47 QUÍMICA

Dirección de Preparatoria Abierta Estado de México

Material de apoyo didáctico:

(47) Química Cuarto Semestre Consideraciones para uso: - El material didáctico sólo es un referente para la mejor comprensión de los libros de texto y alcanzar los objetivos planteados. - Está basado en los libros de texto y programas de estudio que comprende el Plan Tradicional de Preparatoria Abierta

1

47 QUÍMICA La ciencia no es más que un refinamiento del pensamiento cotidiano  Albert Einstein

Química  Química  es la ciencia que estudia a la materia con respecto a su composición composición y sus transformaciones. Materia: Todo lo que ocupa un lugar en el espacio. Propiedades físicas y químicas Propiedades físicas: Características de una sustancia que pueden variar sin que se transforme en otra sustancia. Ejemplo: Solubilidad, densidad, punto de fusión, punto de congelación, viscosidad, etc. Propiedades químicas: Capacidades de una sustancia para transformarse en otras diferentes. Ejemplo: valencia, electronegatividad, potencial de ionización, etc. Propiedades generales, particulares y específicas de la materia a) Propiedades generales: Son aquellas que todos los cuerpos poseen, sin excepción. Masa: cantidad de materia contenida en un cuerpo, es una medida de la inercia que posee, es invariable y siempre tiene el mismo valor sin importar el sitio en donde se encuentre el cuerpo. Peso: es la fuerza de atracción que se ejerce sobre un cuerpo debido a la fuerza de gravedad, puede variar cuando el cuerpo es transportado de un sitio a otro. Volumen o extensión: es el espacio que ocupa el cuerpo Impenetrabilidad: dos cuerpos no pueden ocupar el mismo espacio, al mismo tiempo Inercia: un cuerpo conservará su estado de reposo o movimiento rectilíneo uniforme a menos que una fuerza externa lo modifique Divisibilidad: cualquier cuerpo puede dividirse en pedazos más pequeños; partículas, moléculas, átomos, etc Porosidad: Porosidad: los cuerpos están formados por partículas diminutas que dejan espacios vacíos entre si llamados poros Elasticidad: los cuerpos pueden cambiar de forma cuando se les aplica una fuerza y recuperar la original tan pronto desaparezca la fuerza aplicada Compresibilidad: todos los cuerpos pueden ser comprimidos bajo la acción de una fuerza Permeabilidad: propiedad que permite el paso de una sustancia dentro de un cuerpo o en su superficie 



 













b) Propiedades particulares: Estas se presentan exclusivamente en el estado sólido Dureza: es la resistencia que opone un cuerpo al corte, a la penetración o ser rayado Fragilidad: es la resistencia a la ruptura  

2

47 QUÍMICA La ciencia no es más que un refinamiento del pensamiento cotidiano  Albert Einstein

Química  Química  es la ciencia que estudia a la materia con respecto a su composición composición y sus transformaciones. Materia: Todo lo que ocupa un lugar en el espacio. Propiedades físicas y químicas Propiedades físicas: Características de una sustancia que pueden variar sin que se transforme en otra sustancia. Ejemplo: Solubilidad, densidad, punto de fusión, punto de congelación, viscosidad, etc. Propiedades químicas: Capacidades de una sustancia para transformarse en otras diferentes. Ejemplo: valencia, electronegatividad, potencial de ionización, etc. Propiedades generales, particulares y específicas de la materia a) Propiedades generales: Son aquellas que todos los cuerpos poseen, sin excepción. Masa: cantidad de materia contenida en un cuerpo, es una medida de la inercia que posee, es invariable y siempre tiene el mismo valor sin importar el sitio en donde se encuentre el cuerpo. Peso: es la fuerza de atracción que se ejerce sobre un cuerpo debido a la fuerza de gravedad, puede variar cuando el cuerpo es transportado de un sitio a otro. Volumen o extensión: es el espacio que ocupa el cuerpo Impenetrabilidad: dos cuerpos no pueden ocupar el mismo espacio, al mismo tiempo Inercia: un cuerpo conservará su estado de reposo o movimiento rectilíneo uniforme a menos que una fuerza externa lo modifique Divisibilidad: cualquier cuerpo puede dividirse en pedazos más pequeños; partículas, moléculas, átomos, etc Porosidad: Porosidad: los cuerpos están formados por partículas diminutas que dejan espacios vacíos entre si llamados poros Elasticidad: los cuerpos pueden cambiar de forma cuando se les aplica una fuerza y recuperar la original tan pronto desaparezca la fuerza aplicada Compresibilidad: todos los cuerpos pueden ser comprimidos bajo la acción de una fuerza Permeabilidad: propiedad que permite el paso de una sustancia dentro de un cuerpo o en su superficie 



 













b) Propiedades particulares: Estas se presentan exclusivamente en el estado sólido Dureza: es la resistencia que opone un cuerpo al corte, a la penetración o ser rayado Fragilidad: es la resistencia a la ruptura  

2







Tenacidad: es la resistencia que tiene un cuerpo a romperse o deformarse cuando se golpea o se aplica una fuerza Maleabilidad: aptitud que tienen los metales para extenderse formando hojas o láminas Ductilidad: propiedad de estirarse sin romperse para formar hilos o alambres

c) Propiedades específicas: Estas propiedades permiten distinguir a una un a sustancia de otra, entre cuales están las siguientes: Densidad: es la cantidad de materia contenida en la unidad de volumen de una sustancia Estado de agregación: sólido, agregación:  sólido, líquido, gaseoso y plasma Solubilidad: propiedad para disolverse una sustancia especialmente en agua o en otras sustancia especialmente en agua o en otras sustancias con facilidad y formar una solución Punto de ebullición:  temperatura a la cual hierve un líquido y se transforma en gas o en vapor Punto de fusión: temperatura a la cual un sólido se funde para transformarse en líquido Conductividad eléctrica: eléctrica: facilidad  facilidad de permitir el paso de la corriente eléctrica Viscosidad:  Viscosidad:  resistencia de algunos cuerpos (líquidos) para fluir o deslizarse con facilidad Tensión superficial: fuerza superficial:  fuerza entre las moléculas de la superficie de un liquido Oxidación:  Oxidación:  facilidad de los cuerpos para reaccionar con el oxígeno o bien para perder electrones al combinarse con otra sustancia Brillo: propiedad Brillo: propiedad de los cuerpos para poder reflejar la luz 

 





 

 



Entre otras propiedades se encuentran: el color, olor, sabor, combustión, calor específico, corrosión, reducción, electronegatividad, afinidad electrónica, radio atómico, número atómico, etc. Energía: Energía: Es la capacidad de desarrollar o generar un trabajo. Tipos de energía: Energía mecánica: es la energía de movimiento y se puede dividir en potencial y cinética. Energía potencial: es la energía almacenada por un cuerpo cuando este permanece en estado de reposo absoluto, depende de la posición o altura en la que se encuentre el cuerpo. Ep= mgh m=masa (g)

g = aceleración de la gravedad (9.8m/s 2)

3

h= altura

Energía cinética: es propiamente la energía que posee un cuerpo en movimiento, la cual depende de la velocidad del mismo. Ec =

² 

m = masa (g)

v = velocidad (m/s)

Energía calorífica o térmica: se debe a la fricción o rozamiento de las moléculas de un cuerpo debido a su energía cinética. Energía eléctrica: se debe al movimiento de los electrones a través de un conductor. Energía hidráulica: se debe al movimiento de los fluidos f luidos (líquidos y gases). Energía química: se obtiene cuando se lleva a cabo una reacción química. Energía eólica: se debe al movimiento del aire. Energía solar: se debe a las radiaciones emitidas por el sol, por medio de ondas electromagnéticas. Energía nuclear: se debe al rompimiento (fisión) o unión (fusión) de núcleos atómicos con desprendimiento de partículas; alfa beta y gamma. Energía atómica: se debe al movimiento de los electrones de un átomo en los diferentes niveles de energía, cuando éste es excitado. Energía geotérmica: generado por el calor interno de la tierra Sistema Internacional de Unidades o Sistema Métrico decimal Magnitud

Longitud Masa Tiempo

Sistema internacional (SI) Metro kilogramo Segundo

Sistema CGS

Sistema inglés

Sistema MKS

centímetro gramo segundo

pie libra segundo

metro kilogramo segundo

a) Sistema CGS. Sistema que toma como unidades básicas el centímetro, gramo, y el segundo. b) Sistema MKS. Sistema cuyas unidades básicas son el metro, kilogramo y segundo.

c) Sistema Internacional de unidades (SI).  También conocido como sistema métrico decimal. Tiene siete unidades básicas (metro, kilogramo, segundo, amperio, Kelvin, mol y candela).

4







Metro (m): unidad básica legal de la longitud en el Sistema Internacional; definida como equivalente a la longitud del trayecto recorrido en el vacío por la luz láser durante un tiempo de 1/299782258 s. Kilogramo (kg): unidad de medida de masa en el SI, equivalente a la masa del prototipo de platino iridiado. Segundo (s): unidad de medida del tiempo, originalmente definida como 1/86400 parte del día solar medio. La definición físico-atómica de 1967: 1s= 9 192 631 veces la duración del periodo de la radiación entre dos niveles de estructura superfina del núcleo del átomo de cesio Cs 153.

d) Sistema inglés. Es el sistema de unidades que se utiliza en los países anglosajones. 6. Temperatura (definiciones y escalas). Es la medida de la energía calorífica que posee un cuerpo. Es una medida del movimiento aleatorio de traslación de los átomos y moléculas de un cuerpo; en forma más específica, es una medida de la energía cinética promedio de los átomos y moléculas de un cuerpo.

Escalas de temperatura En la actualidad se utilizan tres escalas termométricas: Escala centígrada o Celsius, Escala Fahrenheit y la Escala absoluta de temperatura Kelvin.

Comparación entre las escalas Kelvin, Celsius y Fahrenheit.

5



Conversión de escalas de temperatura °C a °F : °F = °C (9/5) + 32 °F a °C : °C = (5/9 )(°F -32) °C a °K : °K = °C +273 °K a °C : °C = °K -273





Calor: Se define como la suma de las energías cinéticas de las moléculas que constituyen un cuerpo. Es una forma de energía que se debe al movimiento molecular. Densidad. Cantidad de masa contenida en una unidad de volumen.

=

  V= volumen (cm3, mol o l)

m = masa (g)

Ejemplo 1: La densidad del agua es 1.00 g/ml. EL hielo flota en el agua por lo tanto es menos denso. Si una muestra de hielo pesa 3.3 g y ocupa un volumen de 3.6 ml. ¿Cuál es la densidad del hielo?

=

3.3  = 0.92 / 3.6 

Ejemplo 2: ¿Cuál será el volumen ocupado por 45 gramos de un gas cuya densidad es de 3.7 g/l? Despejando la fórmula de densidad al volumen:

=

 

Sustitución:

=

45 = 12.16  3.7 /

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Y LOS COMPUESTOS Elementos. Son sustancias puras que no pueden ser separadas en sustancias más simples. Son las unidades fundamentales que constituyen a la materia, es la unión de átomos del mismo tipo, dando sustancias con propiedades físicas y químicas características de ese elemento. 6

Cada elemento tiene un nombre y símbolo único que tiene un origen histórico. Los símbolos se derivan del nombre de los elementos (algunos provienen del latín o del griego), se representan con una o dos letras específicas que se usan internacionalmente. La primera letra es mayúscula y si hay una segunda letra, esta siempre es minúscula. Ejemplos: Sodio (Natrium) Na Aluminio Al Carbono C Estado de agregación molecular Las sustancias están constituidas por átomos, iones o moléculas. Estas partículas se hallan sujetas a fuerzas de atracción y repulsión.

Las fuerzas de atracción entre partículas de una misma sustancias se conocen como fuerzas de cohesión. Las fuerzas de repulsión son el resultado de la energía cinética que poseen las partículas y que las mantiene en constante movimiento. El estado de agregación o estado físico de un cuerpo depende de estas dos fuerzas.   

El estado sólido se presenta cuando la cohesión es mayor que la repulsión. El estado líquido se manifiesta cuando ambas fuerzas son iguales. El estado gaseoso se observa cuando la cohesión es menor a la repulsión.

7

Cada estado de agregación se distingue de los otros por ciertas propiedades, entre ellas se encuentran: Características Energía cinética

Sólido Es menor que la potencial

Líquido Son casi iguales la cinética y la potencial

Gaseoso Es mayor que la potencial

EC < Ep

EC = Ep

EC > Ep

Movimiento molecular

Las moléculas poseen movimiento vibratorio

Tienen las moléculas un movimiento rotatorio, es decir, resbalan y ruedan unas sobre las otras a manera de canicas

Las moléculas exhiben un movimiento rectilíneo, y chocan contra las paredes de los recipientes que las contienen

Unión molecular

Se encuentran muy cercanas unas de otras

Los espacios intermoleculares son mayores que en los sólidos

Los espacios intermoleculares son muy grandes

Propia

La del recipiente que lo contiene Constante

No posee

Forma Volumen

Constante

Fluidez Difusión

No No se difunde

Si, fácilmente Se difunde con relativa facilidad

Cambios de los estados de agregación

8

Ocupa todo el espacio disponible y se expande Si, muy fácilmente Se difunde con facilidad

Es importante destacar las siguientes diferencias: Se llama evaporación al paso de los líquidos al estado gaseoso por debajo del punto de ebullición y ebullición como el cambio de un líquido al estado de vapor y que depende además de la presión. Así mismo condensación como el paso del estado de gas a vapor al estado líquido y licuefacción como el cambio de un gas al estado líquido por elevación de la presión. a) Estados de agregación de algunos elementos químicos Líquidos: Bromo y Mercurio Gases: Helio, Neón, Argón, Kriptón, Xenón, Radón Gases diatómicos: Hidrógeno, Nitrógeno, Oxígeno, Cloro, Flúor Sólidos: Todos los elementos restantes    

Tabla periódica.  La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. En la siguiente tabla periódica observara los símbolos de los elementos químicos hasta hoy conocidos, así como algunos datos que se pueden obtener a partir de ella.

9

Compuestos Son las sustancias cuyas moléculas están formadas por átomos diferentes, es decir, de varias clases, que al combinarse químicamente cada uno pierde sus propiedades específicas para formar otras nuevas, al unirse se desprende o absorbe energía, sus constituyentes solo pueden separarse por medios químicos y tienen composición definida en peso. Cabe aclarar que en la formación de compuestos, los elementos químicos. Las propiedades de las sustancias obtenidas por la descomposición de un compuesto no tienen la menor semejanza con las propiedades del compuesto.

Leyes ponderales La formación de los compuestos se sujeta a las siguientes leyes: 





Leyes de la conservación de la materia (Lavoisier). La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Ley de las proporciones definidas (Proust). Los elementos que forman un compuesto siempre se combinan en las mismas proporciones de peso. Ley de las proporciones múltiples (Dalton). Si dos elementos forman más de un compuesto, uno de ellos permanece constante en su peso mientras el otro varía en proporción de números enteros pequeños.

Isótopo. Es la forma en que se pueden presentar un elemento con igual número atómico pero diferente masa atómica, debido a que difiere el número de neutrones. Mol. Es la unidad científica fundamental que corresponde a la cantidad de sustancia (partículas, átomos, moléculas, etc.) Es una cantidad de fórmula química determinada que contiene el mismo número de unidades de fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) que los átomos que hay en 12 gramos de C 12. Peso Atómico. Se define como el promedio de las masas atómicas de los isótopos de un elemento y es igual al número de protones más el número de neutrones.

a) Peso fórmula o molecular (PM) Se calcula por medio de la suma de los pesos atómicos de todos los elementos que constituyen a un compuesto

b) Cálculo de peso fórmula o peso molecular de un compuesto Fórmula química. Es la representación de un compuesto. Subíndice: Indica el número de átomos de un elemento en una fórmula 10

Coeficiente: Indica el número de moléculas de un compuesto.

Cálculo de peso fórmula Ejemplo:

Calcular el peso fórmula o molecular del H 2SO4 (ácido sulfúrico)

H2SO4

subíndice (número de átomos)

Elementos

Elemento

Número de átomos

Peso Atómico

Total

H

2

1

2

S

1

32

32

O

4

16

64

Peso fórmula

-

-

98 uma

c) Conversión gramos a mol y mol a gramos - Obtener el peso molecular del compuesto - Sustituir utilizando la siguiente fórmula, para calcular el número de moles

= n: mol

m: masa (g)

  PM (peso molecular) (g/ml, uma)

11

Ejemplo 1 ¿Cuántas moles hay en 30g de H 2SO4? PM H2SO4 = 98g/mol n = 30g / (98g/mol) = 0.3 mol de H 2SO4

Fórmulas mínima o empírica Expresa la relación numérica entera más sencilla entre los elementos que forman el compuesto. Se determina de la siguiente manera: 







Se establecen los átomos-gramos de cada elemento, dividendo la masa o el porcentaje del elemento entre su peso atómico. De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño como común denominador para volver a dividir a todos los cocientes obtenidos. Si el resultado de la relación antes afectada es fraccionaria, se multiplica por dos y se procede a aproximar. Los números obtenidos serán los subíndices de cada elemento en la forma buscada.

Ejemplo: Al comprobar por análisis la composición de una sustancia se encontraron los siguientes datos 0.28g de N y 0.72 de Mg. Determine su fórmula mínima Elemento Peso Atómico Mg N

24 14

Peso

0.72/ 24 = 0.03 32

Relación

0.03/0.02 = 1.5 0.02/0.02 = 1

Fórmula mínima: Mg3N2 b) Fórmula molecular Puede ser considerada la fórmula mínima de un compuesto o múltiplo de ella. Los pasos a seguir para su determinación son:  

Se designa la fórmula mínima o empírica Se obtiene el peso fórmula de la fórmula mínima 12

Subíndices

1.5X2 = 3 1X2=2

 

Se divide el peso molecular entre el peso fórmula El resultado de la relación será el número de fórmulas mínimas que forman una molécula.

Ejemplo: El análisis de una sustancia pura, blanca y cristalina es: C = 26.7%, H = 2.23%, O = 71.1%. Determinar su fórmula molecular, si su peso molecular es de 90 g/mol Peso Atómico

%

12

26.7

H

1

2.23

O

16

71.1

Átomo-gramo Relación

Subíndice

Elemento C

26.7/12 = 2.22 2.23/1 = 1.004 71.1/16 = 4.44

2.22/2.22 = 1.0 2.23/2.22 = 1.004 4.44/2.22 = 2

1

1 2

Fórmula mínima: CHO2 Peso fórmula mínima: (C = 12 X 1= 12) + (H = 1 X 1 = 1) + (O = 16 X 2 = 32) = 45 Peso molecular / Peso fórmula = 90/45 = 2 Fórmula molecular: 2(CHO2) = C2H2O4 c) Composición porcentual. Es el porcentaje de cada elemento que forma un compuesto. Se obtiene la siguiente manera:

%

(ú  á)( ó)  100  

Ejemplo: ¿Qué cantidad de hierro (Fe) y de oxígeno (O), se encuentran el óxido férrico (Fe 2O3)? El peso molecular de Fe2O3 es 159.7 uma

2(55.85)  100 = 69.94% 159.7 3(16) =  100 = 30.05 % 159.7



13

Ecuaciones químicas a) Ecuación química. Es la representación de una reacción química A2 + 4B

2AB2

b) Balanceo de ecuaciones (por tanteo) Para balancear una ecuación química se deben colocar coeficientes en los compuestos de tal forma que se tenga la misma cantidad de elementos en reactivos y productos. Ejemplo: H2

O2

+

H2O

Se obtiene la cantidad de elementos tanto de los reactivos como de los productos. 2-H-2 2-O-1 El oxígeno no está balanceado, por lo tanto se busca un coeficiente que pueda igualar la reacción H2

+

O2

2H2O

Se verifica se la reacción esta balanceada 2-H-4 2-O-2 Ahora el hidrógeno es el que se necesita igualarse, nuevamente se coloca un coeficiente. 2H2

+

02

2H2O 4-H-4 2-O-2

Ecuación balanceada

Estructura atómica a) Átomo. Es la partícula fundamental de la materia que ya no puede dividirse en porciones pequeñas. A su vez está formado por subpartículas llamadas:  

Neutrón. Sin carga (+/-) se encuentran en el núcleo del átomo Protón. Con carga positiva (+) que se encuentra en el núcleo del átomo 14



Electrón. Con carga negativa (-) que se encuentra girando alrededor del núcleo en orbitas elípticas

b) Número atómico (Z). Es el número de protones en un átomo. También es igual al número de electrones siempre y cuando no sea un ion. c) Ion. Átomo con carga: catión (+) porque pierde electrones; anión (-) gana electrones. d) Número de masa (A). Es el número de protones más el número de neutrones. e) Número de neutrones. Neutrones = A - Z f) Isótopos. son átomos con el mismo número atómico pero diferente masa atómica, es decir igual número de protones con diferentes número de neutrones. g) Cálculo de las partículas subatómicas 11Na

23

Protones: 11 +

Electrones: 11-

Neutrones: A- Z = 23 - 11 = 12°

MODELOS ATÓMICOS a) Modelo de Dalton -

La materia está compuesta de partículas diminutas llamadas átomos Los átomos son indivisibles y las reacciones químicas son un reacomodo de ellos Todos los átomos de un elemento son iguales en peso y propiedades Los compuestos se componen de diferentes átomos Los átomos se combinan en forma entera y en proporción de números enteros pequeños

15

b) Modelos de Thomson (Budín de pasas. El átomo es una esfera de electricidad positiva en la que están incrustados corpúsculos de electricidad negativa (electrones).

c) Modelos de Rutherford Proponía que toda la masa de un átomo y la totalidad de la carga positiva estaban concentradas en un conjunto pequeño y denso, localizado en el centro del átomo (núcleo). Alrededor de este núcleo a cierta distancia de él, estaban los electrones (como enjambres cargados negativamente) que hacían que la partícula fuera eléctricamente neutra, aunque no explicó cómo podían estar afuera y no ser atraídos por el núcleo.

d) Modelo de Bohr - Describió al átomo como un núcleo central muy pequeño, cargado positivamente con electrones girando alrededor de él, en órbitas circulares definidas. Debido a su posición y movimiento el electrón posee energía. Asumió en su teoría que el electrón se podía encontrar solo a distancias específicas del núcleo en órbitas determinadas,  es decir que la energía del electrón estaba “cuantizada” y por lo tanto sólo podía tener ciertos valores -

El átomo de Hidrógeno, de acuerdo con el modelo de Bohr, tendrá un electrón localizado en una órbita que despende de la energía el electrón. Las posiciones cuantizadas posibles del electrón se llaman estados de energía o niveles de energía del electrón

-

Cuando los electrones se sitúan en el estado de energía cuantizado más bajo permisible se llaman átomos en estado basal o fundamental, cuando el electrón brinca a un nivel más alto se dice que esta excitado y por lo tanto al átomo se le llama átomo en estado excitado 16

e) Modelo de los orbitales Un orbital atómico es un volumen de espacio cerca de un núcleo atómico, en el que es más probable que se encuentre un electrón con una energía específ ica permisible. El electrón se puede encontrar en diferentes niveles energéticos, sin abandonar el protón o chocar con él, a estos niveles energéticos se les designa con los números cuánticos o parámetro, denominados con las letras(n, l, m, s). 3. Configuraciones electrónicas. Se define como la distribución más probable y estable (la energía más baja) de los electrones entre los orbitales disponibles de un átomo. Para realizar las configuraciones electrónicas es necesario tomar en cuenta las siguientes reglas:  

Conocer el número atómico del elemento La configuración electrónica siguiendo la regla Auf-Bau o regla de las diagonales, es importante reconocer el número máximo de electrones de cada uno de los subniveles: s2, p6 , d10, f 14

17









Regla de Hund: Si se cuenta con orbitales vacíos de la misma energía se distribuirán en ellos tan uniformemente como sea posible. En el diagrama energético los electrones llenan uno por uno los orbitales de energía más baja y después los niveles de energía superiores. Los orbitales solo pueden tener dos electrones son spin (giro) opuesto a cada uno (Principio de exclusión de Pauli) y se representan con flechas. Tomar en cuenta la siguiente tabla de valores para hacer las configuraciones.

Niveles de Energía 1 = K = 2e 2 = L = 8e 3 = M = 18e 4 = N = 32e 5 = O = 32e 6 = P = 18e 7 = Q = 8e

Subniveles de energía S = 2e S = 2e, p=6e S = 2e, p=6e, d = 10e S = 2e, p=6e, d = 10e, f = 14e S = 2e, p= 6e, d = 10e, f = 14e S = 2e, p = 6e, d = 10e S = 2e, p= 6e

Orbitales 1 1,3 1, 3, 5 1, 3, 5, 7 1, 3, 5, 7 1, 3, 5 1, 3

Historia de la Tabla periódica 







Döbernier. Propuso ordenar a los elementos químicos en triadas: (Ca, Sr, Ba; Li, Na, K; Cl, Br, l). De tal manera que el peso del segundo elemento es el promedio de los otros dos. Newlands. Agrupó a los elementos en octavas. Cuando se agrupan por orden creciente de su peso atómico, el octavo elemento es similar al primero, el noveno al segundo, etc. Meyer y Mendeleiev. La clasificación moderna. Se le atribuye al segundo la propuesta que consiste en que cuando los elementos se estudian en orden creciente de su peso atómico, la similitud en las propiedades ocurre periódicamente, ordenando los elementos en columnas llamadas grupos, además que para que algunos elementos quedaran en la misma columna dejó espacios para aquellos que todavía no se habían descubierto.

Moseley. Logró asignar a los elementos su número atómico, resolviendo los problemas de arreglo en la tabla de Mendeleiev.

18

INFORMACIÓN GENERAL DE TABLA PERIÓDICA 





Grupo o familia. Son las columnas verticales en la tabla periódica e indican el número de electrones en el último nivel de energía de un elemento. Valencia. Se considera como la capacidad de los elementos para combinarse y en dichas combinaciones, un elemento químico puede perder (+) o ganar electrones (-) para cumplir con la regla del octeto. Regla del octeto: En ella se establece que Para que un elemento sea estable debe de tener 8 electrones en el último nivel de energía. (Configuración doble).De acuerdo a las definiciones anteriores, si se tiene la siguiente configuración: 1s22s22p2

Este elemento pertenece a la familia IVA y periodo 2 y puede tener valencia +4 o -4 debido a la familia en la que se encuentra ubicado. Es elemento carbono (C ). 

Ley periódica

Entre los elementos químicos, las propiedades características son funciones periódicas de sus números atómicos.



Clasificación general

19

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE METALES Y NO METALES METALES: -

Tienen brillo, conducen la electricidad y el calor, son maleables y dúctiles, sus puntos de fusión se encuentran por arriba de 350°C, son sólidos a excepción del Hg. Forman enlaces iónicos con 1, 2, 3 electrones en la última órbita, pierden electrones (se oxidan) y se cargan positivamente, actúan como agentes reductores. Sus moléculas son monoatómicas: Au, Cu, Hg, etc.

NO METALES -

Sin brillo, son malos conductores de la electricidad y del calor, no son maleables, ni dúctiles, sus puntos de fusión se encuentran por debajo de 350°C, existen en estado: líquido, sólidos y gaseoso.

-

Forman enlaces covalentes con 5, 6, 7  electrones en la última órbita, al ganar electrones (se reducen) y se cargan negativamente, actúan como agentes oxidantes.

-

Sus moléculas pueden ser diatómicas: O 2, CI2, H2 o poliatómicas: P 5, S8

De acuerdo a la configuración electrónica los elementos se ubican de la siguiente manera:

20

CLASIFICACIÓN POR FAMILIAS:

Representación Puntual El grupo o familia, indica el número de electrones que se encuentra en el último nivel de energía, por lo tanto si un elemento pertenece a la familia IA, éste tendrá un electrón en el último nivel de energía (electrones de valencia). Estos electrones de valencia se pueden representar a través de las configuraciones puntuales o estructura de Lewis, que consiste en escribir el símbolo del elemento alrededor del cual se colocan los puntos que representan los electrones de valencia. Ejemplo:

Familia

Electrones de Valencia

Estructura de Lewis

Familia

IA

1

Na ·

VA

Electrones de Valencia 5

II A

2

· Mg ·

VI A

6

III A

3

·B· ·

VII A

7

IV A

4

· ·C· ·

VIII A

8

21

Estructura de Lewis

· :N: · :O: · ·· :F: · ·· : Ne : ··

Para representar un compuesto químico también se puede utilizar la estructura de Lewis o estructura electrónica puntual. Ejemplos: La estructura electrónica del iodoformo es :

I · I ·C ·I · H

Estructura electrónica del formaldehido o metanal H · C:O · H

ENLACE QUÍMICO Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS QUÍMICOS Regla del Octeto. Ésta establece que los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones hasta tener 8 electrones en el nivel de energía más externo (configuración de gas noble) Familia IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

Electrones Valencia 1 2 3 4 5 6 7

Valencia Representativa +1 +2 +3 +4 -4 -3 -2 -1

La valencia representativa indica la cantidad de electrones que ceden, ganan o bien pueden compartir con otros átomos los elementos al formar un compuesto.

22

Enlace químico. Es la fuerza que mantiene juntos a dos grupos de dos o más átomos y hacen que funcionen como una unidad. Enlace iónico o electrovalente: Se forma al unir un metal con un no metal, el metal transfiere a sus electrones  al no metal. Los compuestos que se forman presentan las siguientes características:       

Sólidos a temperatura ambiente Presentan estructura cristalina regular Solubles en agua, al solubilizarse conducen la electricidad Si son insolubles, pero fusionables, conducen la electricidad Insolubles son solvente orgánicos Los puntos de fusión son elevados (mayores de 350°c) Son inflamables

Ejemplo: Mediante este tipo de enlaces se pueden formar compuestos como: sales (KCl, BaSO 4), óxidos metálicos, carbonatos y bicarbonatos.

23

Enlaces covalente. Se realiza entre no metales, compartiendo parejas de electrones. Los compuestos covalentes tienen las siguientes características:      

Poco solubles en agua Solubles en solvente orgánicos Son gases, líquidos y pocos solidos Casi todos son combustibles Puntos de fusión bajos Incluye prácticamente todos los compuestos orgánicos

Ejemplo: Agua, alcoholes, azúcares, grasas, aceites, perfumes, la mayor parte de los drogas y colorantes. Este tipo de enlace se clasifica a su vez en: 

Enlace covalente polar (Heteropolar). Es realizado entre elementos no metálicos diferentes, en el cual los electrones se comparten de manera desigual entre átomos con distintas electronegatividades. Son solubles en agua y conducen la electricidad.

Ejemplo: Agua (H2O), ácido clorhídrico (HCl), etc. Debido a que las moléculas polares tienen centros de cargar positiva y negativa separados, pueden atraerse entre sí por fuerzas electrostáticas, es por ello que también a este enlace se le conoce como dipolo-dipolo. Al mismo tiempo se pueden tener una interacción dipolo-dipolo inducido cuando el centro de carga positivo de una molécula polar atrae electrones móviles de moléculas no polares.

24



Enlace covalente no polar (Homopolar). Se realiza entre elementos no metálicos idénticos, compartiendo  electrones cuya electronegatividad es la misma. Sus compuestos no son solubles en agua y no formar estructuras cristalinas.

Ejemplo: Cl2, H2, Br2, etc.



  

Determinación del enlace de acuerdo con la electronegatividad. Se puede obtener el tipo de enlaces de los compuestos a través de la diferencia de electronegatividades de los elementos, de la siguiente manera: Si la diferencia es mayor de 1.7 es un enlace iónico Si la diferencia es menor de 1.7 en un enlace covalente polar Si no hay diferencia es un enlace covalente no polar

Iones monoatómicos y poliatómicos -

Iones monoatómicos. Los iones son el resultado de la pérdida o ganancia de los electrones por los átomos.

Ejemplos: Na+1

Ca+2

F⁻1

Cl⁻1

Los iones poliatómicos son un grupo de dos o más átomos unidos covalentemente que tienen carga eléctrica. Ejemplos: NH4+1

PO4-3

NO2-1

25

SO4-2

Nomenclatura de compuestos inorgánicos a) Formación de compuestos Para escribir la fórmula primero se escribe el catión después del anión Catión (+) Anión (-) Cuando las valencias son iguales se eliminan Mg+2 + O-2 = MgO Valencias diferentes se cruzan y se colocan como subíndices Al+3 + O-2 = Al2O3 Cuando los elementos que actúan como anión son 2 o más se encierran en un paréntesis para que el subíndice del catión modifique a los 2 elementos: Al+3 + OH-1 = Al (OH)3 







Otro tipo de compuestos de tipo  inorgánicos son: ácidos y sales, entre otros. Para la formación de este tipo de compuestos pude utilizarse la tabla de cationes y aniones que se presenta a continuación.

b) Nomenclatura sistemática. Cuando los elementos tienen más de un número de oxidación debe señalarse de cual se está ocupando en el compuesto, existen dos terminaciones oso para la valencia más pequeña e ico para la valencia mayor. 26

Ejemplo:

Cu1+ + O-2 - Cu2O óxido cuproso Cu+2 + O-2  Cu2O óxido cúprico

c) Nomenclatura stock. Esta nomenclatura se utiliza para compuestos formados por

metales con diferentes números de oxidación, donde se coloca entre paréntesis y con número de oxidación del metal. Ejemplo: Cu1+ + O-2  Cu2O

óxido de cobre I

Cu2+ + O-2  Cu2O

óxido de cobre II

d) Nomenclatura de compuestos no metal-no metal (prefijo)

Este es otra forma de nombrar a los compuestos formados por no metales, donde se coloca el prefijo de número que indique la cantidad de átomos de cada elemento que forman al compuesto. Ejemplo: P4S7 heptasulfuro de tetrafósforo 7 4

Los prefijos de uso común para este tipo de compuestos son: Cantidad de átomos 1 2 3 4 5 6 7

Prefijos mono bi o di tri tetra penta hexa hepta

27

Ejemplos de compuestos inorgánicos TIPO DE COMPUESTO Óxido metálico Óxido no metálico o anhídrido Hidróxidos o bases Ácidos Sales

FÓRMULA NOMBRE Fe2O3 Óxido de hierro III CO2 Dióxido de carbono o Anhídrido carbónico Ca(OH)2 Hidróxido de calcio HCl Ácido clorhídrico HClO Ácido hipocloroso NaCl Cloruro de sodio NaClO2 Clorito de sodio

FORMAS DE LAS MOLÉCULAS. Las propiedades y el comportamiento de las moléculas están relacionadas con su forma. De tal manera que, la forma de una molécula es la distribución espacial de los átomos dentro de ella.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Electronegatividad. Es la capacidad que tiene un átomo para atraer electrones en un enlace. 

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha  (se produce al aumentar la carga nuclear y el número de electrones presentes en el último nivel). La electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo en los grupos (se debe al aumento de la distancia del núcleo a los electrones de enlace, la fuerza de atracción disminuye) 28



Los metales poseen electronegatividades bajas



Los no metales poseen electronegatividades altas





El flúor es el átomo más pequeño del grupo VII, tiene la electronegatividad más alta de todos los elementos; el francio es el átomo más grande del grupo I tiene la electronegatividad más pequeña Entre los metales de transición se observa discrepancias, pero son más o menos constantes.

Tabla de electronegatividades de Pauling

Ejemplos: De los siguientes elementos señalar cual es el más electronegativo: Ca

Cl

Cd

Cu

Ba

Si se observa la tabla de electronegatividades, notaremos que el Cl  se encuentra a la derecha y arriba  de los demás elementos químicos, así que éste será el elemento más electronegativo.

29

Potencial de ionización (energía de ionización). Es la cantidad de energía requerida para quitar un electrón a un átomo neutro del elemento en un estado gaseoso. Ionización: Es el proceso de remover un electrón de un átomo neutro K  K+1 + 1 e-1 Las energía de ionización de los elementos tienden a disminuir de arriba hacia abajo en un grupo determinado y aumentan de izquierda a derecha en un período, se mide en unidades llamadas calorías.

Radio atómico. Es la distancia desde el centro del núcleo al electrón más externo. Se mide en Angstrom (10 -10 m) El radio atómico decrece de izquierda a derecha en un mismo periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. Ejemplo: En la familia II A el radio atómico del Berilio es menor que el del Magnesio y éste menor que el del Calcio. El periodo dos el radio atómico del Litio es mayor que el del Berilio, este más grande que el del Boro y éste último mayor al del Carbono. (Observa la tabla)

Número de oxidación. Indica la capacidad de combinación de los elementos, es decir, los electrones que se pueden perder, ganar o compartir al formar un compuesto. Para poder obtener el número de oxidación se tienen las siguientes reglas: 



Los elementos de la familia IA, IIA, IIIA, siempre trabajan con +1, +2, +3 respectivamente. Recordar que los compuestos deben tener número de oxidación total a cero 30



EL Hidrógeno trabaja casi siempre con -1 y el oxígeno con -2

Ejemplo: +1

H2SO4

¿?

-2

H2

S

O4

1X 2 = 2

+6

-2 X 4 = -8

Por lo tanto el número de oxidación del S en este compuesto será +6

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES 







Un gas consta de un número extremadamente grande de partículas diminutas en un estado de movimiento constante caótico y totalmente al azar Estas partículas son muy duras y perfectamente elásticas (cuando chocan no hay perdidas de energía) Entre una colisión y otra, las partículas se mueven en línea recta (no existe fuerza de atracción entre ellas) Los movimientos de cada partícula obedecen a todas las leyes de la mecánica clásica

Ley de Boyle. A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión, es decir, si se aumenta la presión de un gas el volumen disminuye. VP = constante

Fórmula P1V1 = P2V2

P = presión (atm)

V = volumen (l)

Ley de Charles. A presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura.  

= 

T = temperatura (°K)

Fórmula V1 / T1 = V2 / T2 V = volumen (l)

Ley Gay-Lussac. A volumen constante la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura  

= 

Fórmula P1 / T1= P2 / T2

31

Ley general de los gases (P1 V1) / T1 = (P2V2) / T2 Ley de los gases ideales 

En relación con el número de moles del gas PV = nRT

P = presión (atm) n = número de moles T = Temperatura en grados Kelvin V = Volumen (l) R = coeficiente 0.082 atm l / °K mol 

En función de la densidad del gas P (PM) = DRT P = presión (atm) D = densidad (g/l) T = temperatura (k) PM = peso molecular (g/mol) R = 0.082 atm l / k mol

Ejemplos: -

Un gas se encuentra en las siguientes condiciones = 30°K, P = 6 atm V= 3 l. De acuerdo con los datos anteriores, ¿Cuál será el número de moles en este gas? Despejando  =

PV = nRT Sustituyendo:  = -

( )() 

(.  ) ( °)

 

= 7.31 

¿Cuál será la densidad del metano a 1.7 atm y 30°C, si su peso fórmula es de 16 g/mol? Fórmula = P (PM) = DRT

Despejando

=

() 

Antes de la sustitución de datos se deberá convertir la temperatura a °Kelvin: 30°C = 303°K Sustituyendo:

=

(. )(  )  (. )()

= 1.094 /

Ley de Avogadro A TPN (Temperatura y presión normales, 1 atm y 273°k) 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22.4 l. 32

Ley de las presiones parciales Se define como presión parcial la presión que ejerce un componente determinado de una mezcla de gases. Por lo tanto, la presión total de una mezcla es la suma de las presione parciales de los componentes de la mezcla. PT = P1 + P2 + P3 Ejemplo: Una mezcla de O2 y N2 se encuentra dentro de un tanque bajo las siguientes condiciones: V = 17.8 l T = 23°C ¿Cuál será la presión del O2 si la mezcla contiene 0.5 de mol de N 2 y ejerce una presión total de 1.5 atm?

Resultado Primero se calcula la presión parcial del N 2 dentro del recipiente, utilizando la ley de gases ideales:

=

(0.5 )(0.82 )(296 ) 17.8 

Utilizando la ley de las presiones parciales y sabiendo que la presión total de la mezcla es de 1.5 atm, por diferencia se obtiene la presión parcial del O 2: PT = PN₂ + PO₂ PO2 = 1.5 atm - 0.68 atm = 0.81 atm Estequiometría: es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Se considera también como la relación de masas que existen entre los compuestos en las reacciones químicas. a) Problemas estequiométricos I. Balancear la ecuación II. Interpretar los coeficientes estequiométricos 2 H2 + O2  2H2O 2 mol de H2 reaccionan con un mol de O2 y dan por resultado 2 mol de H 2O III.

Calcular la cantidad de moles que reaccionan o que producen en la reacción de cada especie, si es necesario hacer conversiones de mol a gramos, gramos a mol; ocupar las leyes de los gases (Avogadro y gases ideales) para convertir mol a litros o litros a mol. 33

Ejemplos: 

Mol-Mol

¿Cuántos mol de H 2 se necesitan para que reaccionen 5 mol de O 2 y cuantos mol de H 2O se obtienen de la siguiente de la reacción? 2 H2 + O2  2H2O Se hace una regla de tres 2 mol de H2

1 mol de O2

X=?

5 mol de O2

Por lo tanto la cantidad de H 2 que se requiere para que reaccione O 2 es de 10 mol. 

Mol-masa

¿Cuántos gramos de H 2  se necesitan para que reaccionen 5 mol de O 2  en la siguiente reacción? 2 H2 + O2

2H2O

Se hace una regla de tres 2 mol de H2

1 mol de O 2

X=?

5 mol de O2

De tal manera que la cantidad de H 2 que se requiere para que reaccione el O 2 es de 10 mol. Como el resultado se pide en g, se realiza una conversión. 

N = 

Se despeja “m”: m = n (PM) m = 10 mol H 2 (2 g/mol H2) = 20 g de H 2 

Masa-mol

¿Cuántos mol de H2 se necesitan para que reaccionen 64 g de O 2 en la siguiente reacción? 2H2 + O2  2H2O Se convierten en los gramos a mol

=

 

=

    

= 2   2

34

Se aplica una regla de tres, por lo tanto la cantidad de H 2 que se requiere para que reaccione el O2 es de 4 mol.

Masa-masa



¿Cuántos gramos de H 2 se necesita para que reaccionen 64 g de O 2 en la siguiente reacción? Se obtiene los pesos moleculares de las especies involucradas PM H2

2 g /mol

PM O2

32 g /mol

Se hace una regla de tres donde se involucran el peso molecular de cada una de las especies 4 g de H2 X=?

32 g de O2 64 g de O2

Se necesitan 8 g de H 2 para que reaccione 64 g de O 2



Mol-volumen

¿Cuántos litros de H 2 se necesitan para que reaccionen 5 mol de O 2 en la siguiente reacción a una temperaura de 273°K y 1 atm de presión? 2 mol de H2 X=?

1 mol de O2

5 mol de O2

Por lo tanto, la cantidad de H 2 que se requiere para que reaccionen el O 2 es de 10 mol. Como el resultado se pide en litros, se hace una conversión utilizando la Ley de Avogadro por tener condiciones normales de temperatura y presión donde 1 de cualquier gas a CNPT tiene un volumen de 22.4 l. 1 mol de gas

22.4 l

10 mol de H 2

x = 224 l de H2

Se necesitan 224 litros de H 2 para que reaccionen 5 mol de O 2 

Volumen-masa

¿Cuántos gramos de H 2O se obtendrán al hacer reaccionar 50 litros de O 2? 2 H2 + O2

2H2O

35

Utilizando la ley de Avogadro, se tiene la siguiente regla de tres 22.4 l de O2 50 l de O2

36 g de H2O x=?

Por lo tanto, con 50 litros de O 2, se obtienen 80.35 gramos de H 2O. b) Porcentaje de rendimiento en una reacción En el inciso anterior se calculó la cantidad la cantidad de producto que se puede obtener en una reacción teóricamente (rendimiento teórico), pero en la práctica existe el rendimiento real, por tal motivo se obtiene el rendimiento porcentual para poder evaluar la eficiencia de un proceso. Rendimiento Porcentual = rendimiento real / rendimiento teórico X 100 Ejemplo: ¿Cuál es el rendimiento de la siguiente reacción si se obtuvieron 165 g de H 2O a partir de 5 mol de O2? Se lleva a cabo los cálculos estequiométricos correspondientes, se obtienen 180g de H 2O. Ahora se hace el cálculo del rendimiento porcentual. Rendimiento porcentual = 165g / 180 g X 100 = 91.6%

TERMODINÁMICA Cuando hay una reacción química ocurre, generalmente hay un cambio en la temperatura de los compuestos químicos y del recipiente donde se efectúa la reacción. Si la temperatura aumenta se dice que la reacción es exotérmica; si la temperatura disminuye se dice que es endotérmica. La termodinámica es el estudio y medida de la energía transferida como calor cuando ocurre una reacción química. Leyes de la termodinámica a) Ley cero de la Termodinámica o Ley de equilibrio térmico. Si un sistema está en equilibrio térmico con otro sistema y éste segundo esta en equilibrio térmico con un tercero, entonces el primero y el tercero también están en equilibrio térmico

36

b) Primera ley de la termodinámica o Ley de la conservación de la energía. La energía no se crea ni se destruye solo se transforma

ΔE = q – w ΔE energía interna (variación de energía) q: calor w: trabajo Si q = positiva (+) cuando el sistema absorbe calor (endotérmica) Negativa (-) cuando el sistema pierde calor (exotérmica) Si w = positiva (+) cuando el sistema efectúa un trabajo un trabajo Negativa (-) cuando el trabajo se efectúa sobre el sistema

c) Segunda ley de la Termodinámica. Cuando se verifica un cambio espontáneo en cierto sistema se produce un aumento de la entropía (ΔS) del universo. La entropía (S) es el grado de desorden o caos de un sistema d) Tercera ley de la Termodinámica. Un cristal perfecto a 0°K tiene un orden perfecto, por lo tanto, la entropía es igual a cero e) Calor de reacción. Es el intercambio de energía en una reacción química, también llamado intercambio de entalpía. La entalpía (ΔH) es la cantidad de calor involucrado en una reacción química a presión constante. Se calcula como: H = E + PV

Estequiometría y cambios de energía El calor de reacción puede relacionarse con el reactivo o con el producto. Así es posible relacionar el calor con la cantidad molar de cada variedad. Ejemplo 1

¿Cuántas kilocalorías se producen cuando 15.3 moles de gas oxigeno reaccionan con suficiente metano mediante la siguiente reacción? CH4 + 2O2

2H2O + CO2 + 192 kcal

37

Para resolver el problema anterior es necesario seguir los siguientes pasos: I. II. III.

Balancear la ecuación Identificar los coeficientes estequiométricos Hacer una regla de tres

2 mol de O 2

192 kcal

15.3 mol O2

x=?

Se producen 1468.8 kcal al reaccionar 15.3 mol O 2 Ejemplo 2 Se pone a reaccionar Cloro con 8.7 gramos de gas Hidrógeno, cuyo peso fórmula es de 2.02 g/mol, produciéndose ácido clorhídrico a PTE (presión y temperatura estándar) y liberando 150 kcal de energía, ¿Cuál es el cambio estándar para la siguiente reacción: Cl2 + H2 2 HCl? Se realiza el cálculo mediante una regla de tres 1.02g de H2

150 kcal

8.7 g de H2

x=?

Por lo tanto con 8.7 gramos de hidrógeno se liberan 646.03 kcal. Ejemplo 3 ¿Cuántas calorías se requerirán para vaporizar 54 g de ácido acético si H vap = 96.8 cal/g? Se resuelve utilizando una regla de tres: 96.8 cal

1g

X=?

54 g

Por lo tanto, se requiere de: 5227.2 cal o 5.2272 kcal.

LÍQUIDOS Y SÓLIDOS Moléculas polares. Una molécula polar es una molécula en la cual hay una separación neta de los centros de carga positiva y negativa. Molécula no polar. Es aquella que no presenta una separación de carga, las electronegatividades no son diferentes. Cuando hay una distribución simétrica de las cargas la molécula se vuelve no polar aunque las electronegatividades de los átomos sean diferentes.

38

Atracción molecular. Las fuerzas intermoleculares de atracción no son lo suficientemente fuertes como los enlaces químicos, pero son los responsables de las propiedades de los sólidos y líquidos. La atracción de las moléculas no polares ocurre cuando los electrones de una molécula son atraídos momentáneamente por el núcleo de otra molécula. En las moléculas polares  hay atracción si son polos opuestos o repulsión si son polos iguales.

Estado líquido.  Las moléculas, átomos o iones que se unen al azar en forma cercana y dinámica, que al moverse chocan entre sí sin pérdida de energía. El estado líquido se presenta cuando las fuerzas de atracción entre las moléculas superan a las fuerzas del movimiento cinético. a) Propiedades de los líquidos Viscosidad. Resistencia de un líquido a fluir Tensión superficial. Las moléculas de la superficie de un líquido son atraídas únicamente por las moléculas que se encuentran debajo y junto a ellas, por lo tanto las moléculas de la superficie son atraídas hacia el interior del líquido generando una especie de red, llamada tensión superficial Forma. No tiene una forma definida, adopta la forma del recipiente que lo contiene Comprensibilidad. Los líquidos son incompresibles, ya que entre las moléculas hay muy poco espacio libre. Esta propiedad se utiliza en los sistemas hidráulicos Evaporación. Las energías cinéticas de las moléculas de un líquido tienden a oponerse a las fuerzas de atracción. Algunas moléculas que poseen suficiente energía cinética y están sobre o cerca de la superficie del líquido pueden liberarse de las fuerzas de atracción de las otras moléculas y escapar hacia el estado de vapor Presión de vapor. Cuando se tiene un líquido en un recipiente sellado, la evaporación de las moléculas de líquidos y la condensación de las moléculas de vapor ocurre de forma continua. Cuando se igualan las velocidades de vapor y condensación, el vapor ejerce una presión específica llamada presión de vapor del líquido. Los líquidos también se pueden describir de acuerdo con su volatilidad o facilidad para evaporarse. Se dice que un líquido es volátil cuando su presión de vapor es alta, por ejemplo los aceites pesados son no volátiles, el agua es moderadamente volátil y el disulfuro de carbono es altamente volátil.  











39

Ejemplo 1

¿Qué líquido de los siguientes tendrá la presión de vapor más baja cuando se encuentre a una temperatura de 20 ° C?    

Agua destilada Disulfuro de carbono Mercurio Metanol

En este caso el mercurio es el líquido que no se volatiza a esta temperatura por lo que es el que tendrá la presión de vapor más baja. 

Ebullición. Un líquido hierve o presenta ebullición cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica a la que es sometido. La temperatura en la que la presión de vapor del líquido y la presión atmosférica son iguales se les llama punto de ebullición. El proceso de ebullición de un líquido, separación y condensación de los vapores se llama destilación. La destilación se emplea para separar líquidos con diferentes volatilidades y para purificar líquidos contaminados con impurezas no volátiles.

Estado sólido Cuando un líquido se enfría, el movimiento cinético de las partículas disminuye y l as fuerzas de atracción se vuelven dominantes, por lo tanto las partículas empiezan a ocupar posiciones fijas en el espacio siguiendo un patrón tridimensional; cuando esto ocurre se dice que el líquido cambia al estado sólido y recibe el nombre de solidificación, cristalización o congelación.

El estado sólido cristalino.  Se caracteriza por una distribución tridimensional fija en el espacio debido a las fuerzas de atracción, sin embargo estas partículas todavía poseen energía cinética, por lo que se considera que están vibrando en torno a sus posiciones en la red cristalina. Este movimiento vibratorio permite la transferencia de energía cinética a través del sólido.

Punto de fusión: es la temperatura en la cual ocurre la transición del estado sólido a líquido; toda sustancia pura tiene un punto de fusión único.

40

Tipos de sólidos La naturaleza de las partículas que ocupan las posiciones en la red cristalina determina la naturaleza del sólido, las partículas pueden ser iones, átomos o moléculas: el arreglo de estas dependerá de la fuerza de atracción formas y dimensiones de las partículas. Por tal motivo algunos sólidos son suaves o flexibles, quebradizos, rígidos y resistentes, etc. En la siguiente tabla se muestran algunos tipos de sólidos, así como sus características: Tipo de cristal Cristales iónicos

Cristales covalentes

Cristales moleculares

Cristales metálicos

Características

Propiedades

Al estar formado por aniones y cationes de distinto tamaño, las fuerzas de cohesión son debidas a enlaces iónicos, por lo que la energía del enlace oscila en torno a los 100 KJ/mol Las fuerzas de cohesión son debidas a enlaces covalentes, por lo que las uniones presentan energías del orden de 1000 KJ/mol Constituidos por moléculas, las fuerzas de cohesión son debidas a puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals, que son de intensidades reducidas. Por eso su energía de cohesión es de 1 KJ/mol Cada punto de masas lo constituye un átomo de metal. Los electrones están deslocalizados, moviéndose por todo el cristal.

Duros y frágiles Elevado punto de fusión Buenos conductores del calor y la electricidad Duros Incompresibles Malos conductores del calor y la electricidad Blandos Compresibles Bajo punto de fusión Malos conductores del calor y la electricidad Buena resistencia ante esfuerzos externos Buenos conductores del calor y la electricidad

Ejemplos Al2O3 NaCl Ba Cl2 Sales Silicatos Grafito Diamante Cuarzo (SiO2) SO2 I2 H2O (hielo)

Li Ca Na

Cambios de energía en los cambios de fase (fusión y solidificación). Calor de fusión. Se considera como la cantidad de energía necesaria para convertir una cantidad de un sólido a un líquido. Los sólidos puros poseen calor de fusión única. Los calores de fusión se expresan en: cal/g. Ejemplo: Calor de fusión del hielo 79.7 cal/g Problema: ¿Cuál es el calor de fusión de un mol de agua? (79.7 cal/g)(18.02 g/1 mol H 2O)= 1436 cal/mol Por lo tanto la fusión del hielo se representa: 1436 cal + H2O(s)

H2O(l)

41

Calor de cristalización. Es la cantidad de calor que se desprende cuando solidifica cierta cantidad de líquido a una temperatura específica. Debido a que la cristalización o solidificación es el proceso inverso a la fusión, el calor de fusión y de cristalización  es el mismo.

Por lo tanto, la congelación del agua se representa: H2O(l)

H2O(s) + 1436 cal

Problema: Una muestra de 100gr de H2O, se congela a 0°C. ¿Cuántas calorías se desprendieron? 100g (1 mol H 2O/18 g) (1436 cal/mol) = 7977 cal Punto de congelación. Es la temperatura en que un líquido se convierte en sólido. Punto de fusión. Es la temperatura a la que un sólido se convierte en líquido.

CAMBIOS DE ENERGÍA EN LA EBULLICIÓN Y EN LA CONDENSACIÓN Calor de vaporización: Se considera como la cantidad de energía necesaria para pasar una cantidad de líquido a vapor. Cabe aclarar que cada líquido tiene su propio y único calor de vaporización. Ejemplo: El calor de vaporización del agua en forma líquida a 100°C, es de 540 cal/mol o 972 kcal/mol de H 2O. Por ello la evaporación del agua se representa de la siguiente manera: 9.72 kcal + H2O(l)

H2O(g)

Calor de condensación. Es a la cantidad de energía que se desprende cuando una cantidad de vapor se condensa a determinada temperatura. Siendo éste el proceso inverso de la evaporación, el calor de condensación es el mismo que el de vaporización. Por lo tanto la condensación del vapor de agua a 100°C se representa de la siguiente manera: H2O(g)

H2O(l) + 9.72 kcal

Problema: ¿Cuántas calorías se necesitan para evaporar 300 g de agua a 100°C? Solución: (300g) (540 cal/g) = 162 000 cal

Calor específico. Es el número de calorías necesarias para cambiar la temperatura de un gramo de una sustancia un grado Celsius. Los calores específicos de algunas sustancias puras son únicas. 42

Sustancia

Agua Helio Aluminio Hierro Mercurio

Calor específico (cal/g °C) 1 0.5 0.217 0.113 0.033

El calor específico se calcula como la razón entre la capacidad calorífica de una sustancia y 

su masa. Se utiliza la siguiente fórmula: Ce = (₂−₁) Ce = calor específico

Q= cantidad de calor (cal)

T1 = temperatura inicial (°C)

m = masa

T2 = temperatura final (°C)

La caloría es la unidad que se emplea para medir el calor, se define como la cantidad de calor necesaria para elevar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua (de 14.5°C a 15.5°C). Ejemplo: ¿Cuántas calorías se necesitan para cambiar la temperatura de 30g de agua, de 

28°C a 30°C? Fórmula Ce = (₂−₁), despejando Q  = (m C e) (T2 – T1) Al sustituir se obtiene: Q  = (30g) (1 cal/g°C) (30°C  – 28°C) = 60 cal

SOLUCIONES Y DISPERSIONES COLOIDALES Solución. Es una mezcla monofásica de dos o más componentes (soluto y solvente) en las cuales las partículas se mezclan a nivel atómico, molecular o iónico, manteniendo sus propiedades iniciales ya que su unión es únicamente física. Sus características son: -

Transparentes Incoloras o coloridas Las fases no se pueden separar por filtración El tamaño de la partícula del soluto fluctúa de 0.5 a 2.5 Ǻ (Armstrong) Sus partículas se encuentran en constante movimiento No sedimentas las partículas 43

a) Solvente o disolvente. La sustancia que tiene la misma fase que la solución resultante y que se encuentra en mayor proporción b) Soluto. La sustancia disuelta en el solvente y que se presenta en menor proporción Tipos de soluciones a) Por el tipo de solvente De acuerdo con el estado de la fase dispersora, se pueden tener distintos tipos de soluciones: Fase dispersora solvente Sólida

Líquida

Gaseoso

Fase dispersante soluto Sólido Líquido Gaseoso Sólido Líquido Gaseoso Sólido Líquido Gaseoso

Ejemplo

Aleaciones Amalgamas Aire en acero Agua de mar Alcohol 96° Bebidas gaseosas Humo Niebla Aire atmosférico

b) Por su solubilidad (soluciones cualitativas). Es la cantidad de sustancia que se puede disolver en una cantidad determinada de solvente a temperatura específica, se clasifican en: 44







Soluciones saturadas. En la cual el soluto disuelto y el soluto no disuelto están en equilibrio dinámico. Contiene la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente a una temperatura determinada. Soluciones no saturadas. Contiene menos soluto que el que puede contener una solución saturada a una temperatura determinada. Soluciones sobresaturadas.  Contienen más soluto que las saturadas a una temperatura determinada, en muchas ocasiones ya no se puede disolver.

Cálculo de concentraciones (soluciones cuantitativas) a) Solución porcentual (m/m, m/v, v/v)

%

    =   100     ó

Masa de la solución = masa del soluto + masa del solvente Ejemplo: ¿Qué cantidad de alcohol se encontrara en una botella de vino de 250ml al 40%? Soluto = (%) Solución/ 100 Soluto = (40) (250ml)/100ml = 100ml de alcohol c) Molaridad (M). Es la relación de número de moles de soluto al volumen total de la solución.

= m = masa (g)

ú    =   ó () ()

PM = peso molecular (g/mol) 45

V = volumen (l)

Ejemplo: ¿Qué concentración molar tendrá 800ml de solución de NaCl, preparada con 20 g de esta sal? M = 20g / (58.5 g/mol) (0.8l) = 0.42mol/l

d) Fracción molar. Es el número de moles de un componente específico de la solución dividido entre el número total de moles de toda la sustancia

  =

       ⋯

Ejemplo: Una solución compuesta de dos moles de agua y tres moles de etanol, tiene una fracción mol de agua de:

  (₂)

2   ₂ = 0.6 2   ₂  3   ₂₅

e) Molalidad. Es el número de moles de soluto por 1000 g del disolvente.

´= Es igual a: m  = ´

ú      =    

    (  )

m = masa (g)

PM = peso molecular (g/mol)

Ejemplo: ¿Qué concentración molal tendrán 100 g de solución preparada con 20 g de MgSO 4 y 80 g de H2O?  g de MgSO  )(.kg de H O)

m  = (⁄ de MgSO ´

m  = 2.07 mol de MgSO4 / kg H2O ´

f) Dilución. En algunas operaciones rutinarias se manejan soluciones diluidas, el proceso de dilución es de distribuir una cantidad de soluto en un volumen mayor de solución; cuando una solución concentrada se diluye agregando disolvente, el 46

número de moles de soluto en la mezcla permanece constante, es decir, el número de moles del soluto en la solución concentrada es igual al número de moles en la solución diluida: MiVi = Mf Vf 

Ejemplo: ¿Qué cantidad debe agregarse a 25 ml de una solución 0.5 M de KOH para obtener una solución de concentración 0.35 M? MiVi = Mf Vf Vf  = MiVi/Mf  Mi = 0.5 M Mf = 0.35 M Vi = 25 ml Vf = ? Vf = (0.5 M) (25ml) / 0.35 M = 35.7

Propiedades coligativas Las propiedades químicas de solventes cambian al combinarse con los solutos, estos cambios dependerán de la concentración del soluto y no de la naturaleza del mismo, a estas propiedades se les llama coligativas, entre las que se destacan: a) Reducción de la presión de vapor. Cuando un soluto no volátil se disuelve en un disolvente líquido, las partículas del soluto ocupan el espacio de las del disolvente, disminuyendo la presión del vapor. La presión de vapor de una solución siempre es menor con respecto a la del disolvente puro. b) Incremento del punto de ebullición.  La temperatura a la cual hierva una solución es más alta que la del disolvente puro, si el soluto no es volátil. Debido a la disminución de la presión de vapor que no puede igualar la presión atmosférica. c) Reducción del punto de congelación.  La adición de partículas del soluto abaten la presión de vapor, la presión del líquido y del sólido serán iguales a baja temperatura, por lo tanto las soluciones se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. d) Presión osmótica y ósmosis Ósmosis. Es el paso de un solvente a través de una membrana semipermeable. 



Presión osmótica. Es la presión que se ejerce en la solución con mayor concentración, cuando se igualan las concentraciones deja de fluir el solvente. La absorción del agua en árboles y plantas se debe a este fenómeno.

47

Soluciones dinámicas a) Proceso de disolución. En la disolución se rompen enlaces químicos o se interrumpen las atracciones moleculares y aparecen nuevas atracciones entre las partículas, por ejemplo, el agua disuelve fácilmente muchas sustancias iónicas debido a la fuerte interacción entre los iones y las moléculas polares. La velocidad de disolución puede ser afectada por: Estado de la fase sólida. Cuanto mayor sea el contacto entre las dos fases, más rápido ocurrirá el proceso de disolución, es decir, el sólido entre más dividido este fácilmente estará en contacto con el solvente 



Temperatura. Las sustancias disuelven más rápido a alta temperatura

b) Equilibrio dinámico Cristalización.  El soluto disuelto y las partículas del solvente se encuentran en constante movimiento en la solución, como consecuencia algunas partículas del soluto emigran convirtiéndose en soluto no disuelto, a esta nueva formación del soluto se le conoce como cristalización. 



Equilibrio dinámico.  Es el equilibrio entre la velocidad de cristalización y la de disolución, ya que ocurren al mismo tiempo, el equilibrio solo se logra si la temperatura es constante. 48

c) Conductividad eléctrica de las soluciones acuosas. Algunas sustancias se disuelven formando iones (átomos con carga), los iones pueden ser negativos (aniones) o positivos (cationes) estos pueden conducir el flujo eléctrico a través de un sistema donde se involucran electrodos (metales con carga) hacia donde emigran los iones, estos metales se conectan a una batería (bomba de electrones) para mantener un voltaje o diferencia de potencial entre los dos metales. Los electrodos se conocen como cátodo (atrae cationes porque está cargado negativamente) y ánodo (atrae iones por estar cargado positivamente). La batería o generador provee de una fuerza impulsora que puede causar una reacción química que involucra la ganancia de electrones por cierta especie en la superficie del cátodo y la pérdida de electrones por otra especie en la superficie del ánodo de esta forma se produce un circuito eléctrico. La conductividad eléctrica en la solución es un resultado del movimiento de los iones y de las reacciones de pérdida y ganancia de electrones que ocurren en los electrodos. Las sustancias que reaccionan en el cátodo y en el ánodo dependen de la naturaleza de las sustancias presentes en la solución.

49

Cuando los iones se hidratan forman agregados poco apretados, que consisten en un ion rodeado por una capa de moléculas de agua. Ejemplo: En el siguiente esquema se representa un ion de sodio (Na) hidratado:



Electrolitos. Son sustancias que en una solución acuosa conducen la electricidad. Ejemplos: Ácidos, sales etc.



No electrolitos. Son sustancias que en solución acuosa no conducen la electricidad Ejemplos: Alcohol, azúcar, etc.

A su vez los electrolitos, se clasifican en fuertes y débiles. 



Electrolitos fuerte. Sustancias que al disolverse en agua forman aniones y cationes por lo que es fuerte conductora de la electricidad, pueden ser compuesto iónico o molecular. Ejemplo: HCl (ácido clorhídrico). Electrolito débil. Sustancia que se disuelve en agua pero reacciona con ella en un rango muy pequeño produciendo poco iones, por lo tanto es conductor débil de la electricidad. Ejemplo: C2H4O2 FUERTES Ácidos inorgánicos: HNO3 , HClO4 , H 2SO4 , HCl, HI, HBr, HClO , HBrO3 Hidróxidos alcalinos y alcalino térreos La mayoría de las sales

50

DÉBILES Ácidos inorgánicos: H2CO3, HBO3 , H 3PO4, H 2S, H2 SO3 Ácidos orgánicos Amoniaco y la mayoría de las bases orgánicas

Equilibrio químico. Es un estado en el cual dos reacciones opuestas se verifican con la misma velocidad,  se restringe a las reacciones reversibles. Ejemplo: La producción de amoníaco (NH3), a partir del gas hidrógeno (H 2) y del gas nitrógeno (N 2). N2(g) + 3 N2(g)

NH3(g)

a) Constante de equilibrio químico. Es el producto de las concentraciones molares de los productos, dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos; cada sustancia elevada al número de los moles correspondientes. El equilibrio de las concentraciones de reactivos y productos permanecen contantes en condiciones de presión y temperatura, a la relación que hay entre estas constantes, expresadas en molaridad (mol/l), se le llama contante de equilibrio. Por lo tanto el valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que será necesario especificarlo. Así para una reacción reversible, se puede generalizar. aA + bB cC + dD

[]  []  =   [] [] Keq = es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada Un valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el denominador es mayor que el numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos. b) Factores que afectan el equilibrio químico Ley de Le Chatelier. “Cuando un sistema en equilibrio se sujeta a una acción externa, el equilibrio se desplaza en la dirección que tiende a disminuir o neutralizar dicha 

acción” 



La concentración. Al aumentar la concentración de alguna de las sustancias, en un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazara hacia la reacción que tienda a disminuir dicho aumento La temperatura. Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, este se desplazara en el sentido de la reacción endotérmica. Si se disminuye la temperatura, ocurre el proceso contrario

51



La presión.  Si un sistema en equilibrio se le aumenta la presión, el equilibrio se desplaza, según la reacción, del lado en el que las sustancias formadas ocupan un menor volumen.

Coloides. De acuerdo con el tamaño de la partícula del soluto (10  –  1 000 Å), la mezcla resulta intermedia entre las soluciones y suspensiones; sus partículas permanecen dispersas en todo el medio, no se sedimentan, son traslúcidas, no pueden ser separadas por sus fases por filtración y presentan un fenómeno muy particular de dispersión de la luz, llamado efecto Tyndall. Los coloides que tienen como medio de dispersión el agua se denominan hidrofílicos, y por el contrario, los coloides sin afinidad por el agua se llaman hidrofóbicos. Entre los sistemas coloidales se encuentran los siguientes ejemplos:

Nombre genérico Espuma Espuma sólida Aerosol liquido Emulsión Emulsión sólida Humo Sol Sol sólido

fase dispersa Gas Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido

medio de dispersión Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido

Suspensiones Es una mezcla heterogénea formada por partículas suficientemente grandes (mayores a 1000 Å) que se observan a simple vista; tales partículas se encuentran suspendidas por un tiempo en el disolvente; la gravedad las afecta cuando están en reposo provocando que se precipiten en el fondo del recipiente; se pueden separar por filtración o por decantación y no permiten el libre paso de la luz. Muchas sustancias se encuentran en forma de suspensiones, en las etiquetas aparece una

leyenda “agítese”, ejemplo: algunos medicamentos, jugos, bebidas, etc.

52

Diferencias entre soluciones, coloides y suspensiones

Reacciones químicas Ecuaciones iónicas. Las reacciones entre soluciones involucran a los iones como reactivos y productos. Existen tres tipos de ecuaciones en solución acuosa: a) Ecuación molecular (mol-mol). Muestra la reacción en general pero no necesariamente las formas reales de reactivos y productos en solución. Ejemplo: 3KOH(aq) + Fe(NO3)3(aq) --- Fe(OH)3(s) + 3KNO3(aq)

b) Ecuación iónica completa (Ion-Ion). Representa todos los reactivos y productos incluyendo a aquellos que son electrólitos fuertes en forma de iones 3K+1(aq) + 3OH-1(aq) +Fe+3(aq) + 3NO3-1(aq)  Fe(OH)3(s) +3K+1(aq) +3NO3-1(aq) c) Ecuación iónica neta. Incluye solo aquellos componentes que experimenten un cambio. No se incluyen iones espectadores (aquellos que no participan directamente en la reacción) 3OH-1 (aq) + Fe+3(aq) - Fe(OH)3(s) Reacciones de precipitación. Son las reacciones que implican la combinación de iones en solución para formar una fase sólida llamado precipitado. 53

a) Reglas de solubilidad. Para predecir una reacción de precipitación debe conocerse las reglas de solubilidad de compuestos iónicos (sales) en agua a 25°C, éstas son: La mayoría de las sales que contienen nitrato (NO 3)-1 son solubles La mayoría de las sales de Na +, K+ y NH4+ son solubles. La mayoría de las sales contienen cloruros son solubles. Algunas excepciones son AgCl, PbCl2 y HgCl2 La mayoría de las sales contienen sulfatos son solubles, con excepción de BaSO 4, PbSO4 y CaSO4. La mayoría de los hidróxidos son pocos solubles. Los hidróxidos solubles importantes son NaOH, KOH, y Ca(OH) 2. La mayoría de las sales de sulfuro (S 2) y fosfato (PO 4)-3 son poco solubles   







b) Formación de sólidos. Utilizando las reglas de solubilidad se puede predecir la obtención de un precipitado. Ejemplo: ¿Qué ocurre al hacer reaccionar al AgNO 3 con el CaCl2? Como ambas soluciones contienen compuestos iónicos, hay que indicar los i ones involucrados: Ag+1(aq) +NO3-1(aq) +Ca+2(aq) +2Cl-1(aq) (ecuación iónica completa) Decidir que aniones y cationes reaccionan: de acuerdo a las reglas de solubilidad escoger que especies son las que al unirse formaran un precipitado. La ecuación que representa la reacción es: Ag+1(aq) + Cl-1(aq)  AgCl(s) (ecuación iónica neta)

Neutralización. Reacciones ácidos y bases a) Teorías de ácidos y bases 

Ácidos. Sustancias de sabor agrio, corrosivas con el metal y la piel, solubles en agua y conductoras de electricidad, cambian el papel tornasol azul a rojo.



Bases. Sustancias con aspecto jabonoso, con propiedades cáusticas en la piel, solubles en agua y conductoras de electricidad, cambian el tornasol rojo a azul.

54

Debido a la importancia de dichos compuestos, éstos fueron estudiados por diferentes científicos entre los que están: Teoría de Arrhenius Ácidos. Sustancia que en solución acuosa se disocia en iones H + 



HCl 

H+ + Cl-

Bases. Sustancias que en solución acuosa se disocian en iones OH NaOH



Na+ + OH-

Teoría de Brösnted-Lowry



Ácidos. Sustancias que pierden protones H + para obtener una base (base conjugada).



Bases. Sustancias que acepta protones H +, para obtener un ácido (conjugado). HCl (aq) + H2O

H3O+(aq) + Cl

NH3(l) + H2O

NH4(aq) +OH 55



Teoría de Lewis 

Ácidos. Sustancias que pueden aceptar un par de electrones. Ejemplos: BF3 , BCl3



Bases. Sustancias que pueden ceder un par de electrones. Ejemplo: NH3OH

CUADRO COMPARATIVO ENTRE LAS TEORIAS ÁCIDO - BASE AUTOR Arrhenius

BrösntedLowry

Lewis

ÁCIDO BASE Sustancia que en solución Sustancia química capaz de dejar iones acuosa se disocia en iones H + hidroxilos en disolución acuosa Sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso Sustancia (molécula o ión) Sustancia (molécula o ión) capaz de capaz de recibir un protón de recibir un protón. Sustancia aceptora de liberar un protón (H+) protones (H+) Sustancia capaz de compartir o aceptar un par de electrones.

Sustancia con capacidad para compartir o ceder pares de electrones.

El agua se comporta como ácido o como base por lo tanto es anfótera (sustancias que en solución acuosa pueden dar iones H + y OH-).

b) Tipos de ácidos y bases Ácidos fuertes. Sustancia que al disolverse se ioniza con gran facilidad en iones hidronio, su base conjugada es débil. pH entre 1-3 







Ácidos débiles Sustancias que no se ionizan con gran facilidad y tiene un pH alto (4-6.9). Su base conjugada es fuerte Base fuerte. Sustancias que se ioniza fácilmente en iones OH -, su pH esta entre 12-14. Su ácido conjugado es débil Base débil. Sustancia que no se ioniza con gran facilidad, su pH se encuentra 8-11. Su ácido conjugado es fuerte.

56

Sales. Son compuesto iónico formado por iones metálicos y no metálicos. Estos compuestos se pueden obtener a través de una reacción de neutralización, es decir, la combinación química de un ácido y una base. Ejemplo: NaCl, Na2SO4 Ejemplo: 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O 

Hidrólisis. Las sales no pueden liberar iones hidronio o hidroxilo cuando se disocian, pero se altera pH de la solución debido a que se originaron de la neutralización de un ácido y una base. La sal originada de un ácido fuerte y una base débil dará una solución ácida: mientras las sales que provienen de un ácido débil y una base fuerte darán una solución básica

c) Productos de las reacciones ácido-base. Cuando se hace reaccionar un ácido y una base fuerte se obtienen como productos un ácido y una base más débiles. Ejemplo: HBr + H2O  un ácido y una base más débil

57

d) Principio de equivalencia (Titulación ácido base) La titulación se ocupa para obtener la concentración real de un ácido o una base (valoración), a través del punto de equivalencia (cuando los equivalentes de la base correspondiente exactamente a los equivalentes del ácido). Se lleva a cabo conociendo la concentración de la solución patrón y el volumen que éste ocupa, se agrega esta solución a la solución problema, ésta se neutraliza y en el momento de un cambio de color (indicador) se detiene la titulación para calcular la concentración de la solución con la siguiente formula: Vácido Mácido = Vbase Mbase

e) Soluciones amortiguadores o buffer. Son las sustancias que regulan cantidades grandes de ácidos o bases sin alterar el pH. Son sustancias que contienen tanto ácido débil como su sal o bien un base débil y su sal. Estas soluciones son muy útiles para el ser humano debido a que amortiguan la cantidad de ácido que se utiliza, ya que un cambio brusco del pH conduciría a la muerte.

f) Potencian de Hidrógeno (pH). El pH se define como la concentración de iones H + en una solución

58

El agua puede ionizarse en iones de hidronio (H 3O⁺) y en iones hidroxilo (OH ⁻), la constante de ionización del agua sería: Kw = [₃+ ][ ⁻] = 110⁻¹⁴ H3O+ = 1 X 10-7 OH- = 1 X 10-7 Obtiendo logaritmos p = log pKw = pH + pOH = 14

de tal manera que pH = -log[H +] –  [log H3O+

pOH = -log OH

ESCALA DE pH



Indicadores. Son sustancias que en pequeñas cantidades cambian de color en presencia de un ácido o base. Entre ellos están: naranja de metilo, fenolftaleína, azul de bromotinol y papel tornasol. Cabe hacer mención que existen indicadores naturales como: pétalos de rosa roja, col morada, flor de  jamaica, entre otros. INDICADOR Anaranjado de metilo Tornasol Tornasol Azul de bromotinol Fenolftaleína

INTERVALOS DE pH 3 – 4.4

CAMBIO DE COLOR Rojo a amarillo

TIPO DE SUSTANCIA Ácido

4.5 - 6 7.2 – 9.2 6- 7.6

Azul a rojo Rojo a azul Amarillo a azul

Ácido Base Base

8.2 - 10

Incolora a rosa o violeta

Base

Nota: Compara los intervalos marcados con la escala de pH, que se presenta en la tabla de la parte superior.

59

Problemas donde se involucran el pH Ejemplo 1: Calcule el pH de una solución en la que a 25°C, la concentración de iones H + es de 4.5 X 10 -7 N. Log 4.5 = 0.65 Solución: pH = -log [H +]

pH = -(log 4.5 x 10 -7) = - (-7+log4.5) = -(-7+0.65) pH = 6.35 solución ácida

REACCIONES OXIDO-REDUCCIÓN (transferencia de electrones) a) Proceso óxido reducción. Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y la otra pierde electrones. • La sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se llama Reducción. • La sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso se llama Oxidación. Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones b) Identificar reacciones de óxido reducción. Para identificar una reacción de óxido reducción (redox), es necesario verificar si el existe un cambio en los estados de oxidación (número de oxidación) de las sustancias involucradas en la reacción e identificar quien se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante). Concepto Se oxida Agente reductor Se reduce Agente oxidante

No. de oxidación Aumenta

Electrones Pierde

Disminuye

Gana

Ejemplo 1 De acuerdo con la siguiente reacción química, identificar cuál es el elemento que se oxida y cual el que se reduce: Cu + HNO3  I.

Cu(NO3)2 + NO + H2O

Obtener número de oxidación de cada elemento. Cu0 + H+1N+5O3-2

II.

Cu+2 (NO3)2-1+ N+2 O-2+ H2+1 O-2

Identificar si algún elemento tiene cambio de número de oxidación Cu0  Cu +2 se oxida N +5  N +2 se reduce 60

Por lo tanto: El agente oxidante es el N y el agente reductor es el Cu.

Química orgánica y bioquímica Química del carbono. El átomo de carbono es el constituyente de los compuestos orgánicos, se localiza en el grupo IVA, periodo 2 de la tabla periódica, número atómico 6 y masa atómica 12 uma, su configuración en el estado basal es: 12C 6

1s22s22p2

1s

2s

2px

2py

2pz

Sus números de oxidación son +4, -2, -4. Si el carbono mantuviera esta configuración se podrían formar solo compuestos divalentes, pero no se explica la formación de los compuestos orgánicos donde el carbono es tetravalente. La propiedad más importante del carbono es la habilidad de sus átomos para formar enlaces químicos entre sí y con una variedad de elementos, por medio de enlaces covalentes.

Tipos de enlace carbono-carbono estructura y modelos El carbono es un elemento representativo y es el único que sufre los tres tipos de hidratación que hay sp 3, sp2, sp; originando así, doble y triple covalencia respectivamente. Se llama hibridación a una mezcla de energías entre orbitales puros para dar otros nuevo, o bien un aspecto teórico para el arreglo de electrones de valencia. Las diferencias principales entre los compuestos orgánicos e inorgánicos se deben a variaciones en la composición, el tipo de enlace y las polaridades moleculares. Los compuestos orgánicos están formados por átomos de carbono con enlaces covalentes entre sí y con átomos de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre y halógenos.

Clasificación de cadenas en compuestos orgánicos El átomo de carbono debido a su tetravalencia puede formar moléculas grandes, se puede combinar de otros átomos de carbono formando cadenas de gran longitud. La longitud de la cadena de carbono determina la mayoría de sus propiedades físicas. Los compuestos con cadenas cortas son gases o líquidos con bajo punto de ebullición, los compuestos de cadenas medianas son líquidos y sólidos los que tienen cadenas largas.

61

La secuencia de carbonos enlazados en un compuesto orgánico se le llama cadena de carbonos, debido a ello se conocen millones de compuestos orgánicos. De acuerdo con la estructura de los esqueletos que constituyen los compuestos orgánicos, se clasifican en: Tipo de compuesto Características Acíclico Esqueleto de cadena abierta Cíclico Esqueleto de cadena cerrada Saturada Enlace simple entre átomos de carbono, se refiere a los hidrocarburos saturados o alcanos No saturado Presentan un doble o triple enlace entre átomos de carbono. Se refiere a los alquenos y alquinos respectivamente Homocíclico Esqueleto cerrado únicamente formado por átomos de carbono Heterocíclico Esqueleto cerrado, formado con algún átomo diferente al carbono. Lineal Esqueleto sin absorbencias o ramificaciones Arborescente Esqueleto con ramificaciones (radicales unidas a la cadena principal). Alicíclico Se deriva de compuestos alifáticos cíclicos o esqueletos cíclicos que no contiene un anillo bencénico Aromático Esqueleto cíclico de seis carbonos unidos mediante dobles y simples ligaduras alternadamente (benceno) Simple Se refiere a los esqueletos cíclicos sin arborescencias TIPOS DE FÓRMULAS DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS 

Fórmula molecular o condensada

Indica la cantidad y tipo de elementos que forman un compuesto orgánico C2H6 etano



Formula estructural semidesarrollada

Indica la secuencia de los enlaces sin mostrarlos todos. CH3 – CH3 etano 

Formula estructural desarrollada

Indica los enlaces de todos los átomos que forman el compuesto orgánico.

62

Etano 1. Alcanos, alquenos, alquinos y cíclicos  Alcanos o parafinas. Son Hidrocarburos saturados de cadena abierta con enlace sencillo C-C. Son inertes no reaccionan fácilmente a temperaturas ordinarias como los ácidos, álcalis u oxidantes. Fórmula general CnH2n+2. Los primeros cuatro alcanos llevan nombres comunes, a partir del quinto hidrocarburo se nombran de acuerdo a las reglas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada).

Alcanos arborescentes. Para nombrarlos es necesario considerar las siguientes reglas: Buscar la cadena más larga de carbonos, la cual dará el nombre principal del alcano. Numerar la cadena principal empezando por el extremo que tenga las absorbencias o ramificaciones más próximas Nombrar cada radical, indicando su posición con el número que corresponda al átomo de carbono al que se encuentra unido. Nombrar el compuesto con una sola palabra, y separar los nombres de los números con guiones y los números entre sí con comas. Si en una molécula se encuentra presente el mismo radical alquilo se indica con los prefijos di, tri, tetra, etcétera, unido al nombre de los radicales. Nombrar los radicales por orden alfabético o por complejidad estructural. 

-

63

-

Al final se nombra la cadena más larga con terminación ano, que hace referencia a que el compuesto es un alcano. Ejemplo:

Alquenos u olefinas. Son hidrocarburos insaturados de cadena abierta, doble enlace C = C. Son reactivos químicamente, accionan con los halógenos. Fórmula general H 2n Los nombres de éstos compuestos terminan en eno.

1 buteno 2 buteno 1 penteno 2 enteno

Cuando un alqueno presenta una absorbencia y una doble ligadura, tiene preferencia la doble ligadura. Si existen 2 o 3 dobles ligaduras en la cadena principal, la terminación eno cambia por dieno o trieno respectivamente y se indica con número la posición de ésas dobles ligaduras. Ejemplo:

64

Alquinos o acetilenos Hidrocarburos que contienen triple enlace C= C. son muy activos químicamente y no se presentan libres en la naturaleza. Fórmula general C nH2n-2. Si existen dos o más triples ligaduras en la cadena principal, la terminación ino cambia por dieno o trieno respectivamente y se indican con números la posición de esas dobles ligaduras. Los nombres de éstos compuestos terminan en ino.

1 butino 1 pentino 2 pentino



Cicloalcanos

Son aquellos compuestos de cadena cerrada, que poseen enlaces simples entre cada átomo de carbono, también se llaman alicíclicos. Los cicloalcanos se representan por medio de figuras geométricas.

También se pueden encontrar enlaces dobles en los compuestos cíclicos. c) Isomería estructural 

Isómeros. Son compuestos que tienen la misma fórmula condensada, pero diferente fórmula semi-desarrollada, es decir, compuestos con igual formula molecular, pero con diferentes propiedades.

65



Tipos de isomería

-

De cadena o estructural. Esta isomería la presentan principalmente los alcanos que tienen la misma fórmula condensada, pero que difieren en la forma en que están dispuestos sus átomos en la cadena. CH3 – CH – CH3

Isómeros de n-butano C 4H10

CH3 

De posición o lugar. Se presenta en los alquenos y alquinos y se debe al cambio de posición de la doble o triple ligadura.

Ejemplo: CH2 = CH2 -CH2 -CH3 1 buteno



CH3- CH =CH -CH3 2 buteno

Geométrica o cis-trans

En presencia de la doble ligadura impide la libre rotación de átomos de carbono en ese punto, lo que origina es isomería.

CH3

CH3

CH3

C=C H

H C=C

H

H

66

CH3



Óptica

Es aquella en la cual los compuestos orgánicos tiene el mismo orden de enlace de los átomos, pero diferente orden en el espacio, son imágenes espectaculares. Ejemplo: Ácido láctico C3H6O3



Funcional

Cuando se tiene la misma fórmula condensada que corresponde a diferentes grupos funcionales. Ejemplo: C2H6O

CH3-O-CH3

CH3-CH2-OH

Éter metílico

alcohol etílico

Grupo funcional. Es el átomo o grupo de átomos que definen la estructura de una clase particular de compuestos orgánicos y determina sus propiedades. Benceno El benceno fórmula C 6H6 es un compuesto raramente estable, debido a que se encuentran alterados enlaces sencillos y dobles; muchas sustancias se forman por la sustitución de hidrógeno del anillo bencénico por otro u otros grupos. Los compuestos que se derivan del benceno se llaman compuestos aromáticos, ejemplo:

67

Cuando aparecen más de un grupo sustituido en el anillo, se distinguen las posiciones en el anillo enumerando los carbonos. También puede utilizarse la siguiente notación:

Compuestos policíclicos y heterocíclicos Los compuestos policíclicos  son aquellos que tienen dos o más anillos y comparten carbonos entre sí, como el colesterol.

68

Los compuestos heterocíclicos Son aquellos de además de carbono contienen otro tipo de átomos en el anillo o anillos, como las bases nitrogenadas que se encuentran en el DNA y RNA.

Grupos funcionales: Para facilitar el estudio de la química del carbono, los compuestos se agrupan en grupos funcionales. Estos grupos engloban compuestos con estructuras similares y por lo tanto propiedades físicas y químicas muy parecidas. Los grupos funcionales son átomos o grupos de átomos unidos a cadenas de hidrocarburos alifáticas o aromáticas y es la zona de reactividad de las moléculas. Las reglas de nomenclatura de la  IUPAC para los compuestos con diferentes grupos funcionales son semejantes, sólo se tiene que tomar en consideración el o los grupos presentes en las moléculas para indicar cuál es el sustituyente de un grupo funcional.

69

Ejemplos:

Bioquímica Es la ciencia encargada del estudio de los compuestos que intervienen en los procesos biológicos y cambios que experimentan durante los procesos vitales. Carbohidratos.  Son compuestos orgánicos formados por carbono, hidrógeno y oxígeno; contienen aldehído o cetona y es polihidroxilado. A menudo se presentan como anillo; que se forma por la reacción intermolecular entre el grupo aldehído y los grupos  –OH.

70

Los carbohidratos son solubles en agua y constituyen la fuente principal de energía de las células. Son los más abundantes en la naturaleza y se encuentran en mayor medida en las plantas que en los animales ya que la mayoría de los carbohidratos son sintetizados por las plantas verdes, durante el proceso de fotosíntesis. Los edulcorantes a diferencia de los carbohidratos no proporcionan energía solo comunican un sabor dulce a las sustancias.

Los carbohidratos se clasifican en: 

Monosacáridos

Son azúcares simples, que a su vez se clasifican de acuerdo con el número de carbonos que contienen. Número de átomos de carbono 3 4 5 6 7

Nombre

Triosa Tetrosa Pentosa Hexosa Heptosa 71

Siendo los más importantes las pentosas y las hexosas. Entre las pentosas se encuentra la ribosa y la desoxirribosa, que forman parte del ácido ribonucleico (ARN) y del ácido desoxirribonucleico (ADN) respectivamente. Y entre las hexosas se hallan la fructuosa, la galactosa y la glucosa. La fructuosa y la galactosa se encuentran en frutas, miel y verduras. Aunque la galactosa rara vez se encuentra sola, ya que siempre se combina con otro monosacárido para formar parte de una molécula grande. La glucosa es glucosa es la azúcar producida por los vegetales por la fotosíntesis, es la única hexosa que se encuentra en grandes cantidades en los seres vivos; que es utilizada para obtener energía, se les conoce como azúcar de la sangre y también se encuentra en las uvas y en la miel.

Disacáridos. Disacáridos. Son carbohidratos que se forman por la unión de dos monosacáridos por medio de un enlace glucosídico y la eliminación de una molécula de agua. Los más comunes son: la sacarosa, la maltosa, y la lactosa. 

Sacarosa

Composición

nombre común

fuente

α- glucosa +

Azúcar de mesa

caña y remolacha

β- fructuosa

72

 α- maltosa

Composición

nombre común

α- glucosa + β- glucosa

Azúcar de malta



fuente germen de cebada

Lactosa

Composición

Nombre común

Glucosa + galactosa

Azúcar de leche

73

fuente Leche de mamífero



-



Polisacáridos. Son carbohidratos constituidos por la unión de muchos monosacáridos, generalmente con la glucosa. Algunos polisacáridos sirven de reservas alimenticias y otros son elementos estructurales de las paredes celulares vegetales, que se dividen en: Digeribles: almidón y glucógeno No dirigibles: celulosa, hemicelulosa y quitina.

Almidón. Formado por moléculas de glucosa, es producido por las plantas, sus enlaces son fáciles de romper y sirven de depósito para la glucosa, la cual se almacena en las plantas en forma de almidón y almidón y el los animales como glucógeno. glucógeno. Se almacena en tallos como la papa, en semillas como el frijol y trigo y en raíces como el camote. -

Celulosa. Formada Celulosa. Formada por moléculas de glucosa, sirven de sostén a las células vegetales por su rigidez. Sus unidades de glucosa se encuentran tan unidas que pocos organismos con capaces de separarlas con sus jugos gástricos. Los herbívoros como las ovejas, los caballos, el ganado cabruno y vacuno comen celulosa, esto se logra, gracias a la existencia de sus microorganismos en su aparato digestivo que se encarga de realizar esta tarea tarea de desdoblar desdoblar y digerir dichas moléculas.

-

Glucógeno. También llamado almidón animal, se almacena como carbohidrato en las células animales. Se forma en el hígado y músculos de animales mayores al igual que el almidón, los enlaces que mantienen unidas las moléculas de glucógeno son ideales para el almacenamiento de glucosa, de donde se puede obtener energía rápidamente.

Lípidos. Son compuestos formados por carbono, hidrógeno y oxígeno insolubles en agua, pero solubles en compuestos orgánicos se clasifican en:

74

Nombre Características Grasas neutras o Esteres del glicerol, con largas lípidos simples cadenas de ácidos carboxílicos. Se rompen por acción de las enzimas dando glicerol y ácidos grasos. Los glicéridos  glicéridos  resultan de la combinación de una molécula de glicerol o glicerina y tres moléculas de ácidos grasos. Los triglicéridos  triglicéridos  constituyen grasas o lípidos saturados en los animales y aceites o lípidos insaturados en los vegetales. Algunas de sus funciones son: servir de reserva, como aislante térmico y de protección. Fosfolípidos o Están formados por carbono, lípidos compuestos hidrogeno y oxígeno, pero además contienen fósforo y en ocasiones nitrógeno. Están integrados por dos moléculas de glicerina. Los fosfolípidos tienen una cabeza hidrofílica y una cola hidrofóbica. Esteroides y lípidos Son lípidos formados por cuatro derivados anillos: 3 de 6 átomos de carbono y 1 de 5.

Ejemplos Grasas o aceites

Son constituyentes básicos de las membranas celulares de los vegetales y animales, donde se regula la entrada y salida de sustancias.

El colesterol y las hormonas sexuales como la testosterona, progesterona, estradiol y cortisona

Proteínas. Están constituidos por carbono, hidrogeno oxígeno y nitrógeno, aunque algunas contienen azufre, fósforo o hierro. Son los compuestos más abundantes en la célula (71%). Su unidad básica son los aminoácidos (a-a), una proteína contiene varios cientos de aminoácidos. aminoácidos. Los aminoácidos están formados por carbono alfa, principalmente un átomo de hidrógeno, un grupo ácido, un grupo R y un grupo amino.

75

Los aminoácidos que el cuerpo humano no puede elaborar se conocen como esenciales y son: fenilalanina, leucina, valina, arginina, isoleucina, lisina, metionina, triptofano, treonina, e histidina.





Enlace peptídico. Se lleva a cabo entre el grupo amino, y el grupo carboxilo, para formar un grupo amida, el cual se rompe durante el proceso digestivo. La unión de varios aminoácidos forma un polipéptido de entre 6 y 50 aminoácidos. Si la cadena tiene más de 50 recibe el nombre de proteína.

Clasificación de las proteínas por su forma Nombre Fibrosas helicoidales Globulares

Funciones o Realizan funciones estructurales al formar parte de la piel, los músculos y los tendones. Como las enzimas y anticuerpos que participan en todo proceso vital.

Las proteínas también se puede clasificar por el nivel de organización que poseen en: -

Estructura primaria en la que se presenta una secuencia o sucesión específica de aminoácidos.

76

Estructura secundaria Es la configuración de la cadena de aminoácidos, formada por la unión de enlaces peptídicos a través de puentes de hidrógeno.

Estructura terciaria. En ella las proteínas se repliegan sobre sí mismas, dándole una apariencia globular.

77

Estructura cuaternaria. Está formada por enlace de dos o más proteínas globulares como la hemoglobina.

Las proteínas simples son las que solo contienen aminoácidos, como las albuminas o globulinas, mientras las conjugadas se forman con aminoácidos y otras moléculas como: azúcares, lípidos y metales. Entre las proteínas conjugadas están la glucoproteínas, lipoproteínas y metaloproteínas (hemoglobina), este grupo contiene el hierro, que le da el color rojo a la hemoglobina. Las proteínas son esenciales para la vida, porque desempeñas funciones básicas como:        

Estructurales como el colágeno y la elastina Catalizadoras como las enzimas Hormonales como la insulina y la oxitosina De defensa como los anticuepos Materiales contráctiles como la miosina Transporte como la hemoglobina Material de reserva como la albumina En la división celular los histosomas

Enzimas y catalizadores Las enzimas. Son proteínas que actúan como catalizadores biológicos, es decir aumenta la velocidad de las reacciones biológicas sin sufrir alteración, cada enzima es específica para una reacción química. Sustrato es la sustancia sobre la que actúa una enzima y después de la reacción química forman los productos. El nombre de la mayoría de las enzimas se basa en el sustrato (con teminación asa), por ejemplo la sacarasa (de sacarosa), la lipasa (de lípidos), la lactasa (de la lactosa). Sin embargo existen enzimas constituidas totalmente por fracciones de proteínas y otras las holoenzimas que contienen además un compuesto no proteico llamado cofactor, que 78

debe actuar para que la enzima funcione. Los cofactores son iones metálicos, (como Fe, K, Cu, Mg y otros) o moléculas orgánicas como: algunas vitaminas, NADP (nicotinamidaadenina-dinucleótido), fosfato y otros que reciben el nombre de coenzimas. El mecanismo de acción de las enzimas, consiste en disminuir la energía de activación necesaria para que se lleve a cabo una reacción química. La velocidad de una reacción enzimática está relacionada con la temperatura, que al incrementarse aumenta la velocidad de reacción; el pH  ya que las enzimas actúan de manera más eficiente en un pH neutro y la concentración de enzimas y sustrato, de tal manera que al aumentar la concentración de enzimas o sustrato, se incrementa la velocidad de la reacción hasta llegar a un nivel de saturación. En la configuración espacial de una enzima se localizan ciertas regiones llamadas grupos activos, los cuales se une transitoriamente al sustrato formando un complejo enzimasustrato reversible.

Ácidos nucleicos. Son grandes moléculas constituidas por la unión de monómeros, llamados nucleótidos. Los ácidos nucleicos tienen al menos dos funciones: trasmitir las características hereditarias de una generación a la siguiente y dirigir la síntesis de proteínas específicas. Tanto la molécula de ARN como la molécula de ADN tienen una estructura de forma helicoidal. Las siguientes figuras representan nucleótidos:

79

Las bases nitrogenadas son diferentes, existen 5 tipos: 2 llamadas púricas: adenina (A)guanina (G) y 3 llamadas pirimídicas: timina (T), citosina (C) y uracilo (U).

80