

100 g de sustancia 1 litro de sustanciap. ebullición 92 ºC p. Ebullición 36 ºCp. fusión 4 ºC p. Fusión – 130ºCdensidad: 1 g/ml densidad 0.63 g/mlSustancia polar Sustancia Apolar

10. Podemos deducir que el volumen del compuesto 1 es

A. 2 mlB. 0.01 mlC. 92 ml D. 100 ml

11. Podemos afirmar que al unir el compuesto 1 y el compuesto 2 se forma

A. una faseB. dos fasesC. una solución parcialD. una solución total

12. El método mas adecuado para separar estas sustancias es

A. filtraciónB. decantaciónC. destilaciónD. precipitación

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TALLER 2ESTRUCTURA DE LA MA TERIA

Este taller trata la unidad fundamental de la materia, el átomo, que es de suma importancia para el entendimiento de la forma como se comporta la materia a nivel macro molecular a través del estudio de los modelos imaginados teóricamente por los grandes atomistas desde los griegos hasta nuestra era nuclear donde cada aporte es un grano de arena para llegar a su verdadera esencia.

EL CONCEPTO ATÓMICO

El concepto actual del átomo es el resultado de una serie de ideas a través de la historia; correspondientes a la teoría atómica:

DEMÓCRITO y LEUCIPO (460-370 a.C.) Grecia: propusieron teóricamente, un modelo atómico que aunque no tenía ningún fundamento experimental, sentó las bases de la esencia de la materia:- La materia está constituida por partículas muy pequeñas a las cuales denominaron átomos.- Todas las cosas materiales están compuestas por átomos sólidos.- Entre los átomos solo existe vacío.- Los átomos son indivisibles de allí su nombre.- Los átomos son eternos.- Los átomos de diferentes cuerpos difieren entre sí por su tamaño, distribución geométrica y forma.- Las propiedades de la materia son el resultado del agrupamiento de los átomos.

JOHN DAL TON (1808). Gran Bretaña: estudió y revisó la teoría atómica griega, presentó en 1808 sus postulados en los cuales había similitud con la escuela griega pero agregando:- Los átomos son las unidades que entran en juego para las reacciones químicas.

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- Las combinaciones de los átomos se efectúan cuando diferentes tipos de átomos se unen en proporciones numéricas simples para formar compuestos.- Las masas relativas de los átomos que forman un compuesto están representadas por las masas relativas de los átomos que reaccionan.- En su teoría Dalton ya nos habla de reacción química y del principio de la conservación de la materia.JOSEPH JOHN THOMPSON (1897) Gran Bretaña: postuló en su teoría que tiene como fundamento el descubrimiento del electrón que:- La materia es totalmente neutra, lo que supone que junto a los electrones debe existir una carga que contrarreste su carga.- Los electrones podían viajar fuera de la sustancia (tubos de descarga) pero la carga positiva no.

Con estas inferencias Thompson elaboró un modelo atómico que fue llamado el modelo del pudín, existiendo una masa positiva en la cual se incrustaban los electrones para contrarrestar la carga.

ERNEST RUTHERFORD (1911). Gran Bretaña: al estudiar la radioactividad notó que la mayoría de las partículas atravesaban una lámina muy delgada de platino pero otras desviaron la dirección entre los átomos; si fuesen compactas todas las partículas alfa chocarían contra los átomos. Según Rutherford "el átomo está constituido por un núcleo central en el que se encuentra casi la totalidad de la masa y toda la carga positiva de átomo. rodeado de los electrones necesarios para anular la carga positiva".

NIELS BOHR (1975). Gran Bretaña: aplicó la teoría cuántica de la radiación al átomo de Rutherford, modificándola de manera que diera cuenta los hechos experimentales relativos a la emisión de luz. Se basa su modelo en los siguientes postulados:- Los electrones se localizan alrededor del átomo en niveles de energía.- La energía de los niveles aumenta de adentro hacia fuera.- Los electrones poseen cierta energía que les permite mantenerse dentro de un nivel de energía.- Los electrones pueden ganar energía y ascender a un nivel de energía superior (absorción atómica), luego de un tiempo devuelven la energía al medio y desciende a su nivel (emisión atómica).Borh plantea su modelo atómico como un sistema planetario en el cual los átomos giran alrededor del sol. Supuso que la energía esta cuantificada, con valores definidos. A cada nivel se le asigna un número denominado número cuántico principal. Su número máximo es de 7 niveles de energía que se enumeran de adentro hacia fuera o se le colocan las letras K, L, M, N, O, P, Q, ubicándolas de adentro hacia fuera.

El número máximo de electrones que puede haber por nivel de energía está dado por la fórmula 2n2 donde n es el número cuántico principal. El número máximo que puede haber en un último nivel de un átomo es de 8 (ley del octeto).

CONCEPTO ACTUAL DEL ÁTOMO

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El átomo posee cargas eléctricas: al frotar ámbar observó TALES DE MILETO que éste atraía pequeñas partículas y que lo mismo sucedía con otras sustancias.

En 1833 descubre FARADAY la relación electricidad - materia, luego de pasar una corriente eléctrica a través de una solución ocurre cambios en la superficie de los electrodos, cambios de tipo químico.

Descubrimiento de los electrones: en 1886, WILLLAM CROKES experimentó con tubos de descarga al vacío (llenándolos de un gas enrarecido) el cual facilitaba la fluidez de la corriente eléctrica, al hacerlo pasar por una corriente eléctrica se nota una descarga que va del cátodo (-) al ánodo (+). Estos destellos del cátodo al ánodo recibieron el nombre de, rayos catódicos debido a su procedencia.

Electrones: basándose en estos experimentos THOMPSON descubre que los rayos catódicos poseen masa y carga. A los rayos catódicos se les conoce como electrones, Thompson calculó la masa de un electrón en 9.118 X 10.28 gramos y la carga igual a 48080 X 10-10 Ves.

Protones: al estudiar los rayos catódicos. E GOLDSTEIN (1886) experimentó con tubos de descarga con el cátodo perforado. Lo que observó fue más rayos que aparecían detrás del cátodo, es decir, en dirección contraria al ánodo. Al ser investigada se determina que esta radiación presentaba carga positiva, que más tarde resultaron ser los protones, la masa de los protones es 1.674 X 10.24 g.

Radioactividad: BECQUEREL descubrió que las sales de uranio y este mismo elemento emitían radiaciones, capaces de revelar las placas fotográficas y atravesar placas metálicas. Luego, los esposos Curie ampliaron estos conocimientos, comprobando la existencia de dicho fenómeno que llamaron radioactividad.

Los productos de estas radiaciones son: rayos alfa que son núcleos de He, rayos Beta constituidas por electrones, rayos Gamma que no presentan carga y masa que pueden atravesar cualquier material, los rayos X.

Neutrones: son partículas sin carga con una masa de 1.675 X 10-24. Masa muy cercana a la del protón y fueron descubiertos por JAMES C. CHDWICK en 1932.

A partir de dichos descubrimientos los científicos postulan sus teorías acerca de cómo esta constituida la materia.

EL MODELO CUÁNTICO. MECÁNICA ONDULATORIA

Este modelo cuantifica la energía, niveles, subniveles, orbitales, donde el electrón se puede encontrar.

Orbitales: se definen como las regiones tridimensionales donde la posibilidad de encontrar un electrón es máxima. La mejor forma de hablar de las posiciones del electrón en el átomo es hablando de nubes electrónicas alrededor del núcleo atómico.

NÚMEROS CUÁNTICOS

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Estos números permiten calcular la energía del electrón y predecir con gran aproximación, su posición en el átomo.

N = número cuántico principal: su valor es entero y positivo y va desde n = 1 hasta n = 7 e indica la cantidad de niveles de energía para cualquier elemento.

Número cuántico azimutal (I): determina el subnivel o subcapa dentro del nivel de energía principal. Indica la forma de la nube electrónica u orbital alrededor del núcleo, los subniveles se designan por letras: s, p, d, f, cuando n tiene un valor n = 1 existe un subnivels, cuando n = 2 existen dos subniveles s y p. Lo que quiere decir que hay tantos subniveles como número de niveles existan.

Nivel de energía

N = 1 N = 2 N = 3 N = 4 N = 5 N = 6 N = 7

Clase de orbital

ss, ps, p, ds, p, d, fs, p, d, fs, p, d, fs, p, d, f

M = número cuántico magnético: representa la orientación de los orbitales en el espacio, que puede tener valores de +1 a -1 incluyendo cero. Para orbitales donde I = 1 puede tener tres valores (1, O, -1). El número de orbitales posible para cada subnivel:

s un orbitalp tres orbitalesd cinco orbitalesf siete orbitales

El número máximo de electrones que puede haber en un orbital es de dos.

Número cuántico de giro o spin: Permite diferenciar a dos electrones, en los tres números cuánticos n, I, m, el electrón presenta dos movimientos: alrededor del núcleo del átomo y otro sobre su eje, cuando existen dos electrones en un mismo nivel, ocupando un mismo subnivel y un mismo orbital debe tener espines diferentes, lo que en mecánica ondulatoria se conoce como el principio de exclusión de Pauli. El valor del spin debe ser de +1/2 y -1/2 que indican giros contrarios de los electrones. Si el giro es según las manecillas del reloj el valor del spin es +1/2 y si es en sentido contrario el valor es -1/2.CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Para ubicar los electrones dentro de un átomo se siguen las reglas siguientes:- Los electrones tienden a ocupar niveles de energía desde posiciones de menor

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energía hasta niveles de mayor energía.- Deben cumplir el principio de exclusión de Pauli.- Deben cumplir con las reglas de Hund.- Cuando hay varios orbitales de un mismo nivel, se deben llenar teniendo en cuenta que primero cada orbital debe tener un electrón antes de completar los demás electrones.

Los electrones se ubican de acuerdo a un modelo nemotécnico, abreviado que nos indica; nivel, subnivel y número de electrones en un orbital. Tomamos como base el número atómico (z) ya que en un átomo neutro el número de protones (z) debe ser igual al número de electrones. Veamos la configuración electrónica del sodio (z = 11).

1s2 2s2 2p6 3s1

Electrones Z = 11

Subnivel

Nivel

Para llenar los átomos con electrones se sigue un número general:

MATERIA

Un elemento químico, esta constituido por átomos de dicho elemento. Tanto el uno como los otros se representan mediante el símbolo químico que proviene del nombre descubridor, del lugar de origen o de la función que cumplen. Si combinamos, dos o más átomos, tenemos una molécula que a su vez es la representación unitaria de un compuesto.

PESO ATÓMICO: se toma como base el átomo de hidrógeno, al cual John Dalton le asignó el número (1) gramo, aunque no es el peso de un átomo de hidrógeno ya que éste es muy pequeño para hallarle el valor real.

ISÓTOPOS: existen átomos de un mismo elemento que se diferencian en la masa, aunque conservan el mismo número atómico.Ejemplo:

O15, O18, O17

PESO MOLECULAR: Es el peso de una molécula y corresponde al peso de cada uno de los átomos constituyentes.Ejemplo: CH2OH

C = 12 g = 12 gH = 1 g x3 = 3 gO = 16 g = 16 g

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PESO MOLECULAR 31 g

MOL y NÚMERO DE AVOGADRO: por el ínfimo tamaño de un átomo resultaría difícil trabajar con unidades de estos. El número de Avogadro (italiano Amadeo Avogadro 1776-1856), propuso como hipótesis, más tarde comprobada por la ley de los gases de Gay Lussac. "Toda muestra de un elemento cuyo peso en gramos sea numéricamente igual a su peso atómico, contiene 6.02 X 1023 átomos."

Una mole representa 6.02 X 1023 elementos. Ejemplo 1 mol de bacterias = 6.02 X 1023 bacterias

1 mol de O2 = 6.02 X 1023 átomos de oxigeno1 mol de H2O = 6.02 X 1023 moléculas de agua

FÓRMULA QUIMICA: expresa el número relativo de átomos o moles de los elementos que forman un compuesto. Se conoce como fórmula MINIMA o EMPIRICA y se expresa con números enteros en su más pequeña proporción.

FÓRMULA MOLECULAR: indica la descripción real de la composición de una molécula, no solo la relación proporcional.

FÓRMULA ESTRUCTURAL: muestra la ubicación atómica de la molécula en un plano bidimensional.

PROBLEMAS RESUELTOS

1. Realizar la distribución electrónica del Z = 32

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1O, 4p2

¿Cuántos niveles de energía posee?¿Cuántos subniveles posee en total?

2. Determinar el peso molecular de: H2SO4

H = 1 gr X 2 = 2 grS = 32 gr X 1 = 32 gr O = 16gr X 4 = 64 gr

Peso molecular 98 gr3. Convertir la siguiente formula estructural en fórmula molecular H H H

H- C – C - C - H C3H8

H H HACTIVIDAD DE REFUERZO Y RECUPERACION-1er PERIODO


LECTURA

Las ideas atomísticas de Leucipo y Demócrito no fueron tenidas en cuenta por los

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investigadores que les sucedieron y quedaron prácticamente olvidadas por muchos siglos. Los alquimistas que existieron en los 17 primeros siglos de nuestra era, siguieron las ideas aristotélicas, asignándoles a los átomos formas y cualidades especificas. Sólo hasta principios del siglo XIX, renacieron las ideas atomísticas y del discontinuismo de la materia. En 1802 y 1803, John Dalton, maestro de escuela Inglés, interesado en determinar la composición del aire, llegó a la conclusión de que éste estaba constituido por los mismos gases, sin importar el lugar donde se tomara la muestra; la explicación a tal observación radicaba en que los gases deberán estar constituidos por diminutas partículas que se difundían fácilmente", muy parecidas a las propuestas de Leucipo y Demócrito, esbozadas muchos siglos atrás.

Cualquiera que sea la naturaleza de los átomos, son entidades complejas, increíblemente diminutas y constituidas por partículas más simples, llamadas partículas subatómicas. Las investigaciones realizadas han permitido el descubrimiento de más de 30 partículas subatómicas de las cuales el electrón, el protón y el neutrón son las más importantes y las de mayor interés químico. Muchas de las partículas elementales son estables, otras se desintegran radiactivamente de forma espontánea, son inestables. Una partícula estable indica únicamente que no sufre desintegración radiactiva. Las partículas que poseen masa se llaman másicas, las que carecen de ella, energéticas.

Tomado del libro Exploremos La Química


1. Las investigaciones de Leucipo y Demócrito permitieron a Dalton formular que los átomos A. se pueden destruirB. son indivisibles y no pueden transformarse unos en otrosC. no existenD. son estructuras irreales

2. Una partícula inestable es la que se desintegra radiactivamente como por ejemplo elA. protónB. neutrónC. electrónO. mesón

3. De acuerdo al texto una partícula energética es elA. protónB. electrónC. fotónD. núcleo

4. Los pesos moleculares de N2, NH3 Y N02 sonA. 14, 14 y 1 g B. 28, 15 y 30 g C. 14, 15 y 30D. 28, 17 y 46 g

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A. En la siguiente reacción presentada durante la fotosíntesis:

6H2O + 6C02 C6H12O6 + 6O2 agua dióxido glucosa oxígeno de carbono

5. ¿Cuántas moles de CO2 son necesarias para producir una mol de glucosaA. 1 B. 4C. 6O. 3

6. ¿Cuántas moles de O2 se producirán a partir de una mol de H2OA. 1 B. 2C. 3D. 6

7, ¿Cuál será el peso molecular de la glucosa si: 1 mol de O2 = 32g, una mol de H2 = 2g y una mol de CO2 = 44 g?A. 29 gB. 192 mol C. 180 g O. 29 mol

B. Al realizar la configuración electrónica del Bromo Br (Z = 35), tenemos: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1O, 4p5

8. El número de electrones de valencia corresponde aA. 5B. 10 C. 17 D. 7

9. Se encuentra en el periodoA. 1 B. 2C. 3D. 4

10. La distribución de electrones nos dice que el Bromo es unA. átomoB. elementoC. no metalD. elemento representativo

C. Cuando Demócrito y Leucipo afirman que la mínima parte de la materia es indivisible, con forma geométrica y sólido, llamado átomo

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11. Esta afirmación corresponde a

A. una experimentaciónB. una hipótesisC. una conclusiónD. un análisis

12. Átomo tiene un significado especifico de

A. mínima parte de la materiaB. unión de varios de ellos forma moléculasC. es divisibleD. es indivisible

13. La diferencia de este concepto con el actual de átomo es

A. la mínima unidad de la materia son los electronesB. el átomo es divisibleC. el átomo es indivisibleD. es una ley

D. De acuerdo con la siguiente información

Átomo Protones Electrones Neutrones Carga1 19 18 20 +12 20 20 20 O3 19 17 21 +24 21 21 24 O

14. Es válido afirmar que

A. 2 es el catión del elemento 1B. 1 y 2 son átomos de un mismo elemento con carga diferenteC. 3 es el catión del elemento 4D. 1 y 3 son átomos de un mismo elemento15. Son is6topos

A. 1 y 4B. 2 y 4C. 1 y 3D. 3 y 4

TALLER 3PERIODICIDAD QU1MICA

En este taller se estudian los acontecimientos que dieron lugar para la construcción de la tabla periódica y todas las propiedades que se tienen en cuenta para la organización de los elementos y su comportamiento químico.

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Debido a la variedad de elementos existentes en la naturaleza, ha sido inquietud de algunos científicos ordenarla para poderlos estudiar mejor.

HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICACon la elaboración de la actual tabla periódica han participado un buen número de personajes a través de la historia.

ANTONIO LAVOISIER. 1789, Francés: considerado el fundador de la química moderna. Hizo el primer intento de ordenar 33 elementos conocidos hasta ese momento.JUAN JACOBO BERZELlUS. (1779 - 1848), sueco: clasificó los elementos en metales y no metales, basándose en su aspecto y propiedades físicas. Publicó la primera lista de pesos atómicos y confeccionó el sistema de formulación actual.JEAN BAPTISTE DUMAS. (1800 -1884), francés: ordenó en familias elementos que presentaban comportamiento químico similar. JOHAN DOBEREINER. 1829, alemán: observó cambio gradual en las propiedades de algunos elementos.

Triadas: los elementos existentes los clasificó en triadas; o en grupos de tres elementos en los cuales el peso atómico del elemento central era aproximadamente la media aritmética de los otros dos elementos. Ejemplo:

Cloro 35.46Yodo 79.92Bromo 126.92

Potasio 39.10Rubidio 85.46Cesio 132.91

Calcio 40.08Estroncio 87.63Bario 137.36

ALEXANDRE BEGOYER DE CHANCOURTOIS. 1862, francés: organizó los elementos en forma vertical con una diferencia de 16 unidades atómicas para que mostraran similitud en sus propiedades, ubicándolos en forma creciente de sus pesos atómicos. A éste esquema lo denominó Tornillo o Espiral.ALEXANDER NEWLANDS. 1863, Inglés: descubrió la regularidad existente en los elementos al colocarlos en orden creciente de sus pesos atómicos, sin contar con el hidrógeno, donde al terminar con el séptimo, en el octavo se repetían las propiedades químicas del primero. A este sistema, lo llamó ley de las octavas.

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1 2 3 4 5 6 7Lí Be B C N O F Na Mg Al Si F S CI K Ca

Cada octavo tiene propiedades similares el primer elemento de la serie: Lí, Na, K, tienen propiedades similares al octavo Na, y el segundo Be al noveno Mg.LOTHAR MEYER. 1869, alemán: estudió la relación entre peso atómico y demás propiedades de los elementos, mostrando una variación periódica. Propuso una tabla en la cual dejaba espacios para los elementos desconocidos hasta ese momento.DIMITRI MENDELEIEV. 1869, ruso: contemporánea a la tabla de Meyer, aplicó en la suya la "ley periódica".

PERIODICIDADEn la actualidad se conocen alrededor de 118 elementos químicos, algunos presentan características propias, pero algunas son generales para un determinado número de elementos, lo cual permite su clasificación.

Y se denomina clasificación periódica o de Mendeleiev en honor a Dimitri Mendelejev quien fue el primero en hablar de la ley periódica, lo cual fue complementado por Moseley que establece: “las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos” estas propiedades son, potencial de ionización, configuración electrónica, punto de fusión, volumen atómico, radio atómico, etc.

Gracias a la ordenación de los elementos podemos ahora contar con lo que llamamos tabla periódica de los elementos. En esta, los elementos se representan por símbolos, los cuales pueden ser una o dos letras (la primera en mayúscula siempre) las cuales pueden ser por su origen o sus propiedades, ejemplo: Hidrógeno (H) generador de agua, Cloro (CI) de color verde; dedicado a personas o ciudades; Mendelevio (Md) en honor a Mendeleiev, Galio (Ga), Germanío (Ge) Alemania. De un origen griego o latino: Kalium (K), Fósforo (P), Azufre (5), etc.

En la tabla periódica los elementos están dispuestos en columnas de acuerdo con propiedades específicas, estas columnas las denominamos GRUPO O FAMILIA QUÍMICA y sus propiedades -las de cada elemento - son similares a las de los otros miembros del grupo. Este indica el número de electrones en el ultimo nivel de energía (electrones de valencia).

Ejemplo: Veamos la primera familia de los elementos, los alcalinos con sus propiedades.

Característica ejemplo Litio Sodio Potasio Rubidio Cesionúmero atómico (Z) 3 11 19 37 55Radio Atómico A* 1.55 1.90 2.35 2.48 2.67Volumen atómico ml. Mol de átomos 13.0 23.7 45.4 55.8 70.0Potencial de ionización Kcal/mol 124 119 100 96 90Punto de Fusión ºC 180 98 63.4 38.8 28.7Punto de Ebullición ºC 1326 889 757 679 690

A* Unidad Angstróm equivale a 1010 m

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Litio: 1S2, 2S1

Sodio: 1S2, 2S2, 2P6, 3S1

Potasio: 1S2, 2S2, 2P6, 3S1, 3P6, 4S1

Esto nos muestra un electrón en su último nivel de energía lo que también hace característico a estos elementos.Los elementos dispuestos en hileras horizontales se denominan PERÍODOS, los cuales presentan una secuencia progresiva de números atómicos; igualmente sus propiedades también son progresivas. Este indica el número de niveles de energía que posee el átomo. Los elementos de aquellas familias denominadas en letra A enseguida de un número romano se conocen como elementos REPRESENTATIVOS y los elementos del centro de la tabla, nombrados con la letra B se conocen como elementos de TRANSICIÓN.

En la tabla periódica los elementos se clasifican en dos grandes grupos: metales y no metales.

Los metales se caracterizan porque:- Tienen brillo.- Son sólidos (excepto el mercurio).- Son buenos conductores de electricidad y calor.- Tienden a perder electrones en sus reacciones químicas. - Son maleables y dúctiles.- Tienen bajo potencial de ionización.

Los no metales no presentan ninguna de las características anteriormente nombradas.

CATERISTICAS PERIÓDICAS

NÚMERO ATÓMICO (Z): se define como el número total de protones en el núcleo del átomo.RADIO ATÓMICO: es la distancia promedio que hay desde el núcleo hasta el último nivel de un átomo en estado fundamental, en la tabla periódica disminuye desde abajo hacia amiba y de izquierda a derecha: el Hidrógeno es el átomo más pequeño de la naturaleza.

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POTENCIAL DE IONIZACIÓN: es la energía que necesita un átomo para arrancar a otro un electrón de su último nivel de energía; este disminuye de arriba hacia abajo r de derecha a izquierda en la tabla periódica. Este concepto hace relación a la facilidad como un elemento pierde un electrón de su último nivel de energía.ELECTRONEGATIVIDAD: es la tendencia que tiene un elemento de arrancar un electrón a otro elemento y convertirse en un ión negativo. Sus valores van desde 0,7 para el francio y 4,0 para el flúor aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.AFINIDAD ELECTRÓNICA: es la energía liberada cuando un átomo gaseoso captura un electrón. Este va aumentando de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

Los bloques en la tabla periódica indican el subnivel de energía en el cual se encuentran últimos electrones, o electrones más exteriores de un átomo.

PROBLEMAS RESUELTOS

1. Según la siguiente configuración, el Vanadio (Z = 23): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d3

A. es un elemento de transición ¿por qué?B. pertenece al grupo VS ¿por qué?C. pertenece al periodo 4 ¿por qué?D. tiene 2 electrones de valencia ¿por qué?

2. El K del grupo lA y el Br del grupo VIIA pertenecen al nivel 4.A. ¿Cuál de los dos posee mayor radio atómico?B. ¿Cuál de los dos posee mayor potencial de ionización? C. ¿Cuál de los dos posee mayor afinidad electrónica? D.

3. El Cerio ubicado en las tierras raras, posee como último subnivel de energía f. Comprobémoslo:z = 58 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2. 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f2

TEST


LECTURA

Los minerales en la historia

Desde sus primeros días sobre la tierra, el hombre adquirió una gran cantidad de información acerca de los materiales que lo rodeaban. En muy poco tiempo aprendió a

Aumenta afinidad electrónica

Aumenta electronegatividad

Disminuye radio Atómico

Disminuye potencial de ionización

Bloques

Bloque f

Bloqued

Bloquep

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extraer metales de la tierra para fabricar herramientas, armas, utensilios y adornos, como collares, alfileres, vasijas, etc.; aprendió a fabricar el vidrio, a emplear medicinas, aceites y colorantes a partir de los recursos animales y vegetales. En las antiguas culturas de Egipto y Mesopotamia (5.000 años a.C.), se descubren y extraen el oro, la plata y el cobre. Los sumerios funden el cobre y el estaño (4.000-3.500 a.C.). importante en la elaboración de armas.Hacia el año 1200 a.C. se descubre el plomo y el hierro y se inicia la fabricación del acero. La metalurgia comienza a cobrar importancia. Entre los años 1000 y 400 a.C. los egipcios y los asirios obtienen recetas para la elaboración del vidrio, los esmaltes y las cerámicas; procesos para la obtención de los metales y técnicas para la preparación de jabones, perfumes, bálsamos, betún, sales de sodio, potasio, cobre y aluminio, imitación de metales y piedras preciosas.

Como vemos una de las principales preocupaciones del hombre aún desde los tiempos más remotos, ha sido la de mejorar su forma de vida utilizando todos los recursos que la naturaleza le ofrece.

Tomado del libro Procesos Naturales 7°, Editorial Santillana

PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE COMO ÚNICA RESPUESTA (TIPO 1)

1. El momento en que el hombre comienza a hacer química es con laA. extracción de metalesB. fabricación de herramientasC. fundición de metalesD. aleación de metales

2. La ciencia debe.A. cubrir una necesidad de la humanidadB. apropiarse de la naturalezaC. aumentar el conocimiento humanoD. realizar inventos a costa de la naturaleza

3. Los primeros avances en el conocimiento de la naturalezaA. vitalB. empíricoC. experimentalD. instintivo

PROBLEMAS PROPUESTOS

A. Desde Antonio Lavoisier (1789 Francia), hasta Dimitri Mendeleiev (1869 Rusia). varios científicos eran movidos por la misma inquietud. Ordenar los elementos químicos conocidos hasta su momento.

4. Para ordenar los elementos tenían como idea en comúnA. una periodicidad químicaB. las características de estosC. el número de electronesD. el peso atómico

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5. Jean Baptist Dumas:A. tuvo en cuenta el comportamiento químicoB. se basó en características físicasC. realizó mediciones atómicasD. tuvo en cuenta los cambios reversibles

6. Quien definitivamente tuvo en cuenta la periodicidad química de forma completa fueA. DobereinerB. MendeleievyC. LavoisierD. Meyer

B. La plata (Z = 47) es un elemento metálico que posee un electrón de valencia y 5 niveles de energía, se considera buen conductor de electricidad, además una mole pesa 107.8 g y tiene una densidad de 207 g/ml

7. Es un elemento metálico porA. la ubicación de la tabla periódicaB. tener un electrón de valenciaC. ser un buen conductor de electricidad D. su alta densidad

8. Pertenece al grupoA. IBB. IIAC. lAD. IIB

9. Comparado con la plata, el litio (grupo IA período 2) tieneA. mayor electronegatividadB. menor electronegatividadC. mayor potencial de ionizaciónD. mayor afinidad electrónica

C. En el siguiente esquema:

10. La letra a corresponde aA. elementos con s como último subnivel de energíaB. todos los elementos metálicosC. elementos no metálicos

d

a c

b

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D. elementos de transición11. La letra b corresponde a

A. elementos metálicosB. elementos con f como último subnivel de energíaC. elementos de transiciónD. gases nobles

12. La letra de corresponde aA. elementos con alto potencial de ionizaciónB. elementos con f como último subnivel de energíaC. elementos de transiciónD. todos los elementos no metálicos

D. Dos átomos tienen la siguiente configuración electrónica

A= 1s2, 2s2, 2p6, 3s2

B= 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5

13. De acuerdo a esta información es correcto afirmar queA. B pertenece al grupo VA y al período 4B. A pertenece al grupo IIA y al período 2C. B pertenece al grupo VIIA y al período 4D. A pertenece al grupo IIIA y al período 3

14. La posible configuración de A+2 esA. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2B. 1s2, 2s2, 2p6.C. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p2 D. 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

15. Al unirse los átomos A y B el compuesto resultante esA. ABB. A2B C. AB2 D. A2B2

TALLER 4ENLACE QUIMICO

En este taller vamos a comprender cómo se enlazan los elementos para formar los compuestos de acuerdo con las propiedades que posee cada uno de ellos y la forma como se establecen relaciones entre unos grupos y otros para cumplir con las normas básicas del enlace químico, así como los diferentes tipos de enlace que encontramos en la química.

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GILBERT LEWIS: Promulgó la ley del octeto. Propuso la estructura de Lewis en la cual, se representa al núcleo de un átomo con su símbolo y sus electrones de valencia con puntos a su alrededor.El enlace químico resulta de la interacción de dos o más átomos para formar moléculas. En este fenómeno intervienen varios factores:

ELECTRONES DE VALENCIA: se hallan en el último nivel de energía, denominado también nivel de valencia. Estos electrones son los que se involucran en el enlace entre átomos.NÚMERO DE OXIDACIÓN: es la carga neta resultante de cada átomo después de asignarle los electrones de enlace al elemento más electronegativo. Este número puede tomar varios valores para un mismo átomo, según la molécula o ión, que esté formando.LEY DEL OCTETO: los elementos del grupo VIIIA (gases nobles) se consideran como estables son los únicos que se consideran como estables debido a que poseen ocho electrones en su último nivel de energía, por lo tanto es fácil encontrarlos en estado libre en la naturaleza. Esto se debe a la ley del octeto, la cual dice que los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que completen ocho electrones en su último nivel energético; es así que los elementos restantes siempre deben estar formando moléculas y no se encuentran en estado libre.

Existen dos TIPOS DE ENLACES:ENLACE IONICO: se presenta cuando hay transferencia de electrones de un átomo a otro dando como resultado ion es (átomos) o grupos de átomos con carga contraria: El átomo que cede electrones queda cargado positivamente (catión) mientras que el otro se carga negativamente (anión). Aquí interviene por supuesto la energía de ionización y la carga se conoce en la tabla como número de oxidación.

Es frecuente que los elementos metálicos (grupos I, II y III) que originan iones positivos, formen enlaces iónicos con elementos no metálicos (V, VI, VII) que originan iones negativos.

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Los elementos de bajo potencial de ionización pierden fácilmente los electrones, los elementos de alto potencial captan fácilmente los electrones, por ejemplo el Cloro y el Sodio; el Sodio al perder un electrón forma el Ion Na +; en el mismo proceso el electrón es captado por el átomo de Cloro quedando cr, en el instante se forma un compuesto en el cual los átomos se mantienen juntos por diferencias de carga.

Na Na- + 1e Cl Cl- – 1e

Na+. + Na Na

COMPUESTOS IÓNICOS: constituidos por iones y se caracterizan por tener altos puntos de fusión, por sus grandes fuerzas de atracción, generalmente sólidos solubles en agua, en forma líquida o solución son conductores de electricidad por separación de iones y forman cristal de forma definida.

Ejemplo: H:N:H H (NH3)

EL ENLACE COVALENTE: Se forma por compartición de electrones entre dos o más átomos cuyo potencial de localización es igual o su diferencia no es muy grande. Se presenta generalmente entre átomos de los grupos IV A, VA, VIA y VIIA. Es decir, no metálicos. Es el caso de dos átomos de oxígeno cuya diferencia de electronegatividad es nula. A cada átomo de oxígeno le faltan electrones y por ello se "prestan" mutuamente un par eléctrico.

+

O + O O2

En los enlaces covalentes la molécula prácticamente no posee cargas (-polar-), y solo se presentan polarizaciones momentáneas. Cuando se unen dos átomos de diferentes polaridades en este tipo de enlace se forman moléculas polares:

H + Cl H+ + Cl-

El hidrógeno forma un enlace covalente con un átomo de oxígeno formando, el ión negativo oxihidrilo que luego se une a otro átomo de hidrógeno para formar el agua.Existe otro tipo de enlace, es el covalente coordinado en el cual un par de electrones son facilitados por uno de los átomos involucrados en el enlace, ejemplo:

.. ..: O : H + H+ H : O :+ H+ H3O+

.. .. H H IÓN HIDRONIO

Proceso..

: Cl :..

..: Cl :

..

: O:..

: O..

:: O :..

: O:..

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Dependiendo del número de electrones compartidos, los enlaces covalentes pueden ser:

SENCILLOS: comparten un par de electrones, donde cada átomo aporta un electrón, ejemplo: H

.. .. ..: O : H : H :Cl : Cl :

.. .. .. H H – O – H H – H Cl – Cl

DOBLES: los átomos comparten dos pares de electrones donde cada uno aporta un par.

:O: :O: .. .. O = O

TRIPLE: los átomos involucrados comparten tres pares de electrones. ..

: N .. N: .. N N

CARACTERISTICAS DE lOS COMPUESTOS I0NICOS Y COVALENTES

COMPUESTOS IONICOS COMPUESTOS COVALENTES

1. Fundidos conducen muy bien la corriente eléctrica, ej. NaCl

1. Son malos conductores de la corriente eléctrica.

2. Sus soluciones son muy buenas conductoras de la corriente eléctrica. ej. HCI + H2O + H30' + cr

2. Sus soluciones no conducen la corrientea menos que reaccionen con el disolvente

3. Son solubles en disolventes polares como el agua.

3. Son más solubles en disolventes polares.

4. Reaccionan más rápido en reacciones de doble sustitución.

4. Lenta reacción en doble sustitución.

5. Altos puntos de fusión y ebullición. 5. Bajos puntos de fusión y ebullición.

6. En estado sólido son cristales iónicos. 6. En estado sólido son cristales formados por moléculas no polares.

7. Son de naturaleza ¡inorgánica. 7. Son de naturaleza orgánica.

En algunos enlaces se puede ver sus representaciones en varias formas, este fenómeno se denomina resonancia y la estructura que se cree corresponde a la real, se denomina híbrido de resonancia. Ejemplo. El ácido nítrico. O

HN03 H O N Estructura ácido nítrico Estructura de barras O

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ENLACE METÁLICO

Un metal se considera como una estructura de un retículo cristalino constituido por núcleos colocados en los vértices del retículo y alrededor de los núcleos infinidad de electrones. A medida que aumentan los electrones y la carga nuclear en los metales, sus enlaces se fortalecen, de ahí que sea mayor el punto de fusión y la naturaleza de los metales de transición con respecto a la de los metales alcalinos y alcalinotérreos. (IIA).

ESTRUCTURA DE LEWIS

Los electrones de los orbitales externos de un átomo se pueden representar por medio de puntos, uno para cada electrón, alrededor del símbolo del elemento. Ejemplo: el Cloro, que tiene 7 electrones en su último nivel de energía.

FÓRMULA: es la representación por medio de símbolos de cada uno de los elementos que hacen parte de un compuesto, acompañado de un subíndice en la parte derecha, el cual nos dice el número relativo de átomos que hay en la molécula. Algunos tipos de fórmulas son:EMPÍRICA O MINIMA: se obtiene experimentalmente. y nos indica la relación en que se encuentran los átomos haciendo parte de cualquier molécula. Ejemplo. En el peróxido de hidrógeno (H2O2) su fórmula mínima será HO y nos establece que la relación entre los dos átomos que forman la molécula es 1:1.

MOLECULAR: expresa la composición real de un compuesto; la cantidad real de átomos que posee una molécula, para algunos casos la fórmula empírica es igual a la molecular. Ej. H2O.

ESTRUCTURAL: muestra la distribución espacial de las moléculas.Ejemplo: H

CH4 H C H

HDEDUCCIÓN DE FÓRMULAS

De acuerdo con la ley de composiciones definidas la composición porcentual de un compuesto puro es constante.

Conociendo lo anterior podemos calcular su fórmula empírica.

COMPUESTO MOLECULAR MINIMA ESTRUCTURALAcetileno C2H2 CH H - C C - H

Dióxido de CO2 CO2 O= C= O

... Cl :

..

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carbonoÁcido clorhídrico HCl HCl H-Cl

Ácido nítrico HN03 HN03

O H- O - N

\ O

Ejemplo:El análisis de un compuesto constituido por C y H dio como resultado la siguiente composición:

C = 92.3% H = 7.7%

Hallar la fórmula empírica si su peso es de 78 g.

A. Determinamos la fórmula empírica1. Número de moles para el carbono 92,3 g de C x 1 mol de C = 7.69 mol

12g de C

2. Moles para el Hidrógeno 7.7 g H X 1 mol H = 7.7 mal 1g H

3. Se divide las moles halladas por el menor de ellos (relación molar).7.69/7.69 = 1 para el C 7.7/7.69 = 1 para el HLa relación de átomos es C = 1, H = 1 su fórmula mínima es CH.

Para determinar la fórmula molecular.(fórmula empírica) n= Fórmula molecular.12 g C + 1 g H = 13 g/mal(13g/mol) n=78g/mol

n= 78q/mol = 6 = n 13g/mol la fórmula molecular es (CH)6 o C6H6

TEST


LECTURA

Todos los elementos invitados a la fiesta habían acudido, desde el más liviano -el hidrógeno- hasta uno de los más pesados -el uranio-; elementos célebres como el único metal líquido -el mercurio-, con sus compañeros del mismo estado como el cesio, francio, galio y bromo; el elemento “probeta" o primer sintético -el tecnecio-; algunos gases imperceptibles como el hidrógeno, el nitrógeno y el oxígeno, y otros olorosos como el flúor y el cloro; el más denso -el osmio-. Todos lucían muy elegantes, ya que

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era una buena ocasión para impresionar y así conseguir amistades o pareja.Los “señores" como el flúor y el cloro eran de los más activos porque al contar con 7 electrones en su última capa energética gozaban de mejores atributos físicos y químicos para llamar la atención y entrar a reaccionar; claro que también hay otros como el cesio, el francio, el rubidio, el potasio y el sodio que son muy activos y que se dejan conquistar con el primer acercamiento. Sin embargo, como en todas reuniones ocurren que se forman grupos aislados, muy apáticos que no saludan, no le hablan a nadie, no prestan plata, no dan ni la hora: éstos son los apodados gases nobles o inertes (grupo VIIIa de la tabla), que no se interesan por nadie, puesto que se ufanan de ser autosuficientes por tener todo lo necesario; es decir, se sienten estables energéticamente al tener 8 electrones en su última capa. Son los únicos que desde su nacimiento cumplen con la regla del octeto. Pero... a veces,

Al transcurrir la fiesta se empiezan a notar elementos entusiasmados a reaccionar con otros para unirse o enlazarse, para así formar una familia que sería una molécula o un agregado atómico. Las uniones se originan como resultado de las interacciones que pueden ser atracciones y repulsiones mutuas entre los electrones. El objetivo del "matrimonio" químico es similar al social; supuestamente se realiza para acompañarse y alcanzar una estructura más estable, o sea un estado de menor energía. En la búsqueda de la pareja juega un papel muy importante la apariencia física, entendida ésta como la parte que el átomo deja ver, es decir, la parte externa del vestido; pues en muchos casos hay atracción y amor a primera vista; el vestido de los átomos son los electrones que están en la capa externa y que van a participar directamente en el enlace. Aparte de la apariencia física también cuenta la “personalidad" del elemento, en este la electronegatividad o capacidad que posee un átomo para atraer los electrones del enlace. También se puede decir que mediante esta propiedad definimos un elemento como: buena regular o mala “gente". Porque si el valor de la electronegatividad es bajo, entonces decimos que el elemento es como una persona positiva que dona sus bienes o transfiere los electrones en un enlace, como por ejemplo, los elementos de los grupos -Ia y IIa- de la tabla (alcalinos y alcalinotérreos). Si la electronegalividad es alta se tiene un elemento negativo que roba o quita electrones del enlace, como los no metálicos. De esta forma tenemos que el elemento más negativo es el flúor con una electronegatividad de 4.

Al aumentar el calor de la fiesta o su energía, ya se comienza a ver parejas de átomos, los cuales son detectados por el grupito de los gases nobles e inertes. Como estos no tienen interés en integrarse a la reunión, asumen el papel de mirones, criticones y chismosos. La primera unión o enlace que se ve es la formación de la sal común, donde el cloro, individuo muy hábil, charlatán y negativo, con un bonito traje de 7 electrones, "conquista" al sodio que es un elemento que queda positivo al entrar con él ya que le pasa el único electrón de su capa externa para estabilizarse al completar 8 electrones en el último nivel. Dicha unión se clasifica como: enlace iónico o electrovalente; en él existe transferencia de electrones desde un átomo con menor electronegatividad: el átomo de cloro atrae fuertemente al sodio y formando la sal y así se forman otras uniones del mismo tipo como: CsF, NaF, LíCl, KCl, MgCl, CaCl2. SrCl2, BaCl2, etc. Como norma general se tiene que el "matrimonio" iónico ocurre cuando los dos átomos tienen una diferencia de electronegatividad a 2.1 incluso a 1.7.Siguiendo los sucesos de la fiesta, se observa que en algunos metales sus átomos se unen entre ellos mismos, formando agregados en los que cada átomo aporta sus electrones de la capa externa formando así iones (+); dichos electrones actúan

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también como una nube electrónica que se desplaza por todo el metal para estabilizar el agregado. La nube electrónica permite explicar la alta conductividad eléctrica y calorífica de los metales. Al anterior tipo de unión se le denomina enlace metálico. Otras parejas que se formaron fueron las de los no metales entre ellos mismos o con otros, por ejemplo: O2, N2, CO2, Cb, H2O. Estos enlaces son parecidos a los matrimonios modernos, donde por la liberación femenina y la decadencia del machismo, se exige igualdad de condiciones; es por eso que los átomos unidos poseen una electronegatividad semejante, y por consiguiente los electrones del enlace van a ser compartidos mutuamente. Este tipo de unión es la covalente, que se puede asociar con una cooperativa donde todos los participantes son favorecidos.

En un matrimonio ideal o perfecto hay una comprensión y ayuda, ninguno se recarga o se aventaja; en esta situación habría un enlace covalente no polar. Allí las elctronegatividades de los miembros de la pareja son semejantes, por ejemplo en dos elementos iguales como oxígeno con oxígeno. No obstante, en muchos noviazgos y matrimonios una persona tiende a dominar a la otra, aunque no totalmente; en este caso tendríamos una polarización del mando, por lo que el enlace se llamaría covalente polar. En este tipo de enlace un átomo es parcialmente positivo y otro parcialmente negativo, como por ejemplo el agua, los hidrácidos (HCI, HF, HBr), etc. Un grupo de elementos se dedicó a tomar licor, acabando con todas las existencias, por lo que decidieron unirse para conseguir dinero y comprar más trago. En el grupo de H2SO4 todos dieron su cuota, excepto dos átomos de Oxígeno que se hicieron los locos y no colaboraron. Sólo estaban de zánganos que vieron la forma de aprovecharse de los demás. Éste es el caso del enlace covalente coordinado o dativo, donde uno o unos átomos comparten sus electrones pero hay otro(s) que no aportan, sólo están de cuerpo presente para beneficiarse y también para dar estabilidad a las moléculas.

Las fiestas terminan y unos salen felices con sus conquistas mientras que otros esperarán ansiosamente para tener otra oportunidad con mejor suerte para poder interactuar o reaccionar y así dejar la soledad.


1. Un enlace ionice lo puede formar dos elementosA. igualesB. del mismo grupoC. de grupos lejanosD. de grupos cercanos

2. Los elementos del grupo VIIIA no forman compuestos porqueA. no tiene capacidad de enlazarse.B. no poseen electrones desapareadosC. son gases noblesD no tienen electrones en su último nivel

3. La propiedad periódica que permite identificar el tipo de enlace en un compuesto químico es

A. potencial de ionizaciónB. afinidad electrónicaC. electronegatividadD. radio atómico

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A. Observemos la siguiente ecuación química, lo cual muestra la obtención de sal común y agua a partir de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio:

HCl + NaOH NaCI + H2OÁcido Clorhídrico Hidróxido de sodio Sal común Agua

4. Representando con la estructura de Lewis la molécula de sal común, tenemos

A. B. Na

C. D.x Na

5. Las fórmulas empíricas de los compuestos resultantes sonA. HCl y NaOH B. NaCl y HO C. NaCl y H2O D. Na2Cl2 y H2O

6. El tipo de enlace que forma la molécula de sal es,A. iónicoB. covalente polarC. covalente dobleD. covalente metálico

B. En la siguiente ecuación química

Cl2 + Br2 2BrCl Cloro Bromo Cloruro de bromo

7. La estructura de Lewis que representa el Cloruro de bromo es ..A. Brx . CI: B. xx .. .. xx Be x . Cl :

xx x xBr x . Cl

xx xx .. xx

C. x x Br x . Cl : D. x x Br x . Cl xx .. xx

8. La fórmula empírica del compuesto resultante esA. 2BrCl B Br2Cl2 C. BrCl

.. x. Cl :

..

xx .. x x NaCl :

xx .. ..

: Na x

..

xx

Cl x xxx

..: Cl .

..

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D. (BrCl)2

9. El típo de enlace que forma la molécula de cloruro de broma esA. iónicoB. covalente sencilloC. covalente dobleD. covalente polar

C. En un compuesto se halló que está formado por 28.93% de Cloro, un 31.91 % de potasio y el restante es oxígeno, su peso molecular es de 122.52 g.

%X =(gXJgT) X 100

10. ¿cuántos gramos de Cloro posee la molécula?A. 35.45 gB 39.10 gC. 22.03 gD. 30.20 g

11. ¿Cuántos gramos de oxígeno posee la molécula?A. 25.0 g B. 32.8 g C. 47.9 g D. 39.10 9

12. Su fórmula mínima esA. KClO B. KClO3 C. K2ClO3 D. K2Cl2O3

TALLER 5FUNCIONES INORGANICAS - NOMENCLATURA

La nomenclatura química es uno de los temas de mayor importancia en esta área pues es el lenguaje que se utiliza para referimos a cada uno de los compuestos químicos existentes. Para poder conocer los nombres de los compuestos químicos es necesario conocer las funciones y las propiedades de cada uno de ellos. De esta forma vamos a encontrar en este módulo una explicación sencilla para poder nombrar fácilmente cualquier sustancia.

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GRUPO FUNCIONAL

- Átomo o grupo de átomos que le dan la característica a un compuesto.- Se denomina función química, a un grupo de propiedades composición y origen comunes que caracterizan a una serie de compuestos y que los hacen diferentes en su comportamiento a los demás compuestos.- Las funciones fundamentales en la química son: óxido. Ácido, base y sal.

ESQUEMA DE LA FORMACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

NOMENCLATURA QUIMICA: es la herramienta que permite nombrar los compuestos, existen dos formas de nombrar las sustancias:

Común o Trivial: son nombres dados de forma cotidiana, ya que generalmente se conocen desde la antigüedad.Sistemático: obedecen a parámetros dados por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) que permiten asignar un nombre universal y único a cada compuesto.

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ÓXIDOSSe denomina óxido a la combinación entre el oxígeno y cualquier elemento excepto los gases nobles y el flúor; existen dos clases de óxidos. Óxidos básicos y óxidos ácidos. En los óxidos el oxígeno trabaja siempre con -2 como estado de oxidación.

Óxidos ácidos: son aquellos que al combinarse con el agua producen ácidos, la mayoría son combinaciones del oxigeno con los no metales. Ejemplo.

S02 dióxido de azufreCO monóxido de carbono

Óxidos básicos: resultan de la combinación entre el oxígeno y un metal, que luego de reaccionar con el agua producen una base o hidróxido. Ejemplo.

BaO óxido de barioNa2O óxido de sodio

NOMENCLATURA

Los óxidos ácidos se nombran con la palabra genérica óxido. Anteponiéndole prefijos como mono, di, tri, que muestran el número de oxígenos que hay en el óxido.

CO Monóxido de carbonoP2O3 Trióxido de fósforoSO3 Trióxido de azufreCO2 Dióxido de carbonoCl2O7 Heptóxido de cloroCl2Os Pentóxido de cloro

Si se presentan dos o más estados de oxidación en un mismo elemento, se utilizan sufijos: hipo...oso, oso, ico, per...ico, para denotar el orden creciente del número de oxidación. Ejemplo:

Cl2O Óxido hipocloroso para el menor estado de oxidaciónCl2O3 Óxido cloroso para Cloro (+3)Cl2Os Óxido clórico para Cloro (+5)Cl2O7 Óxido perclórlco para el mayor estado de oxidación del Cloro (+7)NO Óxido nitroso por presentar dos números de oxidaciónN2O3 Óxido nítrico se utilizan los sufijos oso e ico

Los óxidos básicos se nombran: cuando el metal solo tiene un número de oxidación se nombra como óxido de... seguido por el nombre del metal, ejemplo:

Li2bO Óxido de litioCaO Óxido de calcioAl2O3 Óxido de aluminio

Si el metal posee dos números de oxidación se utilizan los sufijos utilizados anteriormente, hipo... oso, oso, ico, per... ico.

CU2O Óxido cuprosoPbO Óxido plumboso

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En la actualidad cuando un elemento posea más de un número de oxidación se le nombra como óxido de elemento y entre paréntesis su número de oxidación nomenclatura stok. Ejemplo:

Cl2Os Óxido de cloro (V) CuO Óxido de cobre (II)Cl2O7 Óxido de cloro (VII) SO3 Óxido de azufre (VI)ClO3 Óxido de cloro (III)

ÁCIDOSSon sustancias que ceden protones (H+) y enrojecen el papel tornasol. Existen dos clases de ácidos: hidrácidos y oxácidos.

Hidrácidos: combinaciones binarias del hidrógeno con un no metal.Oxácidos: resultan de la combinación del agua con un óxido ácido, son compuestos ternarios.

Los hidrácidos se nombran con la palabra genérica ácido seguida del nombre del no metal quitándole la última vocal y agregando la terminación hídrico. Ejemplo:

HBr Ácido bromhídricoHCI Ácido ClorhídricoHI Ácido yodhídrico

Los oxácidos reciben el nombre genérico de ácidos seguida del nombre del no metal y utilizando el o los sufijos oso, ico, per...ico, hipo...oso, según sea su número de oxidación.

SO2 + H2O H2SO3 Ácido sulfurosoCO2 + H2O H2CO3 Ácido carbónico P2O3 + H2O H3 PO4 Ácido carbónico Cl2O + H2O HClO Ácido hipocloroso Cl2 O7 + H2O HClO4 Ácido perclórico BASES Son el resultado de la reacción química entre un ácido básico y el agua, son sustancias que en solución aceptan protones y le dan celar azul al papel tornasol.

CaO + H2O Ca(OH)2 Hidróxido de calcio K2O + H2O 2KOH Hidróxido de potasio

Se nombran con la palabra genérica hidróxido seguida del nombre del metal; cuando hay más de un número de oxidación en el metal se utiliza la misma nomenclatura agregando el número de oxidación del metal en paréntesis y con número romano (sistema stok).

CuOH Hidróxido de cobre (l)Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (ll)Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

También se pueden utilizar los sufijos oso, ico, del óxido cuando hay más de un número de oxidación. (Sistema IUPAC)

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CuOH Hidróxido cuprosoCu(OH)2 Hidróxido cúprico

SALESResultan de la combinación de un ácido y una base produciendo además agua.

KOH + HCL H2O

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

El nombre de las sales depende del nombre del ácido que las forma seguido del nombre del metal que las forma y su sufijo:

Ácidos terminados en hídrico originan sales terminadas en uroÁcidos terminados en oso originan sales terminadas en ito Ácidos terminados en ico originan sales terminadas en ato

CaCl2 Cloruro de calcio: Producto de HCI + Ca(OH)2 KI Yoduro de potasio: Producto de HI + KOH CuCO3 Carbonato de cobre: Producto de H2CO3 + Cu (OH)2 KclO4 Clorato de potasio: Producto de HClO4 + KOH

Existen cuatro tipos de sales: neutras, básicas, dobles y ácidas a las primeras les fueron sustituidos todos los hidrógenos del ácido por el metal, mientras que a las segundas solo le han sido sustituidos parcialmente. Ejemplos.

Na3PO4 Fosfato de sodio sal neutraNa3HPO4 Fosfato monoácido de sodio sal ácidaLiHSO4 Sulfato monoácido de litio sal ácidaLi2SO4 Sulfato de Litio sal neutra

Los sufijos mono o di se utilizan según el número de hidrógenos que presenta la sal: mono un hidrógeno, di dos hidrógenos.

IONESSon átomos o grupos de átomos que presentan cargas eléctricas libres. Cuando un átomo pierde o gana electrones se convierte en un Ion. El elemento que pierde un electrón queda cargado positivamente y se denomina catión mientras que el que lo adquiere se carga negativamente y se le denomina ani6n. Ejemplos:

Na - 1e- Na+ Ion sodio Clo + 1e Cl- Ion Cloruro

KCL + Cloruro de potasio

NEUTRALIZACION

Nitrato de sodio

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RADICALES Son algunos grupos de átomos que, aunque no presentan carga. hacen parte de compuestos pero que se comportan de una manera especifica. Ejemplos.

OH+ Radical hidroxiloSO= Radical tionilo PO- Radical fosforilo

Para poder asignar el número de oxidación en un compuesto se puede realizar siguiendo los pasos que a continuación se dan:

1. La carga neta de un compuesto, es decir, la suma de los números de oxidación en un compuesto debe ser siempre cero.

2. Todo elemento libre en la naturaleza tiene una carga formal de cero. Ejemplo. Cl2O, Br2O, Nao

3. Los elementos de los grupos lA, IIA, lilA, en sus compuestos trabajan con carga +1, +2, +3 respectivamente.

4. El oxígeno salvo en los peróxidos, trabaja siempre con -2; en los peróxidos (O2) trabaja con -1

5 El hidrógeno trabaja con +1 excepto en los hidruros que trabajan con -1.

6. En un compuesto, el elemento más electronegativo o el respectivo Ion, el que adquiere la carga negativa siempre se coloca aliado derecho de la fórmula.

7. Los elementos del VIIA trabajan con -1 cuando son más electronegativos que el elemento que los acompaña. Ejemplo: asignar los números de oxidación al siguiente compuesto: H2SO4

- El oxígeno trabajo con –2 - El hidrógeno trabaja con +1

H2+SO4 Dos cargas positivas del hidrogeno (cada hidrogeno con +1) menos 8 cargas negativas (cada oxigeno con –2 x 4 = - 8)

La suma de las cargas es: +2 -8 = -6, como la suma de cargas efectivas debe ser cero, entonces el azufre debe tener una carga de +6 para hacer eléctricamente neutro el compuesto.

H2+S6 O4-2

H= 1 X 2 = +2S= 6 X 1 = +6O= -2 X 4 = -8 = 0

Cabe recordar que el estado de oxidación (número de oxidación) es la carga eléctrica que en un átomo parece tener cuando es parte de un compuesto.

Sales BásicasCuando no se sustituyen todos los grupos hidroxilo (OH) quedando uno o más en la sal.

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Ej.

Al(OH)3 + HNO3 Al(OH)2 NO3 + H2O NITRATO BASICO DE ALUMINIO

Sales Dobles:Cuando en la sal se encuentran más de un anión o más de un catión.

K (OH) + Na (OH) + H2SO3 KNa (SO3) + 2H2O

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TEST

Colegio: ____________________ Nombre_________________ Grado: _____

LECTURA

¿Qué es la nomenclatura química?Nomenclatura química es el medio del que nos valemos para nombrar cada sustancia, especialmente cada compuesto. Muchas de las sustancias más familiares fueron conocidas por el hombre desde la antigüedad y recibieron nombres caprichosos, que obedecían circunstancias tales como el lugar de origen, su olor, su aplicación u otras. Estos nombres se conocen como nombres comunes o triviales y muchos de ellos son tan familiares, que se utilizan invariablemente, por ejemplo, el nombre agua para el compuesto de la fórmula HzO, es un nombre común y es el único que se emplea (en español) para denotar esta sustancia. A nadie se le ocurre llamarlo óxido de dihidrógeno, que es su nombre químico. De igual manera se aceptan otros nombres triviales, como son amoníaco (NH3), metano (CH4), benceno (C6H6), glucosa (C6H12O6), etc.

Asignar nombres triviales a los millones de compuestos conocidos en la época presente seria un verdadero caos. Se hizo necesario, en consecuencia, desarrollar un sistema de nomenclatura en el cual los nombres tuvieran relación con la constitución del compuesto, para facilitar su estudio y memorización. Estos nombres se conocen como nombres sistemáticos o nombres químicos y obedecen a reglas que periódicamente expide la IUPAC. Está entidad establecida en 1921, está constituida por un grupo de químicos de diversas partes del mundo y una de sus funciones es el estudio de los problemas corrientes de la nomenclatura.?para facilitar el estudio de la nomenclatura es conveniente hacerlo por grupos de compuestos que presenten similitudes en su composición o en sus propiedades.

Tomado de Hola, química! Tomo 1, Edil. Susaeta.


1. El objetivo de la nomenclatura química esA. darle un objetivo a la IUPACB. nombrar e identificar compuestos de forma universal C. asignar nombres comunes a los compuestosD. fabricar compuestos que puedan universalmente

2. Para nombrar los compuestos, la IUPAC se basa en A. la función de los elementos que lo componenB. el origen de los compuestosC. la composición y propiedades de estosD. la función de los compuestos

3. De los siguientes compuestos el que no corresponde a un nombre IUPAC esA. ácido acéticoB. ácido metanoicoC. óxido de aluminioD. peróxido de hidrógeno

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PROBLEMA PLANTEADO

A. Se hace reaccionar SO2 con H2O, para formar H2SO3

4. El nombre IUPAC del SO2 esA. óxido de azufreB. óxido sulfuroso.C. dióxido hiposulfurosoD. dióxido de azufre II

5. El tipo de sustancia del H2SO3 esA. ácido B. baseC. Sal ácidaD. Sal neutra

6. La ecuación química que representa la reacción esA. SO3 + H2SO4 H2OB. SO3 H2SO4 + H2OC. SO3 + H2O H2SO4D. SO2 + H2O H2SO3

B. En la siguiente ecuación química Cl2O7 + H2O HClO4

7. La interpretación correcta de la ecuación es el A. HClO4 reacciona con el H2O, para formar Cl2O7B. Cl2O7 reacciona con el HClO4 para formar aguaC. Cl2O7 reacciona con el H2O para producir HClO4D. HClO4 se descompone para producir Cl2O7 y H2O

8. El tipo de sustancia del SO2 esA. hidróxidoB. ácidoC. óxidoD. sal

9. El nombre del compuesto es respectivamenteA. oxido perclórico, agua y ácido perclóricoB. oxido clórico, agua y ácido clóricoC. oxido de cloro (ll) , agua y ácido de cloro (ll)D. ácido perclórico, agua y óxido perclórico

C. En la siguiente reacción. HCl + Zn(OH)2 ZnCl2 + H2O

10. Los nombres de los compuestos sonA. ácido clorhídrico, hidróxido de zinc, zincuro de cloro yaguaB. ácido de cloro, hidróxido de zinc, cloruro de zinc y aguaC. cloruro de hidrógeno, hidróxido de zinc (ll), cloruro de zinc (ll) y agua.D. ácido clorhídrico, hidróxido de zinc, cloruro de zinc y agua

11. Los coeficientes que balancean la ecuación son

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A. 2, 2, 1 Y 1 B. 2, 1, 1 Y 2 C. 1, 1, 1 Y 1 D. 2, 1, 1 Y 1

12. La sal que se forma esA. ácidaB. básicaC. neutraD. doble

D. Conteste las preguntas de acuerdo a la siguiente tabla:

ELEMENTO VALENCIAX +1 METALY +2, +4 NO METALZ +1,+2 METAL

13. Cuando los elementos X, Y y Z se unen con el oxígeno podemos afirmar queA. X y Z forman óxidos ácidos y Y forma óxidos básicosB. X. y Y Z forman óxidos básicosC. X. y Y Z forman óxidos ácidosD. X y Z forman óxidos básicos y forma óxidos ácidos

14. De los óxidos correspondientes al reaccionar con agua forman ácidosA. X, Y y ZB. X y ZC. YD. Y y Z

15. No es correcto afirmar que se formeA. X2OB. Z(OH)C. H2YO3D. HXO

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TALLER 6

REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

Todas las transformaciones químicas se pueden dar como una igualdad la cual debe cumplir con la ley de conservación de la materia propuesta por Lavoisier. De esta forma es fácil manejar estas igualdades como reacciones o ecuaciones químicas ordenadas que nos dan una información precisa de que elementos o compuestos estás presentes en dicho proceso y es importante aprender a interpretarlas para la resolución de problemas.

Una molécula se representa mediante una fórmula que se obtiene colocando los símbolos químicos de los átomos que la conforman, adicionándoles como subíndice números enteros que indican las cantidades físicas de cada una de ellas. Ejemplo: SIMBOLOS

H 2 O SUBINDICE

Las moléculas pueden ser diatómicas (dos átomos) poliatómicas (tres o más átomos) O mono nucleares (átomos del mismo elemento) y/o heteronucleares (átomos de elementos diferentes).REACCIÓN QUIMICA: proceso en el cual dos o más sustancias con propiedades particulares y denominada reactivos, se combinan químicamente para formar otra y otras sustancias con propiedades diferentes a las cuales se les llama productos.

Las reacciones se pueden clasificar de dos formas: según el INTERCAMBIO ATÓMICO:

1. De composición, síntesis, combinación directa o adición:Es aquella donde dos elementos se unen para formar un tercero y son de la forma:

A + B AB Ej.: el hidrógeno se une al oxígeno para formar agua, según la reacción 2H2 + O2 2H2O

2. De descomposición:Es aquella donde a partir de una sustancia, se originan dos o más sustancias como producto, la ecuación de la forma:

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AB A + B Ej. la descomposición de amoníaco en hidrógeno y nitrógeno. 2NH3 3H2 + N2

3. Sustitución simple o desplazamiento simple:Es el tipo de reacción en el cual un elemento sustituye y libera otro de su compuesto, son de la forma:

AB + C AC + B Ej. el flúor que desplaza al cloro en sus cloruros 2NaCl + F2 2NaF + Cl22BaCl-2 + 2F2 2BaF2 + 2Cl2

4. Doble sustitución o doble desplazamiento:Se realiza en el momento en que, dos compuestos, intercambian elementos entre sí, dando lugar a nuevos compuestos, son de la forma:

AS + CD AC + BD Ej: el más general es el de neutralización entre un ácido y una base para formar sal yagua.

2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O

De óxido - reducción o redox:

Algunos de los elementos de los compuestos de los reactivos cambian su número de oxidación en los productos debido a que han ganado o perdido electrones.

AO + B1C-1 A2C-12 + B02

Ejemplo:El zinc se une al cloro cuando se descompone el ácido clorhídrico.

Zn0 +H1Cl-1 Zn2Cl-1 + HO2

Según la CANTIDAD DE ENERGIA APLICADA:

1- Exotérmica: al combinarse las sustancias, liberan energía en forma de luz o calor.2- Endotérmica: para que se presente la reacción, necesita absorber energía en forma de calor o electricidad.

ECUACIÓN QUIMICACuando en la naturaleza, o en el laboratorio suceden reacciones químicas, las representamos mediante una ecuación química que es la representación simbólica de cada una de las sustancias que intervienen en una reacción química. En pocas palabras, una reacción se representa en forma cualitativa mediante una ecuación.

PERDIO 2 e-

GANÓ 1 e-

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Consta de las fórmulas correspondientes tanto de reactivos separados por un más "+” entre sí, al igual que los productos y una flecha entre ellos que indica el sentido de la reacción. Ejemplo:

A + B + C AB + C

REACTIVOS PRODUCTOS

Sobre la flecha se puede indicar la presencia de un catalizador (que modifica la velocidad de reacción pero no la reacción) o condición especial de la reacción.

En algunas ocasiones, cada fórmula se acompaña de un símbolo entre paréntesis que indica el estado de la sustancia.

(AC) - Acuoso(L) - Liquido(S) - Sólido(G) - Gas() - Precipitado( ) - Liberado a la atmósfera() - Aplicar calor

Las ecuaciones químicas cumplen con dos leyes o principios químicos:Ley de la conservación de la materia de Lavoisier (1774): la cantidad de reactivos en una reacción debe ser igual a la cantidad en gramos obtenida en los productos.

Ley de las proporciones definidas o ley de Proust (1779): las sustancias reaccionan en proporciones definidas de peso, representadas en la reacción por cocientes estequiométricos.

Método para la escritura de una ecuación químicaPara escribir una reacción química se necesita.

1. Saber los símbolos de los elementos.2. Saber los números de oxidación o las cargas iónicas.3. Conocer las condiciones y hechos relacionados con la reacción. 4. Escribir correctamente las fórmulas.5. Balancear la ecuación

Ejemplo:

1. HechosSe ha demostrado experimentalmente que el zinc reacciona con el ácido clorhídrico para formar cloruro de zinc y gas de hidrógeno.

2 Condicioneszinc + ácido clorhídrico produce cloruro de zinc + hidrógeno3. Ecuación

Zn (s) + HCl (ac) ZnCl2 (s) + H2 (g) Sólido acuoso sólido gas

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4. BalanceoAl lado derecho hay dos moléculas de hidrógeno por una de hidrógeno que hay en HCl lo mismo sucede con el cloro en la parte derecha (ZnCl2). Para igualar el número de elementos constitutivos de la reacción, es necesario colocar los coeficientes necesarios para igualar la ecuación:

Zn (s) + 2HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g) Sólido acuoso acuoso gas

Al colocar el dos como coeficiente en HCl, la cantidad de hidrógenos y cloros, tanto a la derecha (en los reactivos), como en la izquierda (productos) se igualan.

MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Es fundamental que el estudiante tenga claro como asignar los números de oxidación para poder balancear ecuaciones mediante este método. Tomemos un ejemplo.

Balancear: HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O

Asignamos estados de oxidación: H +1, Cl-1 + Mn+4 O2-2 Mn+2 Cl2-1 + H2+1 O-2

Veamos que el Mn pasa de Mn+4 a Mn+2, es decir que ganó dos cargas negativas, mientras que el Cl pasa de Cl-1 a Cl0 perdiendo carga negativa; visto electrónicamente tenemos:

Mn+4 + 2e- Mn+4 proceso llamado reducción o ganancia de electrones.

Cl-1 - 1e- Cl20 proceso llamado oxidación o pérdida de electrones.

Se debe igualar siempre la cantidad de electrones ganados y perdidos, se necesitan 2 de Cl-1 para proporcionar el número de electrones ganados por el Mn+4 entonces tenemos.

Mn+4 + 2e Mn+4 2Cl- - 2e Cl2

Los coeficientes agregados a esta semi-reacción los agregamos a la reacción completa, de lo cual obtenemos.

2HCI + Mn+4 O2-2 Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2+1 O-2

La ecuación no ha quedado balanceada, se necesitan dos moléculas más de HCl para igualar la cantidad de cloros e hidrógenos en ambos lados. La ecuación balanceada:

4HCl + MnO2 MnCl2+ Cl2 + H2O

Las ecuaciones balanceadas son la forma más propia de expresar el Principio de Conservación de la Materia.

TEST


LECTURA

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Desde la antigüedad, las ideas acerca de la combustión preceden de una detallada observación del fuego. Es indudable que el fuego es uno de los fenómenos más importantes de la naturaleza y por ello, muchos filósofos griegos le dieron un papel importante en sus cosmologías. Mas tarde, los alquimistas se interesaron notablemente en él, por las transformaciones que éste producía en la materia.

En la segunda mitad del siglo XVII, el alquimista Becher, haciendo eco de la opinión de varios químicos, buscó un supuesto ingrediente gaseoso del azufre, el verdadero alimento del fuego. En esta misma época se comprobó también que el aire era indispensable para la combustión. Por ejemplo, Boyle fracasó al tratar de quemar azufre al vacío. Por otra parte, los metalúrgicos medievales conocieron el hecho de que un metal al calentarse se convertía en una sustancia polvorienta.

Todas estas ideas retomadas por Stahl, médico y alquimista, quién en 1702 dio al huidizo principio ígneo el nombre de flogisto, palabra derivada del griego y equivalente a la llama. La deducción más inmediata al observar el fenómeno era que de los cuerpos en combustión escapaban llamas; es decir, algo que se perdía, lo cual era corroborado con las cenizas ligeras que quedaban. El flogisto o principio inflamable. desciende directo del azufre de los alquimistas, era una de esas sustancias imponderables, misteriosas, como el calórico, los fluidos eléctricos, el éter, entre otros, que fueron muy estudiados por la ciencia del siglo XVIII, y que gradualmente se eliminaron mediante la experimentación.En conclusión, podemos decir que el flogisto concebía la combustión como una descomposición con pérdida de una sustancia que abandona el combustible.

Tomado del libro Exploremos la química 10


1. La teoría del flogisto pierde credibilidad de acuerdo a que A. no explicaba porque al calcinar un metal este no disminuía de peso.

B. Era considerado más como un principio físicoC. porque era indispensable el aire para la combustiónD. se le dio poca importancia en su momento

2. La palabra imponderable en el texto explica sustanciaA. que no se puede percibirB. no combustibleC. que no se puede pesarD. que no existe

3. Durante el experimento realizado por Boyle se comprobó queA. la combustión se puede realizar al vacíoB. el flogisto no pertenece a ninguno de los tres estados de la materiaC. es indispensable la presencia de aire para la combustión de cualquier sustanciaD. el flogisto desciende directamente del azufre

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A. Balancear la siguiente ecuación: Fe+32 O3-2 + C+20= Feo + C+4O=2

B. En la siguiente ecuación: Fe + O2 Fe2O3

4. Los coeficientes que balancean la ecuación sonA. 3, 4 y 2B. 1, 1, 1C. 4, 3 y 2D. 2, 3 y 4

5. El tipo de reacción esA. óxido - reducciónB. adiciónC. sustitución simpleD. sustitución doble

6. El nombre del reaccionante esA. óxido de hierro (III)B. hierro y oxígenoC. hierro y óxidoD. óxido de hierro

C. En la siguiente ecuación Zn+2S-2 + 002 Zn+2O-2 + S+4 O2-2

7. Quien ganó electrones fueA. ZnB. OC. SD. ninguno

8. El agente reductor esA. ZnB. OC. SD. Ninguno

9. El nombre del re activo esA. sulfuroso de ZincB. óxido de ZincC. dióxido de ZincD. sulfuro de Zinc

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TALLER 7ESTEQUIOMETRIA

La estequiometría permite hacer determinaciones de cantidades de reactantes y productos en una ecuación balanceada. Una ecuación química balanceada permite averiguar las cantidades de reactantes que se requieren para formar cierta cantidad de productos. Estas relaciones pueden ser en gramos y en moles y es importante conocer la forma adecuada de hacer los cálculos estequiométricos y aprender a interpretar estas cantidades.

La estequiometría se refiere al aspecto cuantitativo de los cambios químicos y reacciones. Cuando sucede una reacción, existen relaciones definidas de peso y que se ciñen a unas leyes químicas las cuales podemos resumir.

También se puede definir como la interpretación cuantitativa de las fórmulas químicas. teniendo en cuenta cantidades empleadas y producidas en las transformaciones químicas.

Derivadas de una ecuación, se pueden resolver tres interrogantes:

¿Qué cantidad de productos se pueden obtener a partir de una cantidad dada de reactivos? ¿Qué cantidad de reaccionantes se requieren para formar una cantidad dada de productos? ¿Qué cantidad de determinado reactivo es necesaria para reaccionar con una cantidad dada de otro reactivo?

También se puede tener en cuenta las concentraciones, las reacciones de los moles y el rendimiento y pureza de una reacción.

En una fórmula, la suma de los pesos atómicos de todos los átomos que la componen determina su peso fórmula. Citemos ejemplos.

El dióxido de carbono tiene una fórmula molecular de CO2 esto indica que en la

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molécula hay un átomo de carbono por dos de oxígeno, en la tabla periódica encontramos que sus pesos atómicos son respectivamente C = 12g, O = 16g lo que quiere decir que hay:

C 12g x 1 = 12gO 16g x 2 = 32g

Total 44gTomemos el carbonato de calcio y determinaremos su peso fórmula (CaCO3):

Número de átomos peso atómico peso total1 de Ca 40g 1 X 40 = 401 de C 12g 1 X 12 = 123deO 16g 16 X 3 = 48

Total 100g

Cuando hablamos del peso molecular o el peso atómico de cualquier sustancia estamos refiriéndonos también al peso de una mol de cualquier sustancia; En el caso de un compuesto pesará la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos que lo conforman.

Ley de la conservación de la materia, (vista en el taller anterior).

Ley de la composición definida: establece que un compuesto dado siempre estará formado por porcentajes iguales de los compuestos que lo conforman. así siempre el agua estará formada por 88.8% de oxígeno y 11.2% de hidrógeno.

Ley de las proporciones múltiples: si se combinan dos elementos para formar dos o más compuestos diferentes, la masa determinada de uno de ellos, que se combina con las masas del otro elemento, están relacionadas entre sí como los números enteros sencillos.

Ejemplo: el aluminio se combina con el oxígeno para formar )\"1.0. de lo que tenemos:

Al 27g x 2 = 54gO 16g x 3 = 48g

El peso de la fórmula: 102g, su fórmula nos indica que la relación entre átomos de aluminio y de oxígeno es de 2:3

Cálculos en la masa: lo más interesante en una reacción química es establecer las cantidades de reactivos para obtener una determinada cantidad de productos, veamos un ejemplo:

Se ha demostrado experimentalmente que el nitrógeno reacciona con el hidrógeno para formar amoníaco, se formará, partiendo del hecho que hay suficiente hidrógeno para la totalidad de la reacción.

1. ÁTOMO - GRAMOConjunto de átomos cuya masa total en gramos, es numéricamente igual a la masa

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atómica de dicho elemento. Ej.:

Masa atómica del azufre es 32,064 uma, es decir, que un conjunto de átomos de azufre que pese 32,064 gramos corresponderá a un átomo - gramo de azufre. Ej.:

En una reacción química se requieren tres átomos de magnesio por cada dos de nitrógeno. ¿Cuántos gramos de este elemento harán falta para reaccionar completamente con 4.86g de magnesia? (la masa atómica del magnesio es de 24,3 uma, y la del nitrógeno es 14,0 uma)

4.86 o de magnesio_____________ = 0.200 átomos - gramos de Mg 24.3 g (= 1 átomo - gramo de magnesio)

El número de átomo-gramo necesario de nitrógeno es igual a los tercios de los números de átomo-gramos de magnesio.

0.200 átcmo-gramos de magnesio precisan (2/3). 0.200 = 0.133 átomos - gramo de nitrógeno.

o 133 átomo - gramo de N = m gramos de N 14.0 g (= 1 átomo - gramo de N)

m = 0133 x 14.0 = 1.86 g de N2. SOLUCIONES POR MÉTODOS DE LA MOLCuántas moles de oxígeno son necesarias para la formación de 0.75 moles de agua.

Primero escribimos la ecuación balanceada

2H2 +O2 2H2O

la cantidad de moles se indica por los coeficientes en las sustancias que observamos:

1 mol de O2 _______________________________produce 2 mal de H2O X mol de O2 produce 0.75 mal de H2O

X = 1 mal de O2 x 1.75 mol H2O = 0.375 2 mal O2

3. SOLUCIONES POR MÉTOOO DE PROPORCIONESProcedamos a escribir la ecuación balanceada (por tanteo)

3H2 + N2 2NH3

hallamos los pesos moleculares de las sustancias

1 mol de N2 = 28g/mol x 1 mol 1 mol de H2 = 2g/mol x 3 moles 1 mol de NH3 = 17g/mol x 2 moles

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se establece que por cada 28 gramos de N2 se producen 34 de NH3 por tanto:

Si 28g de N2 producen 34g de NH3 129 de N2 producen x g de NH3

x = 12q N2 x 34q de NH 3 = 14.57 g de NH3 28g de N2

4. COMPOSICIÓN PORCENTUALEn un compuesto podemos determinar experimentalmente, el porcentaje de los elementos constitutivos. Con pase en estos datos podemos dar una aproximación a la fórmula real del compuesto; veamos un ejemplo:

Determina la composición porcentual del KClO3

Determinamos el peso molecular del compuesto

K = 39 x 1 39.0Cl = 35.5 x 1 35.5O = 16 x 3 48.0

Total 122.5 = 100%

Método de las proporciones

Si 122.5 g 100% de la sustancia39 g de K X

Entonces: % K = 39.9 x 100 % = 31.83 122.5

% Cl = 35.5 x1 00% = 28.979122.5

% O = 48 g x 100% = 39.18122.5

resumiendo: % de elemento = Peso elemento en el compuesto x 100 Peso molecular

5. REACTIVO LLMITANTEGeneralmente, en una reacción, solo uno de los reactivos se consume por completo mientras que el (los) u otro (s) presentan un exceso, a menos que se determine la cantidad exacta según la ecuación.

La cantidad del reactivo que se consume totalmente determina cuánto producto se forma; este es el que se conoce como reactivo limitante.

Fe + S FeSSi la reacción es 1 a 1, al mezclar 4 átomos de hierro con dos de azufre solo podemos obtener 4 moléculas de sulfuro de hierro (II), quedando en exceso 6 átomos de azufre.

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En este caso, el re activo limitante es el Fe.

Ejemplo:El zinc y el azufre reaccionan para formar sulfuro de zinc, sustancia que se utiliza para recubrir internamente las pantallas de los televisores, la ecuación correspondiente es:

Zn + S ZnS

¿Cuántos gramos de ZnS se obtienen cuándo 240 g de Zn se hacen relacionar con 130 g de S?

Para hallar el reactivo limitante averiguamos el número de moles de cada reaccionante y comparamos su proporción con la que establece la ecuación, veamos: .

Masa molar del Zn: 65.4 g/mole Masa molar del S: 32.1 g/mole

Número de moles de Zn = (240g de Zn) 1 mole Zn = 3.67 moles Zn 65.4 g Zn

Número de moles de S = (130 g S) = 1 mole S = 4.05 moles S32.1 g S

La ecuación nos indica la proporción 1 mole de Zn a 1 mole de S.

En consecuencia, 3.67 moles de Zn reaccionarían con 3.67 moles de S. Como se dispone de 4.05 moles de S, es evidente que queda un exceso, o sea que el limitante es el Zn, cuyas 3.67 moles se consumen por completo.

Ahora si podemos aplicar el esquema general del cálculo para lo cual necesitamos: Masa molar de ZnS: 97.5 g/mole (sustancia deseada).Masa molar de Zn: 65.4 g/mole (sustancia dada)Cantidad de partida: 3.67 moles de Zn (equivalentes a los 240 g indicados en el enunciado)

Entonces:

(3.67 moles Zn) 1 mole Zns 97.5 Q zns1 mole Zn 1 mole ZnS

RESPUESTA: cuando se parte de 240 g de Zn y 130 g de S se obtienen 357.8 g de ZnS.

6. RENDIMIENTO Y PUREZA

Una reacción química supone el 100% de rendimiento pero en realidad el producto es menor al calculado ya que pueden ocurrir reacciones secundarias o contenido de impureza por parte de los reactivos.

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La relación en el producto real y el producto teórico es el rendimiento o eficiencia de la reacción.

Rendimiento = Producto real x 100 Producto teórico

EjemploUna Síntesis industrial del acetileno, gas extensamente utilizado para la fabricación de numerosas drogas, colorantes y plásticos, consiste en el tratamiento de carburo de calcio con agua:

CaC2 + +2H2O C2H2 + Ca (OH)2carburo de calcio acetileno

en un proceso dado se partió de 128.2 ton de carburo de calcio obteniéndose 41.6 ton de acetileno. ¿Cuál fue el rendimiento del proceso?

SOLUCIÓN

Primero averiguamos el producido teórico frente al esquema que ya conocemos.

Masa molar de C2H2: 26 g/mole (sustancia deseada)

Masa molar de CaC2: 64.1 g/mole (sustancia dada)

C2H2 teóricamente producido, o producido teórico:

(1282 ton de CaC2) 10 6 g CaC 2 1 mole CaC2 1 mol C 2H2 ton CaC2 64.1 g CaC2 1 mole CaC2

26 g CaC 2 1 mole CaC2 = 52 ton C2H21 mol C2H2 106 g C2H2

Será el producido real fue de 41.6 ton, el rendimiento de la reacción fue:

41.6 ton Rendimiento = 52 ton x 100 = 80%

Respuesta: el rendimiento del proceso fue del 80%

TEST


La muerte incógnita

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Son numerosos los jóvenes colombianos que mueren por un coma diabético, pero que no siempre figuran en archivo, mucho menos en estadística. En la partida de defunción se les anota algún trastorno cerebral. Porque en realidad muchos de esos muchachos nunca pudieron recibir el tratamiento contra la diabetes: un tratamiento de por vida que, para un alto porcentaje de enfermos, resultamuy costoso.

Diabetes juvenil

Se define como diabetes una elevación de los niveles de azúcares (glucosa) en la sangre. Por convención, se dice que un azúcar por encima de los 145 miligramos por decilitro de sangre, en ayunas es diabetes. Lo mismo sucede cuando los niveles están por encima de los 200 miligramos a cualquier hora del día. Estas medidas son dadas en exámenes sanguíneos de laboratorio.

El mecanismo por el cual se presenta esta elevación no es único. Puede deberse a una deficiencia de la insulina o a una resistencia a su efecto. Al primer caso se le conoce como diabetes juvenil, tipo I o insulino-dependiente.

Esta forma de diabetes usualmente se presenta en niños o adolescentes, aunque también pueden registrarse ocasionalmente en adultos. Requiere la aplicación de inyecciones diarias de insulina para controlar el azúcar en la sangre. Si no se aplican las inyecciones, se producen reacciones en el metabolismo (acidosis o baja del ph sanguíneo) que pueden llevar a la muerte.

La insulina, en estos casos, baja los niveles de azúcar y evita la cetoacidosis diabética, más conocida como coma diabético. Es un tratamiento que la persona debe mantener durante toda su vida.

El diabético debe él mismo medir varias veces al día, mediante un pequeño equipo especialmente destinado a ello, lo que le permitirá controlar su organismo. La causa de la deficiencia de la insulina se da como una hipótesis: se tiende a aceptar que una infección viral desencadenaría un daño de las células pancreáticas productoras de la hormona.

Este daño es continuado en el tiempo por la producción de anticuerpos contra las mismas células. Este tipo de diabetes no tiene cura.

Tomado de LA SALUD UNA MARAVILLOSA AVENTURA. EL TIEMPO


1. Se puede asegurar queA. el aumento de insulina es directamente proporcional a la cantidad de azúcar presente en la sangreB. la insulina no está relacionada con la cantidad de azúcar en la sangre

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C. a mayor cantidad de insulina, menor presencia de azúcar en la sangreD. a menor cantidad de insulina, menor presencia de azúcar en la sangre

2. La diabetes juvenil o tipo uno consiste enA. la persona depende de la insulinaB. se le debe administrar insulina constantemente al pacienteC. sólo se presenta en personas jóvenes D. existe una deficiencia de insulina

3. Una gráfica que representa los síntomas de diabetes es:


A. En la siguiente fórmula empírica, correspondiente al permanganato de potasio: KmnO4.

4. El peso Molecular es

A. 141.74gB. B. 315 gC. 157.64 gD. 47.7 g

5. El peso de 2.5 moles de KMnO. equivale a

A. 63.2 gB. 0.015 gC. 394 gD. 160 g

6. El Manganeso trabaja con número de oxidaciónA. +2B. +4 C. +3 D. +7

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B. En la reacción: HCI + NaOH NaCl + H2o

7. Los coeficientes de la ecuación balanceada sonA. 2, 2, 2 Y 2 B. 1. 1, 1 Y 1 C. 1, 2, 1 Y 2 D. 2. 1, 2 Y 1

8. Para preparar 117g de cloruro de sodio, son necesariosA. 585 9 HClB. 80 9 NaOH C. 18 9 H2O D. 29.25 g HCl

9. El reactivo límite en la producción de sal cuando disponemos de 80 9 de NaOH y 91 g de HCl es

A. HClB. NaOHC. Na+

D. agua

C. Cuardo se mezclan 10 moles de ácido sulfúrico con 10 moles de hidróxido de potasio, reaccionan para producir sulfato de potasio yagua. La ecuación balanceada es:

H2SO4 + 2KOH K2(SO4) + 2H2O

10. El re activo limitante en la producción de K2(SO4), esA. H2SO4B SO4C. KOHD. 2KOH

11. X gramos de K2(SO4) se producen a partir de 10 moles de KOHA. 1742,2 gB. 87111 gC. 174 g

D. 112.18 g

12.¿Cuál será la pureza del producto si se obtuvieron 800 9 de K2SO4A. 108.89 %B. 8.16 %C. 91.84 %D. 100 %

TALLER 8COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ESTADOS DE LA MA TERIA

Cada estado de la materia tiene unas características propias que es fundamental conocer y diferenciar las magnitudes y unidades de concentración en que se trabajan de acuerdo ha dicho estado. Por eso es importante estudiar las características propias de los estados en que la encontramos para su entendimiento y resolución de problemas con mayor agilidad en el examen de estado.

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Básicamente en la naturaleza encontramos tres estados fundamentales: sólido, líquido y gaseoso.

En el modelo cinético actual los estados de la materia dependen directamente de la energía interna que poseen en movimiento (cinética) la cual hace que las moléculas presenten distanciamiento entre sí, de tal forma que su aumento, hace que se produzcan cambios de estado.

Esto quiere decir que en el estado sólido, las moléculas están más juntas, a medida que se aumenta la energía en este sistema se cambia al estado líquido, en el cual las moléculas están más distanciadas; si continuáramos agregando energía al sistema, veríamos que hay una transformación en vapor: se pasa del estado líquido al gaseoso, en este instante las distancias entre las moléculas se hace mayor.

Veamos al siguiente gráfico:

Se pueden apreciar las diferentes distancias entre moléculas (círculos), de un estado a otro, lo que muestra una menor fuerza de atracción intermolecular (fuerzas de Vardeer Wals).

Las propiedades generales de cada uno de los estados citados, fueron mencionadas en el taller N° 1.

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GASESViven en choques continuos, ejercen presión sobre el recipiente que los contiene:

Presión = _F_ = fuerza perpendicular a la superficie A área donde se distribuye la fuerza

La energía aplicada a un gas hace que la energía promedio de las moléculas aumenten (se dilata a mayor energía).

LEYES QUE RIGEN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES

LEY DE BOYLE MARIOTTE: de acuerdo con sus experiencias Boyle, permitió establecer la relación que existe entre la presión y el volumen de un gas, enunciando su ley: "a temperatura constante, el volumen de cualquier gas, es Inversamente proporcional a la presión a la que se somete"

Ejemplo:

Una muestra de un gas ocupa un volumen de 300 cc cuando la presión que se le ejerce es de 800 mm Hg; ¿qué volumen ocupará este mismo gas a una presión de 400 mm Hg si la temperatura no varía?

Para el primer instante: P1 = 800 mm HgV1 = 300 cc

Para el segundo instanteP2 = 400 mm HgV2 = ?

Solución: P1V1 V2 = P1V1 = V2 = 800 mm Ha X 300 cc = 600 cc P2 400 mm Hg

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LEY DE DAL TON: en sus experimentos, Dalton agregó vapor de agua al aire seco y notó un aumento en la presión del sistema. Para explicar este fenómeno, enunció su ley que establece: "la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los gases componentes de la mezcla no reaccionante".

Ejemplo:

Dos gases en un recipiente de 1 litro, el primero ejerce una presión de 805 mm Hg y el segundo 630 mm Hg. ¿Cuál es la presión total en el recipiente?

Solución:

Según Dalton: Pt = P1 + P2 + P3 + ......+ Pn

P t = P1 + P2Pt = 805 mm Hg + 630 mm Hg Pt = 1435 mm Hg

LEY DE CHARLES - GUY LUSSAC: Luego de muchas experiencias, demostraron que, a presión constante el volumen de un gas varía en forma lineal con la temperatura: "a presión constante, el volumen de un gas varia directamente proporcional a su temperatura absoluta". (En grados Kelvin).

V a T °K = V1 °k = V = V’ V2 T T`

Ejemplo:

Se tiene una cantidad de un gas en un recipiente de 400 cc a 120 cc y calentamos hasta 270 cc, cual será el volumen nuevo para el gas.

Vinicial = 700 ccTinicial = 120 + 273 = 393 K Tinicial = 270 + 273 = 545 K

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Utilizando la ley de Charles tenemos:

700 cc = _V2__ = V2 = 700 cc X 545 = 970.7 cc393 K 545 K 393

LEY COMBINADA DE BOYLE Y CHARLES: matemáticamente podemos expresar una relación entre las dos leyes citadas anteriormente

P . V = K O P1V1 = P2V2 T T1 T2

Ejemplo:

¿Qué volumen ocupará la masa de un gas a 300 °K 200 mm Hg sabiendo que a 600 °K y 1 atmósfera de presión ocupan un volumen de 6L.

Solución:V1 = 6LP1 = 760 mm Hg T1 = 300 °KV2 = ?P2 = 200 mm Hg T2 = 600 OK

V2 = 760 mm . 6L . 600 o K = 45.6 L 200 mm. 300 °K

HIPÓTESIS (PRINCIPIO) DE AVOGADRO: expresa volúmenes Iguales de gases diferentes, a la misma temperatura tienen el mismo número de moléculas. El número de moléculas que existen en una mol de cualquier sustancia recibe el nombre de número de Avogadro y es igual a 6.02 X 1023 átomos o moléculas.

El volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales es de 22.4 litros y recibe el nombre de volumen molar.

Ecuación de estado

Esta combina de forma lógica las leyes de Boyle y Charles y el principio de Avogadro. Esta ley se conoce como ecuación de estado y se expresa:PV = nRT

Donde: P = presión en atmósferas V = volumen del gas n = número de moles del gas R = constante universal de los gases: 0.082 at.L / mol.K T = temperatura en grados kelvin

Ejemplo:

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2 moles de nitrógeno a una presión de 6 atmósferas a 300 °K, ¿cuánto volumen ocupará?

V = ? T = 300K N = 2 mol P = 6 at R = 0.082

PV = nRT V = nRT = 2.0 mol X 0.082 atL /mol. o K X 300 o K = 8.2 P 6 at

SOLUCIONESSe denomina solución a una mezcla homogénea que forma un sistema. La cual está constituida por dos partes: solvente y soluto. El primero es el que está en mayor proporción (el solvente). Las sc1luciones presentan algunas propiedades.

1. Su composición se mueve dentro de ciertos parámetros de concentración. Determinada cantidad de solvente disolverá una cantidad máxima de soluto.2. Las propiedades químicas de los constituyentes no se alteran.3. Las propiedades de la solución son diferentes a las de sus componentes. Varia el punto de ebullición al agregarle un soluto, aumenta su densidad, disminuye su presión de vapor etc.4. La cantidad máxima de soluto que puede ser disuelto en un solvente se denomina solubilidad. Existen tres clases de soluciones de acuerdo con la concentración del soluto.

Diluida: en la solución la solubilidad es mínima.Saturada: cuando están en equilibrio el soluto disuelto y el solvente.Sobresaturada: cuando la solución contiene más soluto que el necesario para el equilibrio a las condiciones existentes, el equilibrio en esas condiciones es inestable y basta agregar una pequeña cantidad de soluto para que este precipite.

Los factores que afectan las velocidades de disolución son:

Agitación: al agitar una solución se rompe la capa de disolución que se puede formar alrededor de los cristales de soluto y que impide su solubilidad.Temperatura: al aumentar la temperatura, las moléculas se ponen en constante agitación y permite su rápida fusión.Presión: la solubilidad de gases en líquidos es directamente proporcional a la presión ejercida sobre el sistema.

EXPRESIÓN DE CONCENTRACIÓN: la concentración en términos de diluido o concentrado es muy cualitativa, la concentración en términos cuantitativos es la cantidad de so luto contenido en una cantidad determinada de solución o de solvente.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN: porcentaje en peso. Son los gramos de soluto contenidos en cien gramos de solución. Una solución al 25 % de sal de cocina es la que contiene 25g de NaCl y 75g de agua.

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Porcentaje peso - volumen: es la cantidad de gramos de soluto por cada 100ml de solución. Una solución de H2SO4 al 30% P/V está formado por 30g de H2SO4 en 100cc de solución.

Porcentaje volumen - volumen (v/v): en las unidades en cantidades de volumen de un soluto por cada 100 cc de solución. Alcohol al 38% en 62 cc de agua.

Molaridad (M): es el número de moles de soluto contenido por litro de solución.Molaridad (M) = _n_ V(L)Ejemplo:Hallar la molaridad de una solución cuando se disuelven 49g de H2SO4 en 0.2 litros de solución.

Calculamos el número de moles (n)

n = W = peso del compuesto = 49g X 1 mol = 0.5 mol H2SO4 M peso molecular 98g

Determinamos su molaridad

M = _n = 0.5 mol = 1 mol o 1 molar = 2.5 Molar V(L) 1.2 L

Molalidad (m): Es la cantidad de moles de soluto que se disuelven en un kilogramo de solvente.

Molalidad (m) = ____n_____ Kg solvente

Ejemplo:

Cuál es la molalidad de una solución en la cual se disolvieron 25 gramos de NO2 en 200 cc de agua.

1. n de HN03 = W = 35g x 1 mol = 0.5 mol m 70g

2. Kilogramos de solvente: sabemos que un gramo de agua equivale a 1 cc entonces 200 cc equivalen a 200g

1 Kg 1000g X 200g

3. hallamos m = _______n______ = 0.5 mol = 2.5 m Kg de solvente 0.2 Kg Normalidad (N): número de equivalentes - gramo de soluto contenidos en un litro de

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solución.N = ___Eq - a soluto__ Litro de solución

Ejemplo:Hallar la normalidad de una solución formada por 94 gramos de HNO3 en 1.4 litros de solución.

Calculamos los equivalentes gramos de HNO3

No. de eq - g = 94 a HNO. x 1 ea - a HN01 = 1.46 Eq - g63g HN03

Encontramos: N = _Eq – g__ 1.46 Eq – g = 1.04N VOLUMEN 1.4 L

COLOIDESSon fases intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas, las propiedades de los coloides son: movimiento browniano, efecto Tyndall y carga eléctrica.

El movimiento browniano: se caracteriza por un movimiento de partículas, rápido, caótico y continuo que se observa solo en un microscopio de mediano poder, lo que se observa se nota debido al choque de las partículas dispersas con el medio.

Efecto Tyndall: propiedad óptica de los coloides y que consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide.

Demostración gráfica del efecto Tyndall, vemos como el haz de luz se ve a lo largo del coloide, lo que no sucede con una solución. .

Carga eléctrica: las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si estas se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo, se denominan anaforesis, si el movimiento se hace en sentido contrario se denomina cataforesis.

CINÉTICA Y EQUILIBRIOEn las reacciones quimicas debemos tener en cuenta dos momentos, un estado inicial y uno final, los cuales son regidos por las leyes de la termodinámica el cual estudia los estados energéticos entre las etapas iniciales o finales en cualquier reacción.

El primer principio de la termodinámica es el de la conservación de la energía. La

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cual establece que en ningún sistema, la energía presente, no se crea ni se destruye, pero se trasforma, o intercambia en energía calórica. Al aplicar los principios de la termodinámica tenemos que tener en cuenta los estados inicial y final de una reacción.

Ecuación termodinámica: tomamos la ecuación:

C(S) + C(g) CO2(g) + 948000 cal

La energía del estado final (CO2 + 94800 cal) debe estar presente tanto al principio como al final de la ecuación, por lo tanto. podemos escribir la ecuación del proceso inverso tenemos:

CO2 + 94.800 cal CO(s) + O2(g)Los cambios físicos como químicos son acompañados de absorción o desprendimiento de energía, esto se debe al cambio de contenido calórico de las sustancias que participan en el proceso. Este contenido calórico se conoce como Entalpía y se representa por H. Se mide por el calor que, se consume o se produce en la reacción: entre la entalpía de los productos y la de los reactivos. (cambio de entalpía).

>> H reaccion = H productos - H reaccionantes = calor de reacción

Si una reacción es Endotérmica (requiere calor para realizarse). La H de los productos es mayor que la de los reactantes »H es entonces positiva: se absorbe calor cuando »H<O.

En la formación de una mol de cualquier compuesto existe una cantidad de calor que se gana o libera este calor de formación de una sustancia se denomina. Entalpía de formación »Hf.

La entalpía molar de formación es el calor liberado o absorbido al formarse una mol de un compuesto.

Ejemplo:En la formación del amoniaco se libera calor de acuerdo a la siguiente ecuación.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) : >> = 21 Kcalo – 21.000 calVelocidad de reacción: Se define como la cantidad de reactivos que desaparecen o reactivos que se forman por unidad de volumen y unidad de tiempo se expresa en unidades de litro por unidad de segundos.

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

1. Naturaleza de los reactivos1.1. Rápidas a temperatura ambiente 1.2. Lentas a temperatura ambiente

2. Concentración: en la mayoría de los químicos se cumple que al aumentar la concentración de alguno de los reactivos aumenta la velocidad de reacción. Debido a la mayor posibilidad de contacto entre activos.

3. Temperatura: aproximadamente un aumento de 10 °K duplica la velocidad de

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reacción ya que aumentó el movimiento molecular, el número de choques es mayor.

4. Catálisis: es el utilizar un catalizador que es una sustancia que acelera el proceso en una reacción.

5. Superficie: cuando las condiciones favorecen el choque entre moléculas, la reacción es más rápida.

EQUILIBRIO QUIMICO: en las reacciones reversibles, no se consumen totalmente los reactivos. Cuando se alcanza un estado de equilibrio, se están sucediendo cambios hacia ambos lados de la reacción, pero con la misma velocidad; la conversión de productos en reactivos y viceversa se realiza en la misma velocidad de reacción; es proporcional a las concentraciones molares de las sustancias.

nA + mB pC + qD

(C) p (D) q_ = Ke (A)n (B)m

La expresión general se tiene cuando n moléculas de A reaccionan con m moléculas de B para formar p moléculas de C y q moléculas de D.

Ejemplo:

Si dos moléculas de acetato de etilo (CH3COOC2H5) y dos moléculas de hidróxido de sodio se dejan reaccionar a 25°C, al alcanzar el equilibrio se habrán formado 1.8 moles de etanol (C2H5OH) y 1.8 moles de acetato de sodio (CH3COONa). Calcular el valor de Ke constante de equilibrio.

a. Reacción CH2COOC2H5 + NaOH CH3COONa + C2H5OH

b. Inicio 2 moles 2 moles 0 moles 0 moles

c. Equilibrio 2 - 1.8 moles 2 - 1.8 moles 1.8 1.8

Ke = __(CH3COONa) (C2H5OH)__ = 1.8 x 1.8 = 81 [CH3COOC2H5J [NaOH] 0.2 x 0.2

EQUILIBRIO IONICO

Los solutos que al disolverse se disocian y producen soluciones conductores de la electricidad se denominan electrolitos, que pueden ser débiles y fuertes.

Los electrolitos que se ionizan casi en su totalidad se denominan electrolitos fuertes.

Ejemplo: NaCl, KOH, HNO3, mientras que aquellos solutos que se ionizan poco se conocen como electrolitos débiles. En la disociación los iones se separan por acción de un solvente.

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Ejemplo:

HCl + H2O H+ + Cl+

La constante de equilibrio para la disolución del agua es:

H2O H+ + OH- 2H2O H2O + OH-

El grado de disociación del agua es muy bajo. La concentración del ión hidrógeno en el agua pura es: 1 X 10-7 y de iones OH- lo que indica que el agua pura no es un conductor de electricidad. El producto de disociación del agua es una constante (producto iónico del agua) 1 X 10-14 ya la concentración de iones H es igual a la concentración de iones OH- La suma de estas concentraciones nos da la kd del H2O que se conoce como:

KW= 1 X 10-14

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TEST


LECTURA

Desde la época de los antiguos griegos los seres humanos hemos estado preocupados por saber cómo y de qué está formado el universo. Tales de Mileto (624 - 546 a.C.) propuso que las cosas estaban constituidas por agua en sus diferentes fases. Anaximandro propuso como principio y constituyente básico un medio continuo e infinito que llenaba todo el espacio, después llamado éter.

Anaximenes de Mileto planteó el aire como sustancia básica de todas las cosas, por ser la más cambiante. Para Leucipo de Mileto y su discípulo Democrito el universo estaba constituido por átomos inalterables, indivisibles, uniformes, sólidos, duros, incompresibles, indestructibles, que se movían indefinidamente hasta que chocaban con alguna otra cosa y el espacio vacío entre ellos. Empédocles de Agrigento planteaba cuatro elementos fundamentales: tierra, agua, aire y fuego. Para Platón la última esencia del mundo era el espíritu y Aristóteles acogió los elementos de Empédocles pero añadiéndoles la quinta esencia. Epicuro de Samos recogió las ideas de Leucipo y de Demócrito pero ellos tres fueron combatidos porque sus ideas fueron consideradas como antírreligiosas.

La Edad Media (641 - 1453) abandonó totalmente las ideas atomistas, que sólo fueron recuperadas por el botánico alemán Joachim Jung (1587 - 1657), el filósofo francés Pierre Gassendi (1592 -1655) Y el físico Robert Boyle (1627 -1691). Gassendi dio una explicación exacta de las fases de la materia ya sus transiciones. También durante la edad media los escolásticos habían recogido la idea de Empédocles sobre los cuatro elementos pero Boyle planteó algunos hechos sencillos en contra de estas ideas y en 1661 expuso sus opiniones sobre los átomos y los elementos de la química moderna, que no fueron recogidas sino un siglo después por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743 -1794) en 1661 Boyle también comprobó la ley que lleva su nombre y encontró que el aire era una mezcla de varios elementos.

En 1756 el químico escocés Joseph Blak (1728 -1799) comprobó la existencia del dióxido de carbono, en 1766 el genio Henry Cavendish (1731 - 1810) descubrió el hidrógeno y más adelante Joseph Priestley descubrió otros gases, comenzando con el agua burbujeante, nuestra gaseosa actual, y el oxígeno.

Lavoisier demostró en 1774 y 1778, que la masa de las sustancias permanecía constante a través de los cambios quimicos. El químico francés Joseph Louis Gay Lussac (1778 - 1850) dio las bases de la ley de Avogadro, Dimitri Mendeleiev (1834 - 1907), construyó la tabla periódica de los elementos.

En 1857 el profesor alemán de física J. R. E. Clausius demostró que la presión de un gas es igual a dos tercios de la energía de movimiento de todas las moléculas en un volumen unitario de gas, con lo cual la ley de Boyle quedaba explicada y se sentaban bases para la ley de Charles (1746 -1823) Y la de Gay - Lussac.

En 1873 el físico holandés Vander Waals concluyó que las moléculas de los gases

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estaban tan cerca entre sí que podían existir en los tres estados: liquido, vapor o gas. Esto sólo dependía de la temperatura. Efectivamente sólo en 1908 el físico Leyden Kamerlingh Onnes logró licuar el helio a una temperatura de -268.C, apenas 5.C por encima del cero absoluto.

Tomado de Ciencia: Exploremos la naturaleza. Edil. Prentice Hall.


1. El título de la lectura puede serA. historia del átomoB. grandes avances en la químicaC. desarrollo de la cienciaD. grandes personajes del mundo

2. Un mapa conceptual que representa el desarrollo de la química moderna es

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3. Si no hubieran existido los aportes científicos de este personaje, la deducción de la ley de Avogadro no existiría

A. Amadeo AvogadroB. Robert BoyleC. Gay LussacD. Vander Walls


A. Un gas ocupa un volumen de 400 cm3 al ejercer una presión de 700 mm Hg.

4. ¿Cuál será la presión necesaria para que ocupe un volumen de 200 cm3?A. 1 atmósferaB. 2 atmósferasC. 1400 mm HgD. 1200 mm Hg

5. ¿Qué volumen ocupará al estar bajo 12000 mm Hg de presión?A. 233 cm3

B. 685 cm3

C. 23.3 cm3

D. 2100 cm3

6. El anterior comportamiento obedece a la ley deA. CharlesB. Dalton.C. Gay LuzcaD. Boyle

B. Un gas bajo dos atmósferas de presión, ocupa 8 litros a una temperatura de 350 K7. ¿Cuál será su presión a 400 K. cuando ocupa 9 litros?

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A. 2.03 atm.B. 1 atm.C. 15.44 mm Hg.D. 11.82 mm Hg.

8. ¿Qué temperatura presentará cuando ocupa 5 litros y está bajo una presión de 15 atmósferas?

A. 1640 °K. B. 400oK.C. 1500 °K. D. 600oK

9. ¿Qué espacio ocupará al someterse a una atmósfera dE presión y 300 K?A. mayor que el estado inicialB. menor que el estado inicialC. igual al estado inicialD. el gas se escapa

C. Se encuentran 117 g de cloruro de sodio en 2.5 litros de la solución.

10. La molaridad de la solución esA. 0.8 MB. 0.4 M C. 1 MD. 2 M

11. La normalidad de la solución cuando disolvemos 294 g de K2Cr2O7 en 500 mL de solución es

A. 1 N. B. 4 N. C. 1.5 N. D. 2 N.

12. La mola1idad de la solución cuando se disuelven 79 g de KmnO4 en 1000 mL de agua esA. 2mB. 3mC. 1 mD. 0.5 m

Na = 23 glmol Cl = 35.5 glmol

K = 39 glmol Cr = 52 glmol O= 16 g/mol

K = 39 glmol Mn = 55 glmol O= 16 glmol

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TALLER 9QUIMICA DEL CARBONO Y FUNCIONES ORGANICAS

Por la extraordinaria importancia del carbono y su capacidad para enlazarse y formar compuestos que dan origen a las moléculas orgánicas. es esencial estudiar todas sus características y propiedades. En este módulo vamos a encontrar todo lo referente a este elemento y su importancia como base de la química orgánica.

No se tuvo ninguna idea clara de la composición de las sustancias orgánicas hasta el principio del siglo XIX, cuando Lavoisier demostró que el carbono y el hidrógeno son elementos esenciales de las sustancias orgánicas.

La química del carbono o química orgánica así llamada debido a que se creía que estos compuestos solo podían ser producidos por los seres vivos, es la teoría vitalista. Esta teoría es reevaluada luego de la producción artificial de la urea (F. Wohler - 1828), pero se siguió hablando en términos de química orgánica.

En 1844 Adolf Kolbe sintetizó el ácido acético de compuestos inorgánicos. Propiamente se sintetizaron otros compuestos inorgánicos.

Se denominan compuestos orgánicos a los que poseen en su estructura al átomo de carbono, junto con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros átomos de carbono.

EL ATOMO DE CARBONO

El carbono pertenece al grupo IVA junto con el silicio (Si), Germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb), además constituye al 0.14% de la corteza terrestre o 0.03% de la atmósfera. En forma libre se encuentra en el grafito o el diamante.

Su Z = 6: su número atómico: radio atómico 0.77A, electronegatividad: 2.5, pf 3500 °C, Peb: 4200°C. Su estructura electrónica: 1S2, 2S2, 2P2 (PX, Py, Pz). Una de las características más importantes del átomo de carbono es que puede formar cadenas carbonadas largas por unión de unos átomos con otros, formando los hidrocarburos que pueden presentar enlaces sencillos, dobles y triples de acuerdo a la acomodación

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de sus electrones en los diferentes orbitales del átomo, pero la mayor característica radica en que este puede enlazarse a un gran número de carbonos mediante enlaces covalentes, al igual que con otros elementos con electronegatividad fuerte o débil.

El átomo de carbono es tetraédrico: Los cuatro electrones de valencia se hallan situados en 2s y 2p, lo cual implicaría que existen electrones con diferentes valores energéticos. Sin embargo, el análisis demuestra que los cuatro enlaces formados por el átomo de carbono se encuentran en direcciones establecidas: en los vértices de un tetraedro en cuyo centro está el átomo de carbono:

Estructura geométrica tetraedralConstrucción geométrica de los electrones del átomo de carbono:Para entender esta estructura veamos la distribución que presenta el átomo de carbono en su estado fundamental.

En las reacciones químicas un electrón del orbital 2s adquiere energía y asciende al 2pz este. fenómeno se conoce como HIBRIDACIÓN. Existen tres tipos de hibridación a saber: tetraedral o tetragonal. trigonal y diagonal.

Hibridación tetraedral o sp3: en esta hibridación los orbitales de valencia 2s y los 2px 2py y 2pz se entre mezclan para formar cuatro nuevos orbitales de igual valor energético.

Hibridación trigonal o Sp2: en esta hibridación se mezclan los orbitales 2s, 2px. 2py, quedando el orbital 2pz en estado puro, sin sufrir ninguna hibridación. En esta hibridación se obtienen tres orbita/es híbridos sp, formando entre sí ángulos de 120°; situados en un mismo plano y dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero.

1s 1s 1s1s1s

1s 2s 1pz1py1px

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2p2 2p2 2p2 2p2

El orbital pz sobrante se ubica perpendicularmente al plano formado por los orbitales híbridos Sp2, situándose por encima y por debajo del plano.

Hibridación diagonal o sp: se presenta cuando se mezclan los orbitales 25 y 2px para originar los orbitales colineales híbridos denominados sp los orbitales forman un ángulo de 180° y los otros dos, p, y pz se sitúan perpendiculares al piano de los orbitales hibridizados. Esta estructura le permite al átomo de carbono formar enlaces triples.

En el metano el átomo de carbono es tetraedral (CH.) y en el etano y en donde el átomo de carbono forme cuatro enlaces sencillos tendrá forma tetraedral.

La superposición entre orbitales p se denomina enlaces pi (p) los demás tipos de enlaces o superposición de orbitales se denominan enlaces sigma.

La hibridación sp también consta de las etapas de promoción electrónica y luego hibridación.

SATURACIÓN: se refiere al tipo de enlace que forma el carbono con otro carbono o con el hidrógeno.

Un carbono saturado forma enlace sencillo con otro carbono, por lo tanto. sus otros tres enlaces se unen cada uno con otro hidrógeno o a otro carbono dobles o triples entre carbonos. se trata de carbonos insaturados.

REPRESENTACION MOLECULAR

Para los alifáticos, la representación de las moléculas orgánicas se basa en la estructura de Lewis. Ej:

2s 2p2 2pp1sPromocion

3spHibridacion

2p

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RESONANCIA: Se presenta en aromáticos de donde posee tres enlaces dobles alternas de los seis, los cuales rotan constantemente, por lo tanto estos no se pueden ubicar de forma especifica, por lo que deben representarse:

En el caso de los compuestos cíclicos, se representa la figura geométrica plana que forma, asumiendo en cada vértice se encuentra un carbono unido al número de hidrógenos correspondiente. Si la condición anterior cambia, debe especificarse este cambio. Ejemplo:

H H C H H C C H H

Cabe aclarar que tanto los aromáticos como los cíclicos, también pueden representarse como se indicó en los alifáticos.

DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTOS ORGÁNICOS Y MINERALES ORGANICOS

ORGANICOS MINERALES O INORGÁNICOS 1. La mayoría son combustibles.2. La mayoría presentan isómeros, que son compuestos con la misma fórmula molecular pero distintas propiedades y distribución espacial.3. Presentan enlaces covalentes.4. Tienen origen animal o vegetal los encontrados en la naturaleza.5. La mayoría son insolubles en agua y solubles en compuestos orgánicos (solventes).6. Son los más numerosos, cerca de 9 millones.7. Forman cadenas o unión del carbono consigo mismo y con otros elementos.8. Presentan puntos de fusión y ebullición menores que la de los, compuestos minerales de peso similar.

1. Son muy poco combustibles.2. Normalmente no presentan isómeros.3. Presentan enlaces iónicos y covalentes.4. Se encuentran libres en la naturaleza en forma de sales, óxidos, etc.5. Insolubles en compuestos orgánicos y muy solubles, la mayoría en agua.6. Solo alcanzan a formar aproximadamente 6000 compuestos.7. Normalmente no forman cadenas.8. los puntos de fusión y ebullición son altos comparados con los orgánicos de peso similar.

FUNCIONES ORGÁNICAS

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Debido a la gran facilidad del carbono para formar estructuras de cadena abierta o cerrada (casi dos millones) se han agrupado estos compuestos en la siguiente forma:

Alifáticos

Aromáticos

Según el número de átomos o grupos sustituyentes los átomos de carbono se clasifican en primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios.

Primarios: cuando se une a un solo carbono o a un grupo sustituyente a través de un enlace simple. Ej.: H3C - CH3 Carbonos primarios

Secundarios: cuando se halla unido a dos átomos de carbono o a dos grupos sustituyentes mediante enlaces covalentes simples. Ej: H3C - CH2 - CH3 Carbono secundario

Terciarios: cuando se halla unido a tres carbonos o tres grupos sustituyentes por enlaces covalentes sencillos. Ej.:

CH3

H3C - CH - CH3

Carbono terciario

Cuaternario: cuando se halla unido a cuatro carbonos o grupos sustituyentes. Ej.:

CH3Para poder entender mejor el estudio de los compuestos orgánicos se han agrupado de acuerdo a su grupo funcional, que es un átomo o grupo de átomos cuya presencia en una molécula determina su comportamiento químico.

He aquí un resumen de las principales funciones químicas.

FUNCIÓN QUIMICA Y GRUPO FUNCIONAL

Aciclicos: de cadena abierta Ciclicos: de cadena cerrada

Homociclicos: anillos formados por atomos de carbono únicamente. Heterociclicos: anillos formados por átomos de carbono y otro tipo de átomo

C

CH3

CH3CH3

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77


TEST


La llama de la vida

En la actualidad la teoría más aceptada a nivel científico acerca del origen y la evolución de la vida supone que en los comienzos de la historia de la tierra los ladrillos constítutivos de la vida, las proteínas se sintetizaron a partir de los componentes químicos de atmósfera primitiva utilizando como fuente de energía la radiación solar ultravioleta o la energía de las descargas eléctricas de la atmósfera; dicha teoría se apoya con experimentos de laboratorio que han permitido la síntesis de proteínas a partir de diferentes fuentes de energía y de diferentes supuestas composiciones de. la atmósfera.

Los organismos más primitivos reconocidos como tales se originaron hace, por lo menos 3.600 millones de años en cualquier parte de los mares de aquella época y fueron ciertamente bacterias primitivas, pero la forma en que se originaron exactamente es aún un desafío para la mente humana.

Tales bacterias debieron poseer una limitada capacidad de metabolismo y emplearon moléculas orgánicas sintetizadas en forma abiótica en la atmósfera para construir sus organismos y como energía, la derivada de procesos de fermentación.

Las bacterias primitivas originaron luego un nuevo orden de vida conocido como bacterias autótrofas capaces de sintetizar las complejas moléculas de la vida en forma directa a partir de las materias primas inorgánicas abundantes en el mar y en la atmósfera.

El paso siguiente de la evolución de la vida fue la aparición de organismos capaces de producir fotosíntesis; los primitivos fotosintetisadores debieron emplear como materias primas en el proceso hidrógeno, dióxido de carbono y el agua que hoy emplean las plantas verdes en el proceso de fotosíntesis y que se desarrolla posteriormente. Vestigios de estos organismos se encuentran en el reino geológico con el nombre de estromatolitos y han sido reconocidos como algas verdeazules. De esta manera la vida se liberó en la dependencia del hidrógeno producido por emanaciones volcánicas y pasó a depender del agua, que era mucho más abundante; su aparición constituyente también el comienzo de la producción biológica de oxigeno represento una amenaza las proteínas arden en presencia de este elemento y debieron evolucionar, paralelamente con el desarrollo de la respiración como fuente de energía. De está manera la vida era capaz de producir sus propios alimentos y la energía requerida; a estas alturas del proceso evolutivo las principales rutas bioquímicas de la vida se habían completado y ésta se expandía y diversificada ampliamente en el mar, dando origen a los eucariotas, organismos completamente aeróbicos, hace algo más de 1.500 millones de años.

Con el paso del tiempo y la multiplicación de la vida en el mar el oxígeno disuelto se escapa a la atmósfera y comienza a constituirse la capa de ozono que más tarde, hace uno 500 millones de años: permitiría la salida de la vida a los continentes.

Una vez en los continentes, la vida encuentra otras dimensiones para multiplicarse y

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diversificarse, aparecen las plantas con flores y se convierten en la vegetación dominante de aquellos tiempos, luego aparecen los insectos, peces, reptiles, aves y mamíferos, entre ellos el hombre Homo Sapiens actual, hace unos 35.000 años. Con la aparición del hombre en el planeta como último invitado de la evolución ha llegado también la superpoblación humana, el continuo crecimiento. el consumo de energía, la multiplicidad de las comunicaciones y la información, así, como también el aumento y la multiplicación de las formas de transporte en las llamadas sociedades modernas y postmodernas.

Pero la aparición del hombre también trae para la vida una gran sombra. Deforestación, desertización, desigualdad social, contaminación atmosférica. contaminación de los océanos, cambios climáticos globales, contaminación de los suelos y desaparición de muchas especies.

¡El planeta en este momento requiere la ayuda de todos nosotros! Es preciso cuidar el aire, el agua, la vida y el suelo. De quienes hablamos hoy en la tierra depende que en un futuro cercano la llama de la vida continúe brillando o se apague.

A lo largo del tiempo la llama de la vida ha venido siendo más brillante, protégela para que en el futuro brille aún más.

Tomado de Química y Ambiente 2. Edil. Mc. Graw Hill

PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA (TIPO I)

1. El mensaje central de la lectura esA. la vida se origino por una llamada B. hay que mantener la llama de la vidaC. la evolución es una consecuencia del cambio de paisaje D. toda acción conduce a una reacción

2. Las bacterias autótrofas son las queA. producen oxígenoB. consumen Dióxido de carbónC. producen su propio alimentar D. depredan otros organismos

3. Si no hubieran existido las bacterias heterótrofasA. la atmósfera se hubiera inundado de oxígenoB. escasearía el oxígenoC. abundaría el dióxido de carbónD. no habría organismos eucariotas

PROBLEMASPLANTEADOS

A. las proteínas se clasifican dentro de los compuestos orgánicos.

4. ¿Porque se consideran compuestos orgánicos?A. hacen parte de los seres vivos inertes B. están compuestas por cadenas de carbonos

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C. están contenidos en los alimentos D. fabrican tejidos vivos

5. Las proteínas son solubles enA. aguaB. sustancias polares,C. compuestos orgánicosD. compuestos iónicos

6. La función de las proteínas puede serA. proporcionar energíaB. controlar funcionesC. reparar tejidosD. producir enzimas

B. En la siguiente cadena de carbonos: C - C C - C = C 1 2 3 4 5

7. El número de hidrógenos para cada carbono es A. 1, 2, 3, 4 Y 5 B. 1, 4, 4, 3 Y 2 C. 3, 0, 0, 1 Y 2 D. 2, 3, 2, 2 Y 4

8. Entre los carbonos C2 y C3 se presenta la hibridaciónA. spB. Sp1

C. Sp2 D. Sp3

9. Representado por la estructura de Lewis la molécula será x . x . x

A. x C x . C . x C x . C . x C x X . x . x

H H H H H x. x. x. x. x.

B. H . x C x x C x x C x x C x x C x . H x. x. x. x. x.

H H H H H

C. C - C C H H H x. xx xx x.

D. H . x C x x C xx C x x C xx C x. xx x. x. H H H

C. En la siguiente representación del benceno2

80


10. La formula condensada es A. C6H6B. (CH)6C. CHCHCHCHCHCH D. C6 - C6

11. Los carbonos se pueden clasificar según la numeración enA. primario, secundario; primario, secundario; primario, secundarioB. primario, secundario; terciario, cuaternario; primario, secundarioC. todos son terciarios D. todos son secundarios

12. Este hidrocarburo se puede considerar comoA. alifáticoB. aromático C. cíclicoD. acíclico

1

4

3

5

6

81


TALLER 10NOMENCLATURA ORGANICA

Así como la química inorgánica tiene unas normas para nombrar los compuestos, la química orgánica tiene unas reglas esenciales que debemos conocer para dar correctamente el nombre a cada compuesto. Es por ello de vital importancia conocer y diferenciar los grupos funcionales que encontramos en la química del carbono.

Los alcanos de cadena recta constituyen la base de la nomenclatura IUPAC. Los alcanos se clasifican como de cadena continua recta y ramificados cuando uno o más átomos de carbono llevan sustituyentes.

Los cuatro primeros de la serie homóloga tienen nombres comunes, de ahí en adelante reciben sufijos que indican el número de carbonos de la cadena. Veamos la siguiente tabla:

NOMBRE IUPAC No. DE CARBONOS FORMULA CONDENSADAMetanoEtanoPropanoButanoPentanoHexanoDecanoUndecanoDodecanoTridecanoEicosanoTriacontanoTetracontanoPentacontano

1234561011121320304050

CH4CH3 - CH3CH3 CH2 CH3CH3 (CH2)2 - CH3CH3 (CH2)3 - CH3CH3 (CH2)6 - CH3CH3 (CH2)8 - CH3CH3 (CH2)9 - CH3CH3 (CH2)10 - CH3CH3 (CH2)11 - CH3CH3 (CH2)18 - CH3CH3 (CH2)28 - CH3CH3 (CH2)38 - CH3CH3 (CH2)48 - CH3

SERIE HOMÓLOGA

GRUPOS FUNCIONALES

ALIFÁTICOS

ALCANOS, ALQUENOS , ALQUINOS

ALCOHOLES y ÉTERES

ALDEHIDOS y CETONAS

ACIDOS CARBOXILICOS y SUS DERIVADOS

AMINAS

AROMATICOS

BENCENO

FENOLES

NOMENCLATURA

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Es si grupo de compuestos de una familia en el cual la variación entre un compuesto y otro es el aumento de la siguiente molécula en un CH2. Los compuestos orgánicos pueden contener uno o varios grupos funcionales, entonces se debe escoger como un grupo principal uno de ellos y los demás serán secundarios, en orden de importancia va desde el grupo ciano hasta el enlace sencillo. Estos resultan de quitar un hidrógeno en el correspondiente hidrocarburo.

GRUPO ALQUILO

Los nombres de los grupos alquilo se derivan del correspondiente alcano. cambiando la terminación de ano por ilo. Cuando hay varios grupos alquilo en una cadena se nombran en orden alfabético o de complejidad.

NOMBRE IUPAC ABREVIATURA FORMULAMetilo

Etilo

Propilo

Isopropilo

Butilo

Isobutilo

Met

Et

Prop

I - prop

But

1- But

CH3 –

CH3 CH2 –

CH3 CH2 CH2 –

CH3 CH-

CH3

CH3 CH2 CH2 CH2

CH3 – CH – CH2

CH3

COMPUESTOS ALIFÁTICOS

ALCANOS O PARAFINAS

1. Su formula general es CnH2n + 2 donde n es cualquier valor numérico entero.

2. Se escoge la cadena más larga de átomos de carbono de la molécula. El nombre de la cadena normal de hidrocarburo es la raiz del nombre del compuesto. La terminación para los hidrocarburos saturados es ANO.

1 1 2 3 1 2 3 4 1 2CH4 CH2 - CH2 - CH3 CH3 - CH2 - CH2 - CH3 CH3 - CH3

METANO PROPANO BUTANO ETANO

3. Cuando hay grupos alquilo en la cadena siempre se indica la posición del grupo sustituyente, precedido de un número que indica la posición del carbono en el cual fue retirado un hidrógeno para ser reemplazado por un radical (sustituyente). Sí un sustituyente aparece más de una vez en el compuesto se indican sus posiciones,

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separadas por comas y se usan los sufijos; mono, di, tri, para indicar el número de veces que se repite este sustituyente. ..

4. Se numeran los átomos de carbono de modo que la suma de los sustituyentes sea la más baja posible, en el caso que existan.

CH3 CH3 CH3 CH3

CH3 - CH - CH- CH2 - CH3 CH3 - CH - CH- CH2 - CH3 1 2 3 4 5 5 4 3 2 1 2, 3 Dimetilpentano 3 y 4 dimetilpentano CORRECTO INCORRECTO

5. Cuando un sustituyente es más complejo que la misma cadena, e sustituyente se nombra como un grupo alquilo sustituido, cuyos átomos se numeran a partir del punto de unión de la cadena principal Ej.:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

HC - CH2 - CH3 - CH3

CH2

CH3 5 - 2 - ETIL - 5 - BUTIL NONANO

6. El prefijo ISO se utiliza para indicar dos grupos metil (CH3 -) en el extremo de la cadena normal, el prefijo NEO se une para indicar que la cadena normal tiene tres CH3- en un extremo.

CH3 - CH2 - CH2 - CH3 CH3 CH3 ISOPENTANO CH3 – CH2 – CH3

CH3 NEOPENTINO

HIDROCARBUROS SATURADOS DE CADENA CICLICA

Estos hidrocarburos se nombran en forma general anteponiendo el prefijo CICLO al nombre del hidrocarburo normal correspondiente. Ej.: CH2 H2C CH2

CH2

CH2 H2C CH2Los vértices de las figuras geométricas representan cada uno de los átomos de carbono en la molécula.

ALQUENOS U OLEFINAS

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Presentan fórmula general Cn H2n presenta átomos de carbono e hidrógeno con uno o varios enlaces dobles de carbono - carbono.

Nomenclatura

El sufijo característico de los alquenos es ENO. Los prefijos son los mismos de los alcanos correspondientes de igual número de carbonos: et, but, prop, pent, etc.

Se enumera la cadena comenzando por el extremo a donde se halle más cerca un doble enlace. Ej.: 1 2 3 4

CH2 = CH2 CH3 - CH = CH2 CH2 = CH – CH2 - CH3 ETENO PROPENO 1 BUTENO

Cuando existan más de un doble enlace se toma como la cadena principal a la que contenga mayor número de enlaces dobles, no importando si no es más larga y especificando y numerando la cantidad de estos y su posición. 1 2 3 4

CH2 = CH - CH2 - CH2 5C - CH2 - CH2 - CH3

6CH2 5- PROPIL 1.5 BUTADIENO

Esta terminación dieno hace relación al número de dobles enlaces en la molécula. Cuando hay tres: tri, cuando hay cuatro: tetra, etc.

HIDROCARBUROS INSATURADOS: ALQUINOS O ACETILENOS

Su formula general es Cnh2n-2 son hidrocarburos que contienen uno o varios triples enlaces de carbono - carbono en sus moléculas.

Nomenclatura

Se nombran sustituyendo en el nombre del hidrocarburo saturado correspondiente, el sufijo ano por ino, para los sustituyentes se siguen las mismas reglas que para los alquenos, teniendo en cuenta numerar la cadena principal que contenga un triple enlace como cadena principal.

CH CH CH3 – C C - CH3 CH3 - CH - C C - CH3

CH3 ETINO 2 – BUTINO 4 METIL 2 - PENTENO

ALCOHOLES

Presentan como grupo funcional el hidroxilo (OH') y la mayoría de las reacciones van ligadas a este grupo.

Nomenclatura

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Los nombres de los alcoholes de estructura sencilla se forman anteponiendo el nombre del grupo alquilico correspondiente la palabra alcohol según IUPAC se puede cambiar la O de la parte final por ol, dándole al carbono que soporta el grupo hidroxilo el número mas bajo. Ejemplo:

CH3 – OH METANOL CH3 CH2 – OH ETANOL

1 2 3 4CH3 CH - CH2 CH3

2 – BUTANOL ALCOHOL SEC BUTILICO OH

Si hay mas de un grupo hidroxilo se numeran dándole el número más bajo posible e indicando las posiciones en los carbonos, SEGUNDOS DE LOS sufijos di, tri, etc. Ej.:

OH OH CH2 - CH - CH2

CH2 – CH2 – CH2 OH - OH - OH 1,3 PROPANODIOL 1,2,3 – PROPANOTRIOL O GLICERINA

Hay que recordar que el grupo OH es más importante que los dobles y triples enlaces. luego estos se nombran como componentes secundarios de la molécula. Ej.:

CH3 OH

CH3 - CH - CH = CH - CH3 5 4 3 2 1

4 – METIL – 2 - PENTEN - 1- OL

AROMÁTICOS

Se define como un aromático a un sistema cíclico que contiene (4n+2) p electrones donde n es un entero.

Nomenclatura: todos los compuestos sustituidos del benceno SE nombran como derivados del benceno, indicando el sustituyente. En algunos casos se usan nombres comunes. Cl Br NO2 CH2

Clorobenceno Bromobenceno Nitrobenceno Metilbenceno ToluenoLas posiciones sustituidas se nombran con los prefijos orto, meta, para o por números Br Br Br Br

Br Br Orto Meta Para

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O – dibromobenceno m - dibromobenceno p - dibromobenceno(1,2 dibromobenceno) (1,3 dibromobenceno) (1,4 dibromobenceno) Cuando hay más de dos sustituyentes en el anillo se numeran en orden de importancia. CH3 COOH CH3 Cl

NO2 2 - CLORO - 4- NITROTOLUENO ACIDO 2 METILBENZOICO Los compuestos aromáticos polinucleares, comparten un par de átomos de carbono fusionados, son ellos: naftaleno, antraceno, fenantreno.

Naftaleno Antraceno Fenantreno

Todos sus compuestos sustituidos se nombran como derivados de las entidades polinucleadas indicando el sustituyente. Ej.:

OH

O Cl O 2 – naftanol 9 – 10 fenantroquinona 10 - cloroantraceno

FENOLES

Son el producto de la sustitución en un anillo aromático de un hidrógeno por un hidroxilo.

Según el número de hidroxilos presentes, los fenoles se clasifican en monohidroxifenoles, dihidroxifenoles. trihidroxifenoles, polihidroxifenoles, según tengan 1, 2, 3 o más OH OH OH FENOL O HIDROBENCENO 1 – 2 HIDROXI FENOL CATECOL

OH OH 1,4 DIHIDROXIFENOL HIDROQUINONA α – NAFTOL

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OH

88


TEST


LECTURA

Proceses utiiizados para el refinamiento del petróleo

Primeros Métodos de RefinamientoLos componentes de carbono e hidrógeno que están en el petróleo crudo se denominanhidrocarburos; algunos de ellos son líquidos, otros sólidos y otros gaseosos. En el proceso de refinamiento, el químico separa las distintas partes de la mezcla de hidrocarburos líquidos y sólidos que conforman el petróleo crudo.

Para ilustrar el proceso básico que se sigue, consideremos lo que sucede cuando se calienta una mezcla de alcohol y agua. A medida que la temperatura de la mezcla se eleva, el alcohol se evaporiza primero porque su punto de ebullición es menor que el agua Esta "evaporación" del alcohol ocurre con frecuencia cuando tal mezcla se utiliza como un anticongelante en el sistema de aire acondicionado de un automóvil. Si la mezcla se calienta en un aparato comúnmente utilizado para destilar agua, el alcohol se puede evaporizar, condensar y separar del agua otorgando la temperatura que se controla y se mantiene bajo el punto de ebullición del agua

De forma similar, es posible separar los hidrocarburos que componen el petróleo crudo durante los primeros procesos de destilación, el primer paso fue desechar el combustible, el cual tenía el menor punto de ebullición, luego, se eleva la temperatura y se destila el kerosene menos volátil; a altas temperaturas el aceite combustible y el aceite lubricante se destilan y finalmente las ceras son destiladas hasta obtener el petróleo solo. Este proceso de separación de componentes de una mezcla con el uso de diferentes puntos de ebullición se denomina destilación fraccionada.

Las primeras refinerías utilizaban estos métodos simples de destilación para obtener el kerosene que era el principal producto; la gasolina más volátil y explosiva se enviaba a los ríos con el único propósito de deshacerse de ella; sin embargo a principios de los años 1900, a medida que más y más automóviles salían al mercado los químicos se dieron cuenta de la gran demanda de gasolina que habían en el mundo debido al uso de dichos vehículos, por lo cual se desarrollaron unos equipos de destilación más eficientes para tal fin.

El proceso de descomposición el cual separaba grandes moléculas de hidrocarburos y las convertía en otras más pequeñas había sido utilizado para aumentar la producción de kerosene a partir de petróleo crudo. En 1913 el Dr. W. M. Burton utilizó el mismo proceso para aumentar la producción de gasolina; primero calentó el aceite con el que se producía el gas y la materia prima a altas temperaturas, juntas bajo presión. Dicha actividad "descompuso" los átomos de carbono e hidrógeno y los dividió en partículas muy pequeñas, las cuales podrían ser luego utilizadas en la realización de nuevos productos. El nuevo avance que tuvo lugar en la producción de gasolina era el de descomposición térmica en el cual el petróleo crudo era sometido a altas temperaturas y grandes presiones con el propósito de separar sus moléculas. las moléculas grandes se dividían rápidamente con dichas temperaturas y presiones y así se triplicaba la producción de gasolina. Un tercer descubrimiento llevado cabo con el propósito de

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aumentar la producción fue el proceso de descomposición catalítica, en el cual los científicos agregaban ciertas sustancias denominadas catalizadores durante éste; dichas sustancias aceleraban el proceso de descomposición.

De Gordon E. Vam Hooft.


1. “Refinamiento del petróleo" se puede definir comoA. mezcla de petróleo con otros componentes orgánicoB. descomposición del petróleo mediante aplicación de temperaturaC. cocción de petróleo crudoD. separación del petróleo de otros hidrocarburos mediante destilación fraccionada

2. Un diagrama de flujo del proceso de fraccionamiento puede ser

A. +

B. + +

+ + +

C. + Destilación

D. + +

+ + +


Petróleo crudo Desechos Petróleo

Petróleo crudo Combustible Mezcla de HC Querosene Mezcla

de HC

Recolectar Recolectar

Aceite combustible

Aceite Lubricante Mezcla de HCCeras Petróleo puro

RECOLECTAR

Petróleo crudoDesechosPetróleo

Petróleo crudo Combustible Mezcla de HC Querosene Mezcla

de HC

Eliminar Eliminar

Aceite combustible

Aceite Lubricante Mezcla de HCCeras Petróleo puro

RECOLECTAR

90


A. Nombrar los siguientes compuestos y especificar a qué grupo funcional pertenecen:

3. CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

CH3

4. CH3 - CH2 - CH - CH - CH3

CH2

CH3

5. CH3 - CH = CH - CH3

6. CH3 - CH2 - C = CH – CH3

CH2

CH3

7. CH = C - CH2 – CH3

8. CH = C – CH = CH2

9. CH3 - CH2 - CH2OH

10. OH CH2 - CH3

CH3 - CH - C - CH = CH - OH

CH3 Cl11.

Cl Cl

12. CH3 OH

13. Cl

91


CH3

14. CH3

CH3

92


TALLER 11PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS DE ALGUNOS COMPUESTOS ORGANICOS

Las propiedades químicas y físicas de los compuestos orgánicos buscan mostrar la forma como podemos convertir unos compuestos en otros a través de los diferentes mecanismos de reacción de los hidrocarburos ya sean alifáticos o aromáticos y conocer además las características propias de cada grupo funcional para su respectiva identificación de acuerdo a sus propiedades físicas.

ALCANOS, ALQUENOS, ALQUINOS

PROPIEDADES FISICAS

En los alcanos algunos componentes (C1 a C4) son gaseosos, luego líquidos (C5 - C7) posteriormente líquidos cada vez más viscosos (C8 C14) y sólidos por último. Sus puntos de fusión, ebullición y densidad aumentan con el número de carbonos en la cadena, aunque la presencia de ramificaciones, impide el acercamiento de moléculas, lo cual disminuye la fuerza de atracción intramolecular y por lo tanto, el punto de ebullición se hace menor.

En los alquenos, los tres primeros (C2 – C4) son gases, luego son cada vez más viscosos (C5 – C13) y de allí en adelante son sólidos.

COMPUESTOS ORGANICOS

ALIFATICOS

Propiedades fisicas

Punto de ebullición

Punto de fusión

Densidad

Calor de combustión

Propiedades químicas

Alcanos Alquenos Alquinos

Reacciones de:- combustión - halogenación - nitración

Obtencion por: - sintesis de Wartz- hidratación gringard

Reacciones de:- adicción halogenuros- adicción haloácido- polimerización - prueba de baeyer - ozonalisis

Obtencion por: - oxidación - desidrat. alcoholes - deshidrog. haluros

Reacciones de: - halogenacion - hidrogenacion - adiccion de agua - azoanalisis

Alquinos

Reacciones de:- adicción halogenuros- adicción haloácido- polimerización - prueba de baeyer - ozonalisis

Obtencion por: - oxidación - desidrat. alcoholes - deshidrog. haluros

AROMATICOS

Prop. Fisicas Reacciondes de: - halogenacion - nitracion - alquilacion Freidel C - acilacion freidel C- sulfonacion

Prop. Química

Fenoles

Reaccion de: - nitracion - halogenacion - oxidacion

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Sus puntos de fusión y ebullición siguen las mismas características de los alcanos pero sus puntos de ebullición son mayores que lade los alcanos.

En los alquinos, los tres primeros son gases (C2 – C4) hasta el C12 son líquidos que aumentan su densidad y de allí en adelante son sólidos. Las características del punto de fusión y ebullición son similares a la de los alcanos, pero sus puntos de ebullición son mayores que la de los alquenos.

Los alcanos son insolubles en agua, mientras que los alquenos y alquinos por ser más populares pueden presentar una muy pequeña solubilidad en agua.

HIDROCARBURO PebC PF C DENSIDAD CALOR COMBUSTION Kcal/molCH3 - CH3

CH2 = CH2

CH CH

CH3 - CH2 CH3

CH3CH = CH3

CH3 - C CH

CH3 - CH2 – CH2 - CH3

CH2 CH - CH2 - CH3

CH C - CH2 - CH3

CH3 -(CH2)2CH2 - CH3

CH2 = CH (CH2)2 - CH3

HC C (CH2)2 - CH3

-89

-102

-75

-42

-48

-23

-0.5

-5

+9

36

+30

+48

172

-169

-82

-187

-187

-102

-135

-130

-122

-130

-138

-98

0.546

0.610

0.618

0.582

0.610

0.671

0.579

0.626

0.668

0.626

0.643

0.695

-212.8

-38.2

-310.6

530.8

-30.1

-463.1

-687.7

-30.3

-620.6

-782.7

935.5

PROPIEDADES QUIMICASALCANOS Son poco reactivos, de allí su nombre parafinas (poco afines), debido a que sus enlaces son de tipo sigma: más difíciles de romper.

1. CombustiónReacción con el oxígeno para producir CO2 y H2O. Ej:

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O + ENERGIA

2. HalogenaciónSe sucede cuando reacciona un alcano con un halógeno en presencia de luz ultravioleta y altas temperaturas, presentándose situación del halógeno por un hidrógeno y la formación de un haloácido. Ej.:

Luz U.VR - H + X2 RX + HX

Luz U.V CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl

94


3. NitraciónEn presencia de ácido nítrico los alcanos presentan reacciones de sustitución por grupo nitro (NO2): en esta reacción se presenta ruptura de enlaces C - C y sustitución de N02 por hidrógeno. Ejemplo:

CH3 – CH2 – CH3 - + HNO3 CH3CH2CH2NO2 + CH3 CH2 - NO2 + CH3NO2

OBTENCIÓN DE ALCANOS

Los alcanos se obtienen en su mayoría por destilación fraccionada del petróleo. En laboratorio se siguen las siguientes reacciones:

1. Síntesis de Wurtz

R - X + 2Na + RX R - R + 2Nax

CH3 - Br + CH3 - Br + 2Na CH3 - CH3 + 2NaBr

2. Hidratación del reactivo de Griqnard (Magnesio de éter en presencia de haluros de alquilo)

A. CH3Cl + Mg CH3MgCl CLORURO DE METIL MAGNESIO

B. CH3MgCl + H2O CH4 + Mg (OH) Cl ALCANO

ALQUENOSLas reacciones que se suceden en los alquenos son reacciones de adición al doble enlace.

1. Adición de Halógenos (halogenación)Los alquenos (Br, Cl) se combinan con los halógenos rápidamente para formar un derivado dihalogenado.

CH2 = CH - CH3 + Br2 CH2 Br CH Cl CH3 1 propeno 1 - 2 dibromopropano

2. Adición de Haloácidos HXEl HCl y el HBr se adicionan al doble enlace para producir halogenuros de alquilo. El orden de reactividad es el siguiente:HI > HBr > HCl. Ej: CH2 – CH = CH2 + HCl CH3CHClCH3 1 Propeno 2 - cloropropano

95


Esta reacción sigue la regla de Marcovnicoff. "al adicionar un reactivo asimétrico a un compuesto insaturado la parte positiva será atraída hacia el carbono involucrado en la instauración con mayor número de hidrógenos y la parte negativa írá al otro extremo.

3. Polimerización: en los alquenos ocurre la auto adición de n - moléculas de alqueno denominado monómero en presencia de catalizadores para formar macromoléculas de alto peso molecular llamados polímeros. PRESION

CH2 = CH2 + CH2 = CH2 CH3CH2CH = CH2 ETENO ETENO TEMPERATURA 1 - BUTENO

OBTENCIÓN DE ALQUENOS

1. Oxidación: al igual que; los alcanos sufren reacciones de oxidación pero con algunas diferencias:

A. Prueba de BaeyerSi el alquino es terminal siempre da CO2 y un ácido, si no es terminal da dos ácidos. Ejemplo: O OH- 1. R - C CH + KMnO4 R - C - OH + CO2 + MNO2 FRIO O O OH-

2. R - C C - R + KMnO4 R - C - OH + R - C - OH FRIO

B. OzonólisisRuptura por medio de! ozono en dobles y/o triples enlaces, dando como resultados siempre dos ácidos. O O Zn / H2O R - C C - R + O3 R - C - OH + R - C - OH

2. Deshidratación de alcoholes

Consiste en la separación de una molécula de agua en un alcohol: H2SO4CH3 CH2 - OH CH2 = CH2 + H2O ETANOL 160 C ETENO 3. Deshidrogenación de halogenuros de alquiloCuando existe de un halogenuro de alquilo un carbono que por lo menos se halla unido a otro carbono y a su vez a un hidrógeno y un halógeno se puede retirar los componentes para formar un haloácido. Ej.:

CH3 - CH2 - CH2- Cl + KOH CH3 CH = CH2 + KCl + H2OALQUINOSLas reacciones de los alquinos son similares a las de los alquenos.

96


1. HidrogenaciónDe manera análoga a los alquenos, los alquinos adicionan hidrógeno en presencia de niquelo platino, formando un alqueno o alcano según sean las moles de hidrógeno adicionado. NiCH3 - CH2 - C CH + 2H2 CH3 - CH2 - CH2- CH3 1 BUTINO BUTANO

O se puede dar formación de alqueno:

NiCH3 - CH2 - C CH + H2 CH3 - CH2 - CH = CH2

1 – BUTINO 1- BU TENO

2. HalogenaciónSe guían estas reacciones por las de los alquenos; en dos etapas: Br Br

CH3 - CH2 – C CH + Br2 CH3 - CH2 - C = CH

Br H

CH3 - CH2 – C CH + 2HBr CH3 - CH2 - C - CH3 Br H 2, 2 Butano

3. Adicción de agualos alquinos adicionan agua en medio ácido (H2SO4 diluido) dando como resultado un enol que sufre una reestructuración espontánea para producir una cetona, excepto el acetileno que produce un aldehído.

CH3 – C C – CH3 + H2O CH3 – C = CH – CH3 CH3 – C – CH2 – CH3

OH O

AROMATICOS

PROPIEDADES FISICAS: son generalmente solubles en solventes orgánicos, su solubilidad en agua depende de las características de los grupos sustituyentes para formar puentes electrostáticos con el agua.El benceno y los demás aromáticos son insolubles en agua, Sus puntos de fusión y ebullición dependen de las características de los sustituyentes.

PROPIEDADES QUIMICAS: sus reacciones son básicamente de SUSTITUCIÓN de hidrógenos del anillo bencénico.

1. Halogenación: en presencia del hierro en forma de sales férricas (+3), el benceno reacciona fácilmente con el cloro y el bromo, tomando el correspondiente den vado halogenado. Br

97


FeCl3 + Br2 + HBr

Benceno Bromobenceno

2. Nitración: utilizando ácido nítrico en presencia de ácido sulfúrico como catalizador, se ven varios pasos:

1. HNO3 + H2SO4 H2NO3 + HSO4

2. H2NO3 + H H2O + NO2

1. NO2

NO2 H2SO4

+ HO- NO2- + H- Benceno Nitrobenceno

3. Alquilación de Frledel CraftsConsiste en sustituir un H por un radical alquílico, utilizando haluro de Fe o Al como catalizador.

4. Acilación de Frledel CraftsReaccion del benceno con haluros de acilo, dando como resultado final una cetona mixta.

5. SulfonaciónA altas temperaturas el ácido sulfúrico puede sulfonar el benceno dando un ácido sulfónico.

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ALCOHOLES

REACCIONES CON RUPTURA R - O - H

1. Combinación con metales

CH3 CH2- OH + 2Na 2CH3 CH2 Ona + H2

2. Formación de Ésteres O O

CH3 – C + CH2 - CH2OH H2O- CH3 – C + H2O OH O – CH2 – CH2 Ácido etanoico etanol etanoato de etilo

3. OxidaciónLos alcoholes primarios se pueden oxidar dando un aldehído o un ácido carboxílico. H2SO4 R - CH2 OH + KmnO4 R-COOH + MnO2 + H2O ÁCIDO CARBOXILICO

O

R - CH2 OH + K2Cr2O4 R - C H ALDEHIDO

Los alcoholes secundarios se oxidan a cetonas

REACCiÓN CON RUPTURA R [ OH ]

1. Reacción con halogenuros de hidrógeno

R - OH + HX R - X + H2O

CH3 - CH2OH + HBr CH3 CH2Br + H2O

Esta reacción permite diferenciar entre un alcohol primario y uno secundario, ya que tienen velocidad de reacción diferentes:

1 río >2rio >3rio

2. Reacción de trihal6genos de fósforo:

R - OH + PX3 RX + H3 PO3

CH3CH2OH + PCl3 H3PO3 + CH3 - CH2 Cl

3. Deshidratación

99


H

R – C - C - H2 R – C = CH2 + H2O

H - OH

Esta reacción requiere medio ácido y calor

4. OxidaciónLos fenoles se oxidan en presencia de KmnO4 en medio básico y forman quinonas.

REACCIÓN DE LOS FENOLES

1. Nitración

Los fenoles reaccionan con ácido nítrico para producir una mezcla de nitrofenol orto y para. Ej.: OH OH OH HNO3 CHCl3 NO2 + + H2O

NO2 Reaccionan con los halógenos en presencia del CCI4, se producen mezclas orto y para.

OH OH OH + H2O Cl + CL2 CCl4

Cl

100


TEST


LECTURA

La contaminación de los mares

Químicamente los océanos pueden considerarse como los mayores vasos de precipitados a donde confluyen muchas sustancias para producir un sinnúmero de reacciones químicas. Allí llegan casi todos los desechos de la actividad humana, bien sea porque se arrojan directamente o porque los vientos, las lluvias, los ríos, etc., las desplazan hasta ellos; cerca del 80% de la contaminación de los mares proviene de la actividad del hombre sobre los continentes.

Los ríos recogen los desechos de los agroquímicos empleados en los cultivos y de las aguas residuales de las industrias. A medida que los ríos se contaminan, estas sustancias se van concentrando en los estuarios y en las tierras cercanas a las costas, de allí entran en los sistemas vivos; una vez en las cadenas alimenticias comienzan los procesos de concentración hasta alcanzar niveles tóxicos incluso para el hombre.

Puesto que los océanos son sistemas dinámicos en los cuales existen corrientes de circulación profunda alrededor del globo terrestre, los contaminantes se dispersan hasta lugares antes no imaginados.

Evidentemente, los océanos presentan una gran capacidad de "guardar" y "transformar" sustancias tóxicas; la cuestión es ¿hasta cuando?. Hoy se sabe que muchos de los desechos radiactivos depositados en el mar hace algunos años, el mismo océano los está devolviendo a las costas amenazando así, la misma actividad humana.

Los siguientes datos muestran la magnitud de la contaminación diaria del mar, los datos se dan en toneladas al año:

CONTAMINANTES CANTIDAD (toneladas/año)Carbón 936.600Grasas v aceites 313.200Nitrógeno 187.200Hierro 82.800Cobre 4.968Plomo 4.572Mercurio 108Total 1.529.448

Las fuentes principales de la contaminación de los océanos son: pesticidas, plaguicidas de la agricultura, aguas negras de las ciudades, residuos industriales, reactores nucleares y refinación del petróleo.

Tomado de QUIMICA y AMBIENTE. Ed. Mc Graw HillPREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA (TIPO I)

101


1. La gráfica en la cual se observa la proporción de cada contaminante en el mar es

2. El porcentaje de contaminantes orgánicos esA. 61.3% B. 80% C. 81.74%D. 94%

3. Los primeros organismos contaminantes son: A. las plantas.B. las aves.C. todos al tiempoD. los animales


A. La siguiente reacción: CH3 – CH3 + Cl2 LUV4. El tipo de reacción es

A. halogenaciónB. hidrataciónC. combustiónD. deshidrogenacion

5. Los productos sonA. CH3 - CH2Cl + HClB. CH2Cl - CH2Cl + H2 C. CHCl - CHCl + H2O D. CHCl = CHCl

102


6. Los nombres de los reactivos sonA. metano y cloro libreB. etano y cloro libre C. metano y ácido clorhídrico D. metano y cloro combinado

B. CH2 - CH = CH - CH3 + HCl

7. El tipo de reacción esA. adición de halógenosB. adición de aloácidosC. hidrataciónD. polimerización

8. Los productos sonA. CH2Cl - CH = CH - CH3 + H2 B. CH3 - CH2 - CHCl - CH3C. CH3 - CHCl - CHCl - CH3 + H2 D. CH3 - CH = CH - CH3 + HCl

9. Los nombres de los reactivos sonA. 4 - alqueno y ácido clorhídricoB. 3 - buteno y ácido clorhídricoC. 2 - buteno y ácido clorhídricoD. 2 - alqueno y ácido clorhídrico

C. + Cl2

10. El tipo de reacción esA. Freldel CraftB. oxidaciónC. cloraciónD. halogenación

11. Los nombres de los reactivos sonA. hexano y cloroB. hexeno y cloro libreC. benceno y cloro libreD. benceno

12. Los productos son:

A. + Cl2

B. Cl

103


+ H2

Cl

C. Cl + HCl

Cl2 D. + H2

104


TALLER 12BIOQUIMICA

Este módulo es de gran importancia porque muestra los conceptos de las reacciones químicas que ocurren en el hombre; en los procesos de digestión, respiración y circulación entre otros. Además la forma como están constituidas las moléculas orgánicas de origen animal y vegetal.

Son muchas las sustancias que tienen importancia para el funcionamiento de la vida; su naturaleza puede ser tanto orgánica como inorgánica; como son los carbohidratos, proteínas, grasas, vitaminas, ácidos nucleicos, debido a que forman parte de la célula.

LA BIOQUIMICA

CARBOHIDRATOS

Son polihidroxialdehídos (polialcoholes con un grupo aldehído) o polihídroxicetonas (polialcoholes con un grupo cetona) al igual que sus derivados u otras sustancias que por hidrólisis dan origen a nuevos compuestos polihídroxialdehidos o polihidroxilcetonas. También se le puede denominar hidratos de carbono. Los carbohidratos son un grupo de compuestos comunes a los sistemas vivos, como los azúcares, son solubles en agua, forman parte de la dieta humana diaria y son fuente primordial de energía para mantener en funcionamiento el cuerpo humano y forman parte de las paredes de las células de las plantas.

CLASIFICACIÓN DE LOS CARBOHIDRATOS

Los carbohidratos pueden clasificarse en cuatro grupos principales: monosacáridos, disacáridos, oligosácaridos y polisacáridos.

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Monosacáridos carbohidratos simples que no pueden hidrolizarse para producir unidades más pequeñas. Son ejemplos de monosacáridos el aldehído glicérico o gliceraldehído y la dihidroxíacetona:

Oligosacáridos: carbohidratos formados por tres a seis unidades de monosacáridos. Los disacáridos por hidrólisis dan origen a dos moléculas de monosacáridos; la sacarosa es un ejemplo de disacárido (C12H22O11) la cual origina por hidrólisis dos monosacáridos hexosas.

Polisacáridos: grandes cadenas de monosacáridos que forman cadenas lineales o ramificadas: se llaman homopolisacáridos si las unidades son del mismo monosacárido y heteropolisacárido si la cadena se forma con diferentes monosacáridos. La celulosa es un ejemplo de polisacárido.

La hidrólisis de los disacáridos, los oligosacáridos y de los polisacáridos conduce a los monosacáridos. Por ejemplo, una molécula de sacarosa se hidroliza para dar una molécula de glucosa y una molécula de fructosa. Para indicar el número de carbonos en los monosacáridos se emplean las raíces tri, tetra, penta, hexa como base del nombre principal. De esta manera, la glucosa es una aldohexosa, es decir, un azúcar de seis carbonos con un grupo cetona. Los principales azúcares son aldopentosas o aldohexosas.

METABOLISMO DE LOS CARBOHIDRATOS

La enzima amilasa transforma el almidón en maltosa que es un disacárido, el cual es convertido en un monosacárido, la glucosa. El almidón comienza su desdoblamiento en la boca por acción de la amilasa de la saliva y termina su procesamiento en el intestino delgado por acción de enzimas como la maltasa, la sacarosa y la lactasa.

La glucosa va por la sangre a las células donde son convertidas en ATP. En la degradación total de la glucosa: pueden distinguirse dos etapas: la glucólisis y el ciclo de Krebs.

El ATP. La glucosa y otros glúcidos son formas de almacenar energía y vías por donde pueden viajar de célula a célula o de organismo a organismo. Casi todo proceso vital que necesite un poco de energía en la célula hace uso del ATP.

El ATP está compuesto de una base nitrogenada llamada adenina, el azúcar ribosa y tres grupos de fosfato. Cuando ATP pierde fosfato se convierte en ADP (adenosín difosfato) y se libera gran cantidad de energía; cuando el ADP pierde fosfato se forma el AMP (adenosín monofosfato) y también se libera energía que utiliza la célula para realizar todas sus funciones. Así mismo, cuando un grupo de fosfato se adiciona al ADP se forma ATP, almacenando energía en ese enlace.

LA GLUCÓLISIS

La célula descompone los glúcidos y captura parte de la energía liberada en forma de A TP; el proceso comienza con la molécula de glucosa, forma en que los glúcidos suelen llegar a las células.En las reacciones químicas siempre están sucediendo oxidaciones y reducciones. La oxidación es la pérdida de electrones; la reducción es la ganancia de electrones. En el

106


proceso de oxidación de la glucosa los átomos de hidrógeno se separan de los de carbono y se combinan con los de oxígeno. Cada vez que se respira entra oxígeno al cuerpo para poner en marcha este proceso. Cerca del 40% de la energía liberada por la oxidación de la glucosa se usa en convertir ADP en A TP.La oxidación de la glucosa se produce en dos etapas: la glucólisis, que consiste en la ruptura de la glucosa, y la respiración, que esta compuesta de dos partes: el ciclo del ácido cítrico o ciclo de Krebs y el transporte terminal de electrones. La gluc6lisis sucede en el citoplasma de la célula y las dos etapas de la respiración ocurren en la mitocondria.Durante la glucólisis la molécula de glucosa que contiene 6 átomos de carbono se divide en dos moléculas de un compuesto de tres carbonos, llamado ácido pirúvico; en este proceso se separan cuatro átomos de hidrógeno de la molécula de glucosa que son 8Ceplados por moléculas de NAD (nicotin adenín dinucleótido) que es un transportador de electrones. Durante el proceso de glucólisis se liberan 143 kilocalorias por mol de glucosa (un mol equivale al peso molecular expresado en gramos). La glucólisis es una cadena de nueve reacciones; cada paso es indispensable para que se produzcan dos moléculas de ATP Y dos moléculas de NADH (nicotin, adenin, dinucleótido reducido) por molécula de glucosa.

ESQUEMA DEL METABOLISMO DE CARBOHIDRATOS - GLUCÓLISIS

Respiración: en presencia de oxígeno, el ácido pirúvico que se forma durante la glucólisis se degrada por completo a dióxido de carbono (CO2) y agua. En las mitocondrias se llevan a cabo las dos etapas de la respiración: el ciclo de Krebs y el transporte terminal de electrones.La mitocondria es un organelo rodeado por dos membranas: la externa es lisa y la' interna se halla plegada en delgadas placas que forman las llamadas crestas

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mitocondriales; en el interior de las mitocondrias hay una densa disolución llamada matriz, donde están contenidas, las enzimas, el agua, los fosfatos y las otras moléculas que intervienen en la respiración. La membrana exterior de la mitocondria es permeable (permite el paso) a la mayoría de moléculas pequeñas mientras que la membrana interna solo permite el paso de moléculas como el ATP, el ADP y el ácido pirúvico; está selectividad de la membrana interna es fundamental para que la mitocondria pueda conseguir la energía necesaria para la producción del ATP.

EL CICLO DE KREBS: consiste en una serie de reacciones encadenadas, cada una de las cuales produce un pequeño cambio, que producen en conjunto un cambio muy importante: ADP en ATP.El ácido pirúvico por descarboxilaclón (pérdida de CO2) se convierte en una unidad de dos carbonos llamada acetilo. El ciclo de Krebs comienza con la combinación de un grupo acetilo con una molécula de 4 carbonos llamada ácido oxaloácetico; se forma el ácido cítrico o citrato que es un compuesto de seis carbonos a partir del cual se desprende el resto de reacciones. En el transporte terminal de electrones la molécula de glucosa ya está por completo oxidada, parte de su energía se ha usado en transformar ADP en ATP, pero la mayor parte esta en el NADH, el acepto; de electrones. Estos electrones salían de un nivel de energía a otro inferior, donde se libera energía que es reconducida a la mitocondria para fabricar ATP; esto se conoce Corno fosforilacl6n oxidativa. Con la síntesis del ATP en la fosforilación oxidativa, el proceso que comenzó con la molécula de glucosa llega a su fin.

AMINOÁCIDOS Y PROTEINAS

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Son macromoléculas que forman parte de todos los organismos vivos, sus pesos moleculares son muy altos y varia n entre unos cuantos miles a un millón o más. Constituyen una de las clases más importantes de las biomoléculas: los tejidos, las enzimas, catalizadores de todos los procesos biológicos, y las hormonas son proteínas. Químicamente las proteínas son muy semejantes, todas son moléculas muy complejas formadas por unidades monoméricas de aminoácidos.

AMINOÁCIDOSSon compuestos bifuncionales que contienen un grupo amino, - NH2 Y un grupo carboxilo - COOH.

METABOLISMO DE LAS PROTEINAS

La digestión de las proteínas se inicia en el estómago. El ácido clorhídrico y el pepsinógeno del jugo gástrico intervienen en dicho proceso. Cuando el pepsínógeno entra al estómago el ácido lo convierte en pepsina una enzima activa que actúa en las proteínas y las degrada hasta péptidos; estos continúan hacia el intestino delgado, donde varias enzimas actúan sobre ellos. El jugo pancreático contiene tres de dichas enzimas: la tripcina. la quimiotripcina y la carboxipeptidasa. Su acción es transformar los péptidos en moléculas más pequeñas, dipéptidos y aminoácidos. Los aminoácidos una vez libres pierden el grupo que contiene nitrógeno y de está forma se convierte en una molécula indispensable en el ciclo de KrebsLIPIDOS

Moléculas biológicas que poseen diferentes grupos funcionales. Son sustancias solubles en solventes no polares como el hexano o el cloroformo; e insolubles en agua. Pueden aislarse por extracción de tejidos y células orgánicas con un solvente orgánico, puesto que en su estructura existen grandes porciones de hidrocarburos.

Pueden clasificarse como hidrolizables y no hidrolizables. Son ejemplos de lípidos hidrolizables las grasas, ceras y los aceites, que contienen el enlace éster; a los lipidos no hidrolizables pertenecen el colesterol y otros esteroides. Las grasas animales y los aceites vegetales son los lípidos más abundantes; las grasas son sólidas, como la manteca de, cerdo y la mantequilla de vaca, y los aceites son líquidos, como el maíz y el maní, sus estructuras moleculares son muy similares, son triglicéridos.

TRIGLICÉRIDOS

Las grasas y los aceites químicamente son ésteres de la glicerina o propanotriol con un ácido orgánico de alto peso molecular. Por tanto, en su estructura hay tres enlaces éster y tres cadenas entre 12 y 18 átomos de carbono. Si se representa por R - COOH un ácido graso cualquiera.Los ácidos grasos pueden ser lineales, con un número par de átomos de carbono y enlaces sencillos y dobles. De los casi 40 ácidos grasos conocidos en la naturaleza, el palmitico y el esteárico son los más abundantes de los saturados; de los insaturados los más abundantes son el oleico y el linoleico.En la estructura de los aceites existen ácidos grasos con enlaces dobles, que impiden un empaquetamiento rígido de la molécula y por eso son líquidos a temperatura ambiente. Estos triglicéridos con enlaces doble se llaman triglicéridos insaturados o

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polinsaturados. Si en la estructura no existen enlaces dobles, se dicen que son triglicéridos saturados. La carencia de enlaces dobles hace que la molécula se empaquete en forma compacta y por eso las grasas son sólidas. En el proceso de digestión de las grasas de los animales las enzimas producidas en el páncreas hidrolizan ras grasas y se produce el ácido orgánico y el glicerol.

METABOLISMO DE LOS LIPIDOS

Al digerir los lípidos se liberan los ácidos grasos y el glicerol; la enzima que provoca el desdoblamiento es la lipasa; estos productos de la digestión de los lípidos se almacenan como el tejido adiposo y constituyen la mayor reserva de energía. Los ácidos grasos son activados hasta Acetil - CoA, transportado a través de la membrana mitocondrial interna por la carnitina y degradadas en la matriz mitocondrial por una secuencia respectiva de cuatro reacciones: oxidación, hidratación, oxidación y diálisis.

ÁCIDOS NUCLEICOS

Se encuentran en todas las células vivas en las cuales almacenan y transmiten la información genética determinan la síntesis precisa de las proteínas características de cada célula individual. De manera semejante a las proteínas, los ácidos nucleicos son polímeros de alto peso molecular, pero las unidades que se repiten son los nucleótidos en lugar de los aminoácidos.

Existen dos clases de ácidos nucleicos. El ácido desoxirribonucleico, ADN, y el ácido ribonucleico, ARN. Sus estructuras son cadenas polinucleótidas. Un nucleótido consta de un ácido fosfórico, azúcares y una base nitrogenada que se alternan entre si. En el ARN el azúcar es la ribosa, y en el ADN la 2 - Desoxirribosa. La expresión 2 - desoxi, quiere decir que en la posición 2 de la ribosa no existe oxigeno. A cada unidad de azúcar se une una base nitrogenada que puede en largas cadenas de azúcares y fosfatos determinar las propiedades biológicas de la macromolécula. Como se ve, en la formación de los ácidos nucleicos son importantes: el grupo fosfato, la ribosa, la 2- desoxirribosa y las bases nitrogenadas púricas y pirimídicas.

VITAMINAS

Indispensables en pequeñas cantidades para que el organismo cumpla sus funciones. Químicamente, las vitaminas son moléculas orgánicas relativamente pequeñas que pueden clasificarse como hidrosolubles y liposolubles. Su degradación en el organismo humano es lenta y por tanto su requerimiento es mínimo, ya que un exceso de vitaminas en el organismo causa efectos tóxicos.

Las vitaminas liposolubles son solubles en grasas, mientras que las hidrosolubles lo son en el agua; las vitaminas, en general, no causan mucha toxicidad ya que cuando se ingieren en exceso el organismo elimina el excedente.

110


TEST


LECTURA

¿Gordura es salud?

Es como una cuenta de banco. En una persona: su peso es el resultado del balance entre ingresos y egresos. Cuando come mucho pero realiza poca actividad física, el saldo es un sobre peso, mientras que quien consume pocos alimentos o desarrolla trabajos que le implican un desgaste físico, presenta por el contrario, bajo peso. En la mayoría de los casos ese aumento de peso se debe al desequilibrio entre el número de calorías adquiridas a través de los alimentos y el consumo energético del organismo. Además de la sobrealimentación, deben considerarse tres factores más: el desarrollo anormal de tejido adiposo; la retención de líquidos o edemas; o ambas causas que se dan simultáneamente. Un ejemplo del primer caso es el síndrome de Cushing: síntomas derivados de la formación de un tumor benigno o maligno en las glándulas suprarrenales. Se caracteriza entre otros, por la formación de tejidos adiposos en el rostro, el cuello y el tronco. A menudo, estos síntomas se acompañan de edemas. El segundo caso es la hinchazón que acompaña las insuficiencias cardíacas hepáticas o renales y que se debe a la acumulación de líquidos en los espacios extra celulares de distintas partes del cuerpo. A este aumento de peso - que no llega a ser obesidad - es preciso agregar el denominado edema cíclico. Muy propio de las mujeres, se caracteriza por periódicas hinchazones, sobre todo en las piernas. La causa de ese síndrome no está bien definida. Cuando se acompaña de una hinchazón abdominal, se relaciona con el periodo menstrual. El exceso de peso es un factor de riesgo asociado con algunas de las principales causas de muerte: enfermedades coronarías, hipertensión, diabetes, accidentes cerebro vasculares. El sobrepeso es un factor agravante de algunas enfermedades como la artritis. Favorece, asimismo, la ocurrencia de accidentes. Una persona gorda sobre todo cuando pertenece a la tercera edad, pierde agilidad.

RELACION ENTRE CALORIAS POR ALIMENTOS Y MINUTOS DE ACTIVIDAD FISICA

AlimentoACTIVIDAD

Calorlas Caminar Montar en bicicleta Nadar Correr Descansar

1 manzana2 tajadas de jam6n1 vaso de cervezapan y mantequilla1 gaseosazanahoria crudaun cuarto de pollochocolatina1 huevohelado1 cucharada de mayonesa1 vaso de leche1 naranja

10196

11478

10642

23251

110193

928168

19182215

208

45102137181613

12121410

135

286

13241110

8

99

10794

215

1017

876

556452

1236

10544

787488608232

1783985

148716252

111


Cuadro No. 1

COMPOSICION DE ALGUNOS ALIMENTOS

Alimento 100 gr. Proteínas aro Grasas aro Carbohidratos aro Calorías acrox.

PANPASTAARROZHARINALECHE DE VACACARNE DE RESPOLLOJAMÓNMORTADELACARNE DE CERDOATÚN EN ACEITEQUESO BLANCOALCACHOFAZANAHORIAPEPINOCEBOLLAHABICHUELASFRIJOLESHINOJOLECHUGAPAPASPIMENTÓNARVEJA FRESCAARVEJA SECAAPIOESPINACACALABACINNARANJABANANOFRESAMANZANADURAZNOUVAMANDARINAMERMELADAMANTEQUILLAMIEL

7213.0

7.010.4

3.320.716.720.017.220.031.519.9

2.61.01.11.0

10.124.0

0.91.22.41.27.5

20.72.67.81.70.71.20.80.20.30.3

18.50.70.80.7

0.91.50.91.23.41.7

13.545.532.56.9

12.30.1

0.30.1

1.42.5

0.40.4

0.53.9

0.60.1

0.30.6

55.0

84.0

63.073.577.274.04.0

1.20.80.5

1.101.6

15.36.79.63.0

55.621.648.10.72.9

16.13.2

14.554.00.83.62.27.0

23.47.0

12.017.0

1717.555.01.0

75.0

295365350355150100195500365148245220

38461827

145315

720801894

34114371732

10337507575

640235770310

Cuadro No. 2 Tomado de LA SALUD: UNA AVENTURA MARAVILLOSA. EL TIEMPO


1. Una persona que consume pan y mantequilla al desayuno y sale a caminar, tiende aA. acumular azúcar

B. acumular grasa C. tener deficiencia de energía D. eliminar grasa

112


2. La gráfica que ilustra mejor el dato del cuadro No. 1 de Calorías x Alimento es:

3. ¿Qué sucede si una persona descansa y consume habichuelas, arroz y fríjoles. si las calorías acumuladas corres por en esta actividad?

A. la persona se vuelve obesaB. la persona equilibra los ingresos con los egresosC. a persona se descompensar

113


D. no sucede nada.PROBLEMAS PLANTEADOS

A. CH3 – CH2 - COOH

4. Cuándo supera los niveles normales. su efecto en el organismo esA. disminución presión arteriaB. exceso de energíaC. aumento de presiónD. Fabricación de tejido

5. Este tipo de compuesto orgánico se conoce también comoA. aminoácidoB. triglicéridoC. proteínaD. vitamina

6. El nombre IUPAC esA. ácido grasoB. ácido butanoicoC. ácido propanoicoD. butanoácido

B. Los ácidos nucleicos son necesarios para la vida.

7. Su función esA. elaborar enzimasB. almacenar energíaC. contener la información genéticaD. administrar los alimentos a la célula

8. Fuentes de este componente sonA. animalesB. frutasC. verdurasD. todos los alimentos

9. Sus componentes químicos sonA. azúcar, fosfatos y bases nitrogenadasB. genesC. proteínas y vitaminasD. proteínas y carbohidratos

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evaluaciÓn de competencias cientÍficas en … · web viewtambién se puede tener en cuenta las...

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