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Carrera: “Curso de Apoyo para el Ingreso a los Institutos de Formación del Ejército Argentino CMN LE” Materia

Elementos Básicos de las Ciencias Exactas

Índice

Materia: “Elementos básicos de las Ciencias Exactas”

Introducción de la Materia Objetivos de la Materia Esquema de la Materia Bibliografía

Unidad Didáctica 1: “Operaciones Básicas de Matemáticas”

Introducción Objetivos Organizador de Contenidos Contenidos “Razones y Proporciones” “Media Aritmética” Resumen Actividades (Respuestas) Autoevaluación Autoevaluación (Respuestas)

Unidad Didáctica 2: “Elementos Básicos de la Física”

Introducción Objetivos Organizador de Contenidos Contenidos “Magnitudes” “Fuerzas” “Principio de masa” “Presión” “Fluidos” “Volumen Molar” “Ecuaciones Químicas (Estequiometria – Repaso)” “Reactivo limitante” “Teoría cinética de los gases” “Ecuación del gas ideal” “Leyes de los gases” “Concentración” Resumen Actividades (Respuestas) Autoevaluación Autoevaluación (Respuestas)

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Unidad Didáctica 3: “Elementos Básicos de la Química”

Introducción Objetivos Organizador de Contenidos

Contenidos “Teoría atómica” “Principio molecular de Avogadro” “Elemento químico” “Tabla periódica de los elementos” “Cuerpo, Materia, Sustancia” “Sistemas materiales” “Reacciones químicas” “Uniones químicas” “Formación de compuestos inorgánicos” “Ajuste o balanceo de ecuaciones” “Cantidad de sustancia” “Constante de Avogadro” “Masa molar”

Resumen Actividades Actividades (Respuestas) Autoevaluación Autoevaluación (Respuestas)

Unidad Didáctica 4: “Soluciones”

Introducción Objetivos Organizador de Contenidos Contenidos “Soluciones” “Soluciones sólidas” “Soluciones líquidas” “Soluciones gaseosas” “Soluto y solvente” “Solución diluida, concentrada, saturada y sobresaturada” “Concentración de una solución” “Soluciones gaseosas” “Dilución” Resumen Actividades Actividades (Respuestas) Autoevaluación Autoevaluación (Respuestas)

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Unidad Didáctica 5: “Ácidos y bases”

Introducción Objetivos Organizador de Contenidos Contenidos “Uniones químicas - repaso” “Los Catalizadores químicos” “Ácido-Base” “Equilibrio químico” “Concepto de pH” “Teoría de Bronsted – Lowry” “Medición de pH” “Equilibrio iónico” “Concepto de Ka y Kb” Resumen Actividades Actividades (Respuestas) Autoevaluación Autoevaluación (Respuestas)

Unidad Didáctica 6: “Química Orgánica”

Introducción Objetivos Organizador de Contenidos Contenidos “Importancia de la química orgánica” “Principales compuestos de la química orgánica” “Biomoléculas” “Combustión” Resumen Actividades (Respuestas) Autoevaluación Autoevaluación (Respuestas)

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Introducción a la materia El aprendizaje de la Química, además de aportar conocimientos indispensables para comprender los asombrosos cambios que se producen a nuestro alrededor, permite el desarrollo de destrezas, hábitos y habilidades intelectuales necesarias para la formación integral de las personas. La Química forma parte de la vida de todos los hombres. A medida que se incrementa el uso de la tecnología (la aplicación de la ciencia) y nuestra dependencia a ella, los conceptos científicos y sus consecuencias intervendrán cada vez más en la vida de individuos, comunidades y naciones. Como ciudadanos es nuestro deber tomar decisiones respecto a la problemática en la que intervienen factores químicos, para lo que es necesario dominar dichos conceptos.

Todos los días entramos en contacto con el cambio químico o con materiales útiles que se obtuvieron gracias al conocimiento de esta ciencia.

En esta guía no nos vamos a limitar a la simple memorización de símbolos, reacciones, nombres y fórmulas, sino que vamos a aprender más que eso. Es verdad que cierta memorización es necesaria, pero lo importante es adquirir conceptos y estrategias para comenzar a razonar y así a comprender.

Vamos a tratar también de responder a varios interrogantes habituales como: ¿de qué están hechas las sustancias?, ¿cómo actúan e interactúan unas con otras?, ¿qué funciones desempeñan en los seres vivos?, ¿cómo se las nombra? etc. La Química se ocupa de los alimentos, las telas de la vestimenta, las rocas, los medicamentos, procesos vitales… en síntesis: de todos los materiales. Para finalizar citaremos un párrafo de Albert Einstein:

“La mayoría de las ideas

fundamentales de la ciencia son esencialmente sencillas y, por regla general, pueden ser expresadas en

un lenguaje comprensible y accesible para todos.”

Albert Einstein

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Objetivos de la Materia

Utilizar conceptos científicos e integrar valores y saberes para adoptar decisiones responsables en la vida cotidiana.

Conocer los principales conceptos, hipótesis y teorías científicas y ser capaz de aplicarlos. Utilizar el vocabulario específico de la materia.

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Bibliografía de la Materia Materia : “Elementos Básicos de las Ciencias Exactas” IMPORTANTE: La bibliografía propuesta no es obligatoria sino de consulta. La guía de estudios desarrolla todos los temas propuestos en el programa de ingreso al CMN.

Bibliografía General de la Materia:

- Whitten-Davis-Peck. Química General. Ed. Mc Graw Hill - García Riviere. Química Inorgánica y Orgánica. Ed. Troquel - Héctor Fernandez Serventi. Química General e Inorgánica. Ed Losada - Irenej Lypynskyj. Química General. Ediciones Científicas y Técnicas.

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Esquema de la Materia

Unidad Didáctica 1: “Operaciones Básicas de Matemáticas”

Unidad Didáctica 2: “Elementos Básicos de Física”

Unidad Didáctica 3: “Elementos Básicos de la Química”

Unidad Didáctica 4: “Soluciones”

Unidad Didáctica 5: “Ácidos y Bases”

Unidad Didáctica 6: “Química Orgánica”

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Materia: “Elementos Básicos de Cs Exactas” Unidad Didáctica 1

Operaciones Básicas de Matemáticas

Introducción

En este módulo veremos las operaciones básicas de la matemática, usando los números reales en distintas operaciones como: razones y proporciones, porcentaje y media aritmética para usarlos en la resolución de diversos problemas de física y de química.

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Objetivos

Que el alumno sea capaz de:

Demostrar habilidad en la solución de problemas y ejercicios empleando conocimientos sobre las operaciones básicas matemáticas, relacionadas con los de Física y Química.

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Organizador de Contenidos

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Contenidos

RAZONES Y PROPORCIONES

RAZÓN O RELACIÓN Razón o Relación de dos cantidades es el resultado de comparar dos cantidades. Dos cantidades pueden compararse de dos maneras: Hallando en cuánto excede una a la otra, es decir, restándolas, o hallando cuántas veces contiene una a la otra, es decir, dividiéndolas. De aquí que haya dos clases de razones: razón aritmética o diferencia y razón geométrica o por cociente. PROPIEDADES DE LAS RAZONES GEOMÉTRICAS O POR COCIENTE Como la razón geométrica o por cociente de dos cantidades no es más que una división indicada, las propiedades de las razones geométricas serán,(se llama antecedente al numerador de la razón y consecuente al denominador):

1. Si el antecedente de una razón geométrica se multiplica o divide por un número, la razón queda multiplicada o dividida por ese número.

2. Si el consecuente de una razón geométrica se multiplica o divide por un número, la razón queda dividida en el primer caso y multiplicada en el segundo por ese mismo número.

3. Si el antecedente y el consecuente de una razón geométrica se multiplican o dividen por un mismo número, la razón no varía.

Recuerde que:

En la proporción, el producto de los extremos es igual al producto de los medios; a y d son extremos; b y c son medios.

. .

5 10 5.8 4.10 40 404 8 y c son antecedentes; b y d son consecuentes.

. .

. .

a c a d b cb d

aa c a d b cb d

a c a d b cb d

= ⇒ =

= ⇒ = ⇒ =

⟩ ⇒ ⟩

⟨ ⇒ ⟨

Ejemplo:1) En un país americano, el impuesto local es de 6 centavos por cada peso. ¿Cuál es el precio de un producto si el impuesto es de 51 centavos? Es un problema de regla de tres simple directa.

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6 511

6 . 51 .1

51 .16

8,5

centavos centavospeso x

centavos x centavos peso

centavos peso xcentavos

pesos x

=

=

=

=

2) Tres canillas llenan un tanque en 15 horas ¿Cuánto tardará en llenarse el mismo tanque si se abren dos canillas más? Este es un problema de regla de tres simple inversa.

xhshs

xchchsx

cc

xhschsc

==

=⇒=

→→

95

15.3

.515.3155

35

153

Como es inversa se coloca 15x

3) El precio de la nafta es directamente proporcional a la cantidad de litros vendidos. Si 20 litros son vendidos a $15 a) ¿Cuál será el precio de 30 litros? b) ¿Cuál es la constante de proporcionalidad? a) Este es un problema de regla de tres simple directa.

5,22$20

15$30

15.$30.2015$302030

15$20

==

=⇒=

→→

x

lxlxl

lxl

l

Como es directa se colocax

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PORCENTAJES 1) También podemos utilizar las proporciones para calcular porcentajes. Observe el siguiente problema: Al principio, una camisa costaba $20, luego estuvo en oferta con un 15% de descuento y después se volvió a rebajar un 45% más, ¿Cuál es el precio final de la camisa?

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3$100

15.$2020$

15$100$

==

→→

x

x

También se puede plantear de otra forma

3$100

20.$15%15

20$%100

==

→→

x

x

El nuevo precio es $20 - $3 = $17 Sobre ese precio, ahora tenemos un descuento del 45%

65,7$100

45.$1717$

45$100$

==

→→

x

x

En definitiva debe pagar $17- $7,65 = $9,35 Recuerde que

Cuando nos hablan de aumento de precio o que nos cobran un determinado porcentaje de interés se debe sumar esa cifra al precio, en el problema anterior de descuento se resta ese porcentaje al precio.

2) Calcule la cantidad necesaria de sulfato amónico [SO4(NH4)2] para obtener 500 cc de una disolución amoniacal que contenga el 20 % de amoniaco [NH3]. Para calcular la cantidad necesaria de sulfato amónico con el que obtener 500 cc de una disolución amoniacal que contenga el 20 % de amoniaco, calculamos en primer lugar los gramos de amoníaco que debemos aportar para preparar 500 cc de una disolución amoniacal al 20 %. Tendremos:

Si 100 gramos de disolución contienen 20 gramos de amoníaco 500 gramos deberán contener……….. X gramos de amoníaco =100g Si 34 g de amoniaco se obtienen con 132 g de sulfato amónico 100 g de amoniaco se obtendrán con…X g de sulfato amónico. =388,235g

. 132g se sacan de la tabla periódica

3) Si tenemos una disolución de sal en agua al 25 %. ¿Qué cantidad de agua (disolvente) tenemos? ¿Y qué cantidad de sal (masa de soluto)?

C = 25 % Masa soluto=? Masa disolución =100 g Masa disolvente =? (Concentración)

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Masa soluto = (25 . 100) / 100 = 25 g de soluto Masa disolución – masa soluto = masa disolvente (agua) 100 – 25 = 75 g de agua

4) ¿Qué cantidad de sal y agua tenemos en una disolución al 15 % de masa? C = 15 % Masa soluto=? Masa disolución =100 g Masa disolvente =? (Concentración) Masa soluto = (15 . 100) / 100 = 15 g de soluto Masa disolución – Masa soluto = Masa disolvente (agua) 100 – 15 = 85 g de agua

En la parte de concentraciones hay más problemas aplicando porcentajes

MEDIA ARITMÉTICA

La media aritmética es el promedio de un conjunto de números, a1, a2, a3, . . ., an, obtenida sumando todos los números y dividiéndola entre n.

(media aritmética) = (a1+a2+a3+. . . +an)/n

Esta es una manera de encontrar un valor representativo de un conjunto de números.

• Error absoluto. Es la diferencia entre el valor de la medida y el valor tomado como exacto. Puede ser positivo o negativo, según si la medida es superior al valor real o inferior (la resta sale positiva o negativa). Tiene unidades, las mismas que las de la medida.

• Error relativo. Es el cociente (la división) entre el error absoluto y el valor exacto. Si se multiplica por 100 se obtiene el tanto por ciento (%) de error. Al igual que el error absoluto puede ser positivo o negativo (según lo sea el error absoluto) porque puede ser por exceso o por defecto. no tiene unidades.

Las reglas que vamos a adoptar en el cálculo con datos experimentales son las siguientes:

• Una medida se debería repetir tres ó cuatro veces para intentar neutralizar el error accidental.

• Se tomará como valor real (que se acerca al valor exacto) la media aritmética simple de los resultados.

• El error absoluto de cada medida será la diferencia entre cada una de las medidas y ese valor tomado como exacto (la media aritmética).

• El error relativo de cada medida será el error absoluto de la misma dividido por el valor tomado como exacto (la media aritmética).

Ejemplo: Medidas de tiempo de un recorrido efectuadas por diferentes alumnos: 3,01 s; 3,11 s; 3,20 s; 3,15 s

1. Valor que se considera exacto:

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2. Errores absoluto y relativo de cada medida:

Medidas Errores absolutos Errores relativos 3,01 s 3,01 - 3,12 = - 0,11 s -0,11 / 3,12 = - 0,036 (- 3,6%) 3,11 s 3,11 -3,12 = - 0,01 s -0,01 / 3,12 = - 0,003 (- 0,3%) 3,20 s 3,20 -3,12 = + 0,08 s +0,08 / 3,12 = + 0,026 (+ 2,6%) 3,15 s 3,15 - 3,12 = + 0,03 s +0,03 / 3,12 = + 0,010 (+ 1,0%)

Actividad 1: Una vez leído el tema, realice las siguientes actividades. Recuerde que las respuestas las encontrará en la parte final del módulo, en el apartado “Actividades (Respuestas)”. Ejercicio 1:

Si un ciclista recorre 500m en 2 minutos, ¿qué tiempo tardará en recorrer 4.500 metros?

Ejercicio 2: Un maratonista recorre 800m a una velocidad de 7 m/s ¿Cuánto recorrerá a una velocidad de 12 m/s?

Ejercicio 3: Un gas ocupa un vol de 15 l, en CNPT, ¿Qué volumen ocupará si se aumenta el volumen en un 25 %?

Ejercicio 4: El peso de un cubo de hierro es de 120 kg ¿Cuánto pesará si disminuyo su volumen en un 45 %?

Ejercicio 5: Un móvil tiene una velocidad de 25 km/h, luego la aumenta a 50 km/h y por último la disminuye a 18 km/h. Calcular la velocidad promedio.

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Resumen Las operaciones básicas de matemáticas son una herramienta para poder resolver las actividades propuestas en este módulo. La utilización de números reales para el buen manejo de razones/ proporciones, porcentaje y media aritmética será de gran ayuda para resolver situaciones en las que se involucran magnitudes físicas y químicas.

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Actividades (Respuestas) Actividad 1:

Ejercicio 1: Si un ciclista recorre 500m en 2 minutos, ¿qué tiempo tardará en recorrer 4.500 metros? Respuesta

500 m____________ 2 min 4.500m_____________ X 18 min

Resultado: 18 min

Ejercicio 2: Un maratonista recorre 800m a una velocidad de 7 m/s ¿Cuánto recorrerá a una velocidad de 12 m/s?

Respuesta

7m/s______________800m 14 m/s______________ 1600m

Resultado: 1600 m

Ejercicio 3: Un gas ocupa un vol de 15 l, en CNPT, ¿Qué volumen ocupará si se aumenta el volumen en un 25 %?

Respuesta

100%_____________15 l 25%_____________ 3,75 l 15l + 3,75 l = 18,75 l

Resultado:18,75 l

Ejercicio 4: El peso de un cubo de hierro es de 120 kg ¿Cuánto pesará si disminuyo su volumen en un 45 %? Respuesta

100%_____________120kg 45 %_____________ 54 kg 120 kg – 54 kg = 66kg

Resultado:66 kg

Ejercicio 5: Un móvil tiene una velocidad de 25 km/h, luego la aumenta a 50 km/h y por último la disminuye a 18 km/h. Calcular la velocidad promedio. Respuesta

25 km/h +50 km/h + 18 km/h ------------------------------------- = 93 km/h 2

45 min + 25 min + 50 min _______________________ = 40 min 3

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45 min + 25 min + 50 min _______________________ = 40 min 3

Resultado = 40 min = 40 min: 93 km/h

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Autoevaluación 1. Si un automovilista recorre 250 km en 3,5 horas, ¿qué tiempo tardará en recorrer

580.000 metros?

2. El capacidad de un tonel es de 125 l ¿Cuánto líquido tengo que volcar en el para llenarlo en un 80%?

3. Calcular el tiempo promedio que tarda un móvil en recorrer su camino si los primeros 100 km los hizo en 45 min, los segundos 100 en 25 min y los terceros 100 km en 50 min.

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Autoevaluación (Respuestas)

1. Si un automovilista recorre 250 km en 3,5 horas, ¿qué tiempo tardará en recorrer 580.000 metros?

Respuesta

580.000m =580 km 250 km____________ 3,5 h 580 km_____________ X = 8,12 h

Resultado: 8,12 h

2. El capacidad de un tonel es de 125 l ¿Cuánto líquido tengo que volcar en el para llenarlo en un 80%? Respuesta

100%_____________125 l 80%_____________ 100 l

Resultado 100 l

3. Calcular el tiempo promedio que tarda un móvil en recorrer su camino si los primeros 100 km los hizo en 45 min, los segundos 100 en 25 min y los terceros 100 km en 50 min. Respuesta

45 min + 25 min + 50 min _______________________ = 40 min 3

Resultado = 40 min

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Elementos Básicos de Física

Introducción

En este módulo veremos el tema magnitudes, y usaremos el SIMELA (Sistema Métrico Legal Argentino) en distintas operaciones. Diferenciaremos las magnitudes escalares de las vectoriales, dentro de estas últimas incorporaremos el concepto de fuerzas y de presión. Además se incorporará el concepto de gases, usando magnitudes como presión temperatura y volumen para entender la teoría cinética de los gases.

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Objetivos

Que el alumno sea capaz de:

Demostrar habilidades en el uso de magnitudes físicas.

Reconocer las características de una fuerza

Reconocer las características principales de los gases.

Conocer los conceptos relacionados con las leyes y ecuaciones de los gases

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Contenidos

MAGNITUDES

Una magnitud física es una propiedad o cualidad medible de un sistema físico. Las magnitudes físicas se miden usando un patrón principal de longitud es el metro en el Sistema Internacional de Medidas (SIM). Están relacionadas con la medición de longitudes, áreas, volúmenes, masas, patrón, tiempo, la carga eléctrica, la densidad, la temperatura, la velocidad, etc. Magnitudes escalares: son aquellas que quedan completamente definidas por un número y las unidades utilizadas para su medida .Podemos decir que poseen un módulo, pero que carecen de dirección. Como ejemplos tenemos: temperatura, tiempo, masa, energía, intensidad de corriente eléctrica, superficie, volumen, densidad, frecuencia, potencia,

Las magnitudes vectoriales: son aquellas que quedan caracterizadas por una cantidad (intensidad o módulo), una dirección y un sentido, o sea un vector, que se representa mediante un segmento orientado. Ejemplos de estas magnitudes son: la velocidad, la aceleración, la fuerza, el campo eléctrico, la presión

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http://johananarvaeztuiran.blogspot.com/



MEDIDAS DE CAPACIDAD

MEDIDAS DE CAPACIDAD: LA UNIDAD ES EL LITRO

Nombres Mirialitros Kilolitros Hectolitros Decalitros LITRO Decilitro Centilitro mililitro

Símbolos mal kl hl dal L o l dl cl ml

Equivalencia a LITROS 10000 litros 1000 litros 100 litros 10 litros 1 litro 0.1 litros 0.01 litros 0.001 litros

20 litros = 2000 centilitros Otros ejemplos: 324 mililitros = 0,324 litros 52 decilitros = 5,2 litros Es bueno aclarar que 1 litro equivale a 1000 cm3

MEDIDAS DE PESO

MEDIDAS DE PESO: UNIDADES KILOGRAMO Y GRAMO

Nombres Abreviaturas Equivalencias a Kilogramos y gramos

Tonelada Métrica Quintal Métrico Kilogramo Hectogramo Decagramo Gramo Decigramo Centigramo Miligramo

tm qm kg hg dg g dg cg mg

1000 kilos 100 kilos

1000gramos 100gramos 10gramos 1gramos

0.1gramos 0.01gramos

0.001gramos

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MEDIDAS DE LONGITUD

20 m a cm = 2000 cm (2 lugares a la derecha) 30 km a hm = 300 hm (1 lugar a la derecha) 2450 cm a km = 0,0245 km (5 lugares a la izquierda) 35.6 dm a km = 0,00356 Km (4 lugares a la izquierda) MEDIDAS DE ÁREA O SUPERFICIE

Para pasar de una unidad de área o superficie se deben correr los lugares de “2 en 2”. 20 m2 a cm2 = 200000 cm2 (4 lugares a la derecha) 3,4 dm2 a mm2 = 34000 mm2 (4 lugares a la derecha) 56 cm2 a m2 = 0,0056 m2 (4 lugares a la izquierda) 85 dm3 a cm3 = 85000 cm3 (3 lugares a la derecha) 720 cm3 a 0,72 dm3 (3 lugares a la izquierda)

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http://clasedequintobcapitantrevilla2011.blogspot.com/2012_03_01_archive.html

http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&source=images&cd=&cad=rja&docid=16GXLXjP09_qnM&tbnid=rlXdr1XcvDibHM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2F64.76.188.122%3A81%2Fcatedradata%2F0%2FRelacion_entre_unidades_de_medida%2FRelacion_entre_unidades_de_medida.html&ei=y8q0Uav5FuKZjAKAioHABw&bvm=bv.47534661,d.cGE&psig=AFQjCNGODqiKiFg_c_ZF9b3hT7VB-dhv5Q&ust=1370888942293276



MEDIDAS DE VOLUMEN

Para pasar de una unidad de volumen a otra se deben correr los lugares de 3 en 3.

Si tenemos que llevar 2346 cm a dam= 2,346 dam Cuando el número no tiene coma se empieza a contar desde el final del número, en este caso el 6 es cm. Km hm dam m dm cm mm 2, 3 4 6 Si tengo un número con coma, empiezo a contar desde ese lugar y se corre la coma hacia la derecha o izquierda de acuerdo al lugar donde deba llegar. Ejemplo: 2,346 dam a km es 0,02346km, empiezo a contar desde el 2 que tiene la coma, 2 es dam, en este caso tengo que ir hacia la izquierda, porque km está a la izquierda de dam, 0 para hm y 0 con coma para km. 2,346 dam a m, voy hacia la derecha 1 lugar a partir del 2, o sea el 2 es dam, 3 es m, entonces queda: 23,46m

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http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&source=images&cd=&cad=rja&docid=HeItJ9_sQYqvoM&tbnid=AxqHlgY2YB_jpM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fwww.escolares.net%2Fmatematicas%2Funidades-de-volumen-y-capacidad%2F&ei=ecm0UfihOKztiQLi1YGQDw&bvm=bv.47534661,d.cGE&psig=AFQjCNGODqiKiFg_c_ZF9b3hT7VB-dhv5Q&ust=1370888942293276

http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&source=images&cd=&cad=rja&docid=FWpf1_h7ZPvXPM&tbnid=hqBC8ksbF0WZDM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fmatematica.laguia2000.com%2Fgeneral%2Funidades-de-medida&ei=kcy0UfvpI6LMiQKPq4HoDA&bvm=bv.47534661,d.cGE&psig=AFQjCNH3d-zJaENW-pGEA_gboEKRs-9_ow&ust=1370889740849680



Practique reducciones a) 5,698 km a cm b) 10,927 m a hm c) 2,375 cm a dam d) 0,322 dm a mm e) 28 dm a km f) 28 m a cm

Respuestas:

a) 569800cm b) 0,10927hm c) 0,002375dam d) 32,2 mm e) 0,0028 km f) 2800 cm

Actividad 1: Una vez leído el tema, realice las siguientes actividades. Recuerde que las respuestas las encontrará en la parte final del módulo, en el apartado “Actividades (Respuestas)”.

Selecciona en cada caso la respuesta correcta:

Ejercicio 1: Selecciona en cada caso la respuesta correcta:

a) La cuarta parte en centímetros de 20 m es:

1) ___ 50 cm

2) ___ 500 cm

3) ___ 5 m

4) ___ 50 cm

b) 1700 m equivale a:

1) __ 1 km 7 m

2) __ 1 km 70 m

3) __ 170 dam

4) __1 km 700 m

Ejercicio 2: ¿Cuántos Hm son 28.000.000 cm?

a) 2.8 b) 28 c) 280 d) 2.800 e) 28.000

Ejercicio 3:

Si el ancho de un rectángulo es la mitad del largo, y el largo es 8cm, ¿Cuál es su área?

a) 0.64 dm2 b) 3.200 mm2 c) 128 cm2 d) 1.280.000 m2 e) 32m2

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Ejercicio 4: El perímetro del triángulo que se muestra en la figura es:

a) ____ 141 cm b) ____ 14.1 cm c) ____ 1.41 cm d) ____14.1 dm

Ejercicio 5:

¿Cuánto cuestan 15.2 m de tela si el dm se vende a 1.25 pesos? Ejercicio 6:

Un terreno para pastar, de forma cuadrada, tiene 305 dm de lado. Si se quiere cercar con cinco pelos de alambre. ¿Cuántos metros de alambre se necesitarán?

a) ____ 122 m

b) ____ 6 100 m2

c) ____ 610 m

d) ____ 930.25 m2

¿Qué superficie ocupa el terreno destinado a pastar? Ejercicio 7:

La capacidad de 2.5 m3 expresada en litros es:

a) 25.000 b) 2.500 C) 250 D) 25 e) 2,5 Ejercicio 8:

¿Cuántos minutos son 926 s ?

A) 9.26 min B) 9 MIN 26 s C) 15.4 min D) 15 min 26 s E) ninguna

FUERZAS Estática: es el estudio de las fuerzas cuando están en equilibrio. Fuerza: Sabemos que para sostener un cuerpo debemos hacer un esfuerzo, al que llamamos "fuerza" y admitimos que esa fuerza tiene por objetivo equilibrar la que ejerce el cuerpo como consecuencia de su peso.

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http://www.monografias.com/trabajos11/tebas/tebas.shtml



Si pegamos a un objeto delicadamente hacemos menos fuerza que si le pegamos con rabia, la cantidad de una fuerza varía. El módulo indica solamente la cantidad de fuerza que se hace sin importar el sentido que ella tenga. Entonces, los elementos que encontramos en una fuerza son: "Dirección, sentido y módulo." El módulo se determina usando una escala.

Unidades en los tres sistemas.

MAGNITUDES M.K.S. (SIMELA) C.G.S. TECNICO

MASA kg g u.t.m. ACELERACIÓN m/s2 cm/s2 m/s2 FUERZA N dyn kgf TIEMPO s s s

Nota:

Kgf es kilogramo fuerza, en algunos libros encuentras kg con una flecha encima o Kgr.

N = kg . m/s2 dyn = g . cm/s2 kg = u.t.m. . m/s2

Fuerzas colineales: llevan ese nombre las fuerzas que poseen igual dirección pero no necesariamente el mismo sentido.

Según dirección y sentido podemos clasificar a los sistemas de fuerzas en: a) Composición de vectores con la misma recta de acción (colineales) y sentidos opuestos.

La resultante de estos vectores tiene las siguientes características: Recta de acción: la de las componentes. Sentido: el de la componente mayor. Medida: la diferencia de las medidas de las componentes. Punto de aplicación: cualquiera de los de su recta de acción.

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Un cuerpo sometido a dos fuerzas iguales, pero de sentido contrario están en equilibrio, cuando su resultante es 0.

b) Cuando los vectores son colineales, de igual sentido.

Recta de acción: la de las componentes. Sentido: el mismo sentido de las fuerzas dadas Medida: la suma de las medidas de las componentes. Punto de aplicación: cualquiera de los de su recta de acción.

c) Para componer fuerzas concurrentes en un punto se utiliza el método del paralelogramo.

Para hallar la resultante se siguen estos pasos: 1.- Trazá las rectas paralelas a cada fuerza, por sus extremos (con líneas punteadas ) 2.- Uní con una línea el punto de intersección de las paralelas y el punto de origen de las fuerzas. (Esa es la resultante, no olvidés que es una fuerza por consiguiente un vector) 3.- Calculá el valor de la resultante.


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Ejercicio 1: Si dos chicos juegan una cinchada; el de la izquierda tira con una fuerza de 20N, el de la derecha con una fuerza de 30N. Hallá gráficamente la resultante, recordá que debés hacer una escala, que puede ser 1cm para representar 10N. Las fuerzas se restan porque están en distinto sentido. Gráficamente es similar al gráfico 1 mostrado anteriormente.

Ejercicio 2:

Un caballo tira de un carro con una fuerza de 100N, mientras que el carrero lo empuja con una fuerza de 50N. Hallá la resultante.

Acá debemos sumar las fuerzas porque están en el mismo sentido.

Ejercicio 3: Mediante sogas, dos chicos tiran de un carro con fuerzas de 20N las dos, que forman entre sí un ángulo de 1200. Calculá gráficamente la resultante, consultá la regla del paralelogramo en la bibliografía. Para hacerlo analíticamente debés usar la siguiente fórmula. R2 = F2 + F’2 + 2. F. F’. cosFF’ o sea cos del ángulo que forman las dos fuerzas. Los resultados de la forma analítica y gráfica deben coincidir.

Ejercicio 4: Hallá la resultante de dos fuerzas F= 6N y F’ = 8N, que forman entre sí un ángulo de 90º.

Ejercicio 5: Hallá la resultante de estas fuerzas si el ángulo es de 30º, 150º, 0º

Ejercicio 6:

Calculá la resultante de estas Fuerzas.

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PRINCIPIO DE MASA

La masa no es lo mismo que el peso.

En la mayoría de los casos, la gente confunde la masa con el peso. Decimos que algo tiene mucha materia si es muy pesado. Esto se debe a que estamos acostumbrados a medir la cantidad de materia que contiene un objeto por medio de la fuerza gravitacional que la Tierra ejerce sobre él. Pero la masa es algo más fundamental que el peso; la masa mide la cantidad de material que contiene un objeto. Sólo depende del número y del tipo de átomos que lo componen. El peso es una medida de la fuerza gravitacional que actúa sobre dicho material, y sólo depende de la ubicación del objeto. La cantidad de materia de una roca dada es igual, ya sea que la roca esté en la Tierra, en la Luna o en espacio exterior. Por lo tanto, su masa es la misma en cualquiera de estos lugares. Pero el peso de la roca sería muy distinto en la Tierra y en la Luna, y aún más en el espacio exterior si la roca se encuentra lejos de cualquier fuente de gravitación. En la superficie de la Luna el peso es de sólo una sexta parte de su peso en la Tierra. Esto se debe a que la fuerza gravitacional en la Luna es seis veces menor que en la Tierra. Si la roca se encontrase en una región del espacio en la que no actuara la gravedad, su peso sería cero. Su masa, por otro lado, sería distinta de cero. La masa y el peso son proporcionales pero no iguales. La masa tiene que ver con la cantidad de materia de un objeto. El peso tiene que ver con la intensidad de la fuerza gravitacional que se ejerce sobre el objeto.

De la fórmula F = m . a tendremos la fuerza peso P = m . g

La fórmula de la fuerza de atracción gravitacional es: 2

'.rmmGF =

MAGNITUDES M. K.S.(SIMELA) C.G.S. TECNICO

MASA kg g u.t.m. ACELERACIÓN m/sg2 cm/sg2 m/sg2

FUERZA N dyn kgf

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Transformar 20 N (Newton) a kgf (Kilogramo fuerza).

9,8 N ____________ 1 kgf

20 N ____________ ?

En este caso 1 Kg fuerza equivale a 9,8N. Por lo tanto: Dividimos a los 20 N por 9,8 N y queda eliminada la unidad N (Newton).


Ejercicio 1: ¿Cuál es la fuerza aplicada a un cuerpo cuya masa es de 30kg y adquiere una aceleración de 3m/sg2? Expresá el resultado en los tres sistemas.

Ejercicio 2: Una masa en reposo, de 250g, adquiere una velocidad de 20m/s al cabo de 6sg que se le ha aplicado una fuerza. Calculá ésta y la aceleración.

PRESIÓN Presión es una magnitud vectorial que relaciona la fuerza con la superficie sobre la cual actúa, o sea la fuerza que actúa sobre una superficie. Cuando sobre una superficie plana de área A se aplica una fuerza F, la presión P viene dada de la siguiente forma:

Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa)

Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro de mercurio (mm Hg) que representa una presión equivalente al peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está

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relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura. En este caso la fuerza es el peso (m·g) de la columna de mercurio sobre la unidad de superficie por lo que

P = m·g/S

Como la masa puede expresarse como el producto de la densidad por el volumen (m = d·V), y reemplazando queda:

P = d·V·g/S

y como volumen es el producto de la superficie de la base por la altura (V = S·h), reemplazando

P = d·S·h·g/S

Simplificando:

P = d·g·h

P =d·g·h=13600 kg/m3 · 9,8 N/kg · 0,76 m ˜101300 N/m2 =101300 Pa

La relación más usada es: 1 atm = 760 mmHg = 101325 Pa, luego es un simple problema de tres simple, por ejemplo 3atm a Pa, es 3x 101325=303975Pa. Si se quisiera reducir Pa a atmósfera, es 30397Pa.1atm /101325Pa, que nos daría 3atm.

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http://www.google.com.ar/url?sa=i&source=images&cd=&cad=rja&docid=krZGa2ILztd5AM&tbnid=ahNYFtZ2EdH0oM:&ved=0CAgQjRwwAA&url=http%3A%2F%2Ffisica405.blogspot.com%2F2011%2F06%2Fpresion.html&ei=XgW1UdS6K6-34APquoCwAg&psig=AFQjCNE6qqc4CivjYPAGt4OLvqGPJ0TXTw&ust=1370904286782865

http://www.google.com.ar/url?sa=i&source=images&cd=&cad=rja&docid=krZGa2ILztd5AM&tbnid=ahNYFtZ2EdH0oM:&ved=0CAgQjRwwAA&url=http%3A%2F%2Ffisica405.blogspot.com%2F2011%2F06%2Fpresion.html&ei=XgW1UdS6K6-34APquoCwAg&psig=AFQjCNE6qqc4CivjYPAGt4OLvqGPJ0TXTw&ust=1370904286782865



Lo mismo para reducir mmHg a cualquiera de las otras unidades.900mmHg a atm, es 900mmHg.1atm/760mmHg=1,18atm 900mmHg a Pa, 900mmH.101.325Pa/760mmHg=119.990Pa 1KPa =1000Pa; 1HPa= 100Pa

FLUÍDOS

Se denomina fluido a un conjunto de partículas que se mantienen unidas entre si por fuerzas cohesivas débiles toman la forma del recipiente que los contiene; comprende a los líquidos y los gases siendo los segundos mucho menos viscosos (casi fluidos ideales). Los líquidos toman la forma del recipiente que los aloja, manteniendo su propio volumen, mientras que los gases carecen tanto de volumen como de forma propios. Las moléculas no cohesionadas se deslizan en los líquidos, y se mueven con libertad en los gases. GASES CONCEPTO DE GAS

Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio.

Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que éste se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. CARACTERÍSTICAS FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS GASES El estado gaseoso es aquella forma de agregación de la materia en la que los cuerpos presentan una serie de propiedades físicas y químicas. El estado gaseoso presenta un movimiento libre y desordenado, esto significa choque e impulso. Tiende a expandirse debido a la fuerza repulsiva (tensión), que se genera debido al choque de moléculas del gas contra las paredes del recipiente que lo contiene.

• Cohesión: Mínima, casi no existe. Las moléculas se encuentran comparativamente alejadas unas de otras y las fuerzas reciprocas son de muy escasa magnitud.

• Atracción y Repulsión: En este caso la atracción es menor que la repulsión.

• Volumen: El volumen varía. El volumen de un gas es el espacio en el cual sus moléculas se desplazan de forma arbitraria y con tendencia a la expansión. La unidad para medir el volumen de los gases es el centímetro cúbico (cm3).

• Forma: Varía de acuerdo con el recipiente que los contiene y tiende a expandirse debido a la fuerza repulsiva que se genera entre sus átomos o moléculas.

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VOLUMEN MOLAR Es el volumen que ocupa un mol de una sustancia gaseosa en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), y que corresponde a 22,4 litros.

CNPT Presión: 1 atmósfera Temperatura: 0ºC ó 273 K

ECUACIONES QUÍMICAS (ESTEQUIOMETRIA - REPASO) Una ecuación química consta de dos miembros. El primero, sustancias reaccionantes, el segundo, producto/s de la reacción.

Conocidas las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción, es posible establecer relaciones entre sustancias. Los cálculos que permiten establecer estas relaciones se llaman cálculos estequiométricos. Los pasos para un cálculo estequiométrico son:

1. Escribir la ecuación química correspondiente a la reacción:

Ejemplo:

2. Igualar la ecuación química:

El método de igualación de ecuaciones químicas utilizado recibe el nombre de método de igualación por tanteo. Es útil para igualar ecuaciones sencillas.

3. Interpretar la ecuación: en el ejemplo consideraremos que se formó vapor de agua (V) en CNPT.

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ECUACIÓN QUÍMICA IGUALADA

2H2 + O2

2H2O (v)

SEGÚN Nº DE MOLES

2 moles

1 mol

2 moles

SEGÚN VOLUMEN MOLAR

2 . 22,4 litros =

44,8 litros

22,4 litros

2 . 22,4 litros =

44,8 litros

EN FUNCIÓN DEL NÚMERO DE MOLÉCULAS

2 . 6,02 . 1023

moléculas = 12,04 . 1023

moléculas

6,02 . 1023 moléculas

2 . 6,02 . 1023

moléculas = 12,04 . 1023 moléculas

TENIENDO EN CUENTA LA MASA

A(H)= 1g

M(H2)=2.1g=2g

2 . 2g= 4g

A(O)= 16g

M(O2)=2.16g

=32g

32g

A(H)= 1g A(O)= 16g

M(H2O)=2 . 1g + 16g

= 18g

2 . 18g = 36g

Recordar:

Las masas atómicas (A) se obtienen de la Tabla periódica. El volumen de un mol de una sustancia en estado gaseoso es de 22,4 litros. En una masa igual a un mol de cualquier sustancia hay 6.02 . 1023 moléculas.

4. Realizar los cálculos correspondientes: Siempre un cálculo estequiométrico se resuelve aplicando una regla de tres simple, con alguno de los datos indicados en el punto 3 y los aportados por el enunciado del problema. Ejemplo: Determinar la masa de vapor de agua que se forma a partir de 64g de oxígeno según la reacción:

Para obtener la respuesta se parte de la ecuación igualada y de las relaciones teóricas que se pueden obtener que sean útiles al problema.

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Respuesta: a partir de 64g de oxígeno se obtienen 72g de agua.

REACTIVO LIMITANTE En general en la naturaleza las cantidades de los reactivos que forman un determinado producto NO se encuentran en proporciones exactas, es decir, de alguno de ellos puede haber “exceso”, por lo tanto el reactivo que se encuentra en la proporción mínima necesaria será el responsable de la cantidad de producto formado. Por este motivo se lo llama “limitante”. Veamos un ejemplo: Se hicieron reaccionar 17g de NH3 con suficiente cantidad de CuO. La reacción producida es la siguiente:

Calcule: 1. La masa de CuO que reaccionó. 2. El número de moles que se formó. 3. El volumen de N2 gas obtenido en CNPT.

ECUACIÓN QUÍMICA IGUALADA

2H2 + O2

2H2O (v)

SEGÚN Nº DE MOLES

2 moles

1 mol

2 moles

TENIENDO EN CUENTA LA MASA

A(H)= 1g

M(H2)=2.1g=2g

2 . 2g= 4g

A(O)= 16g

M(O2)=2.16g

=32g

32g

A(H)= 1g A(O)= 16g

M(H2O)=2 . 1g + 16g

= 18g

2 . 18g = 36g

DATOS DEL PROBLEMA E INCÓGNITA

64g

¿?

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En el ejemplo puede verse que el amoníaco es el reactivo que limita la reacción y el óxido de cobre se encuentra en exceso. Es importante recordar que lo primero que debe resolverse es la igualación de la ecuación: 1.

DATOS

17g.2= 34g

79,5g.3=238g

28g

18g.3=54g

63,5g.3=190,5g

INCÓGNITAS

17g

¿? masa

¿? volúmen

¿? moles

REACTIVO LIMITANTE

REACTIVO EN EXCESO

2.

3.

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TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES Los siguientes postulados resumen la teoría cinética molecular de los gases, cuyo desarrollo matemático fue realizado por J. Maxwell (1831-1879) y L. Boltzmann (1844-1906).

• Los gases se encuentran formados por moléculas diminutas que se encuentran muy alejadas entre sí. Los gases se comprimen fácilmente, puesto que es fácil disminuir la distancia entre las moléculas. Esto significa que al aumentar la presión sobre un sistema gaseoso disminuye su volumen, de forma tal que la presión es inversamente proporcional al volumen.

• Las moléculas de los gases se mueven constantemente en línea recta.

Las moléculas solo cambian de dirección al chocar entre sí o contra las paredes del recipiente que las contiene. La presión que ejercen los gases es consecuencia del choque de las moléculas con las superficies. Debido al movimiento continuo, los gases ocupan todo el volumen del recipiente.

• La velocidad media y la energía cinética media de las moléculas del gas son

proporcionales a la temperatura.

Ec = ½ m v2

Siendo: Ec: energía cinética media m: masa v2: velocidad al cuadrado

Al variar la temperatura de un sistema gaseoso, varía la energía cinética media, por lo tanto varía la velocidad media dado que la masa se mantiene constante.

Veamos qué ocurre si aumenta la temperatura de un gas:

• Si el volumen del recipiente se mantiene constante, entonces aumenta la

cantidad de choques contra las superficies del recipiente, y por lo tanto aumenta la presión de forma tal que resulta directamente proporcional a la temperatura.

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• Si la presión se mantiene constante, al aumentar la velocidad media de las moléculas, para que la cantidad de choques contra las paredes del recipiente se mantenga constante, debe aumentar el volumen. Resulta así que el volumen es directamente proporcional a la temperatura.

- A una determinada temperatura las moléculas de cualquier gas tienen la misma

energía cinética media. Esto significa que los gases que tienen mayor masa molar tendrán menor velocidad media.

- Los choques entre las moléculas de los gases o los choques de moléculas con las

paredes del recipiente son perfectamente elásticos. Es decir que al chocar varían las velocidades de las moléculas que chocan, y por lo tanto su energía cinética, pero la energía cinética media se mantiene constante. Para que esto ocurra NO deben existir fuerzas de interacción (atracción o repulsión) entre las moléculas, es decir que las partículas de un gas son independientes entre sí. Cuando en un gas no existen fuerzas de interacción y cuando el tamaño de las moléculas es despreciable comparado con el volumen del recipiente, se dice que el gas presenta comportamiento de gas ideal.

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL

La relación cuantitativa entre las variables presión (P), volumen (V), temperatura (T) y el número de moles de partícula (n) de un gas que presenta comportamiento ideal se expresa mediante la ecuación matemática:

P . V = n . R . T

Siendo: P: presión n: número de moles V: volume R: constante del gas ideal

Su valor es independiente del gas considerado. T: temperatura absoluta (Escala Kelvin) Ejemplo: Determinar la presión dentro de un recipiente de 10,5 dm3, que contiene 48g de O2 gaseoso y cuya temperatura es de 25ºC. Datos del ejemplo: V= 10,5 dm3

m= 48g

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t= 25ºC = 25 + 273 = 298K R= 0,082 dm3 atm mol-1 K-1

Para poder aplicar la ecuación del gas ideal debemos calcular el número de moles de oxígeno.

Al despejar P

P . V = n . R . T Reemplazando cada variable con las respectivas unidades: P = 3,5 atm

LEYES DE LOS GASES LEY DE BOYLE - MARIOTTE Robert Boyle estudió cómo cambiaba el volumen de una masa fija de gas, al variar la presión, manteniendo la temperatura constante. Siendo P: Presión V: Volumen K: constante Si se consideran dos situaciones, llamando 1 a la inicial y 2 a la final, la expresión queda:

P1.V1=P2.V2

A temperatura constante, el volumen de un determinada

cantidad de gas resulta inversamente proporcional a la

presión que soporta.

P . V = K

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LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC

Siendo:

V: Volumen T: Temperatura absoluta K: Constante

V1 / T1 = V2 / T2

LEY DE GAY LUSSAC

A volumen constante la presión de una determinada cantidad de gas

resulta directamente proporcional a la temperatura absoluta.

P / T = K

Siendo: P: Presión T: Temperatura absoluta K: Constante

P1 / T1 = P2 / T2 Cuando las tres magnitudes varían para una determinada masa de gas, las tres leyes pueden relacionarse mediante una ecuación, a la que se denomina Ecuación de estado de un gas ideal.

P . V / T = K

A presión constante, el volumen de una determinada cantidad de gas es

directamente proporcional a su temperatura absoluta.

V / T = K

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P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

Ecuación de estado de un gas ideal

Es importante considerar que estas leyes se cumplen para gases en estado ideal. Ejemplo: Una muestra de nitrógeno ocupa un volumen de 6 litros a 70ºC y 2 atmósferas de presión. ¿Qué volumen ocupará a 35ºC y 1 atm? En este ejemplo se mantiene constante la masa del gas y se considera al gas como ideal, por lo tanto podemos aplicar la ecuación de un gas ideal. Datos del ejemplo:

P1= 2 atm

P2= 1 atm

t1= 70ºC T1= 343K

T2= 35ºC T2= 308K

V1= 6 litros

V2= ¿?

Aplicando la ecuación de estado de un gas ideal:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2 Despejando

10,8 litros = V2

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES O LEY DE DALTON Se puede calcular la presión parcial de cada componente, si se conoce el número de moles de cada uno en la mezcla encerrada en un volumen determinado, a una temperatura dada.

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Debido a que las partículas de cada gas componente se conducen en forma independiente, la presión total que ejerza la mezcla será un resultado de todas las partículas. Establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales.

Pt = pa + pb + pc + ...

Siendo: Pt: presión total Pa: presión del gas “a” Pb: presión del gas “b” Pc: presión del gas “c” Está relación se conoce como Ley de las Presiones Parciales de Dalton e indica que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases. Entonces la presión que ejerce un componente determinado de una mezcla de gases se llama presión parcial del componente. Las presiones parciales se calculan aplicando la ley de los gases ideales a cada componente. Así la presión parcial (Pc) para un componente consiste en n moles a la temperatura T en el volumen V, siendo R la constante universal de los gases Por ejemplo: Se mezclan en un recipiente 20 gramos de nitrógeno con 30 gramos de oxígeno alcanzando a 270ºC una presión de 700 mmHg. Calcular: a. La densidad de la mezcla b. Las fracciones molares de cada gas c. Las presiones parciales de cada gas

Masas atómicas: N = 14 , O = 16

a)

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b) La fracción molar de un gas es: moles gas/moles totales Fracción molar N2 = 0,7142/1,6517 = 0,4324 Fracción molar O2 = 0,9375/1,6517 = 0,5676 c) Las presiones parciales de los gases se calculan como: Pi = Fracción molar · Presión total o bien

Pi = niRT/V

Presión parcial N2 = 0,4324 · 700 = 302,68 mmHg

Presión parcial O2 = 0,5676 · 700 = 397,32 mmHg

En un balón de 5,0 L, se tiene una muestra que contiene 2,43 moles de nitrógeno y 3,07 moles de oxígeno, a 298 K. Determina: a) la presión parcial de cada gas en el recipiente. b) la presión total de los gases en el balón.

a)

b)

Una muestra de gas de hidrógeno se recoge sobre agua a 14.0º C. La presión de la mezcla resultante es de 113.0 kPa. ¿Cuál es la presión que se ejerce solamente por el hidrógeno seco? Formula necesaria: P(gas seco)= P(total) - P(vapor de agua) Es necesario saber la presion del vapor del agua a 14.0º C = 1.6 kPa P(gas seco) = 113.0 kPa - 1.6 kPa = 111.4 kPa=111.400 Pa Ejemplo 2: Una mezcla de oxígeno, hidrógeno y gases de nitrógeno ejerce una presión total de 278 kPa. Si la presión parcial del oxígeno y el hidrógeno son 112 kPa y 101 kPa, respectivamente, ¿cuál sería la presión parcial ejercida por el nitrógeno?

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Formula necesaria: P(total) = P1 + P2 + P3 + ... + Pn 278 kPa = 112 kPa + 101 kPa + P(nitrogeno) P(nitrogeno) = 65 kPa

CONCENTRACIÓN

Se denomina concentración de una solución a la relación entre la cantidad de soluto y de solvente o entre la cantidad de soluto y la solución. Existen formas de expresar dichas concentraciones. Algunas de ellas son:

• Porcentaje masa-masa, volumen-volumen y masa-volumen

• Porcentaje masa-masa (% m/m)

Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución:

Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 g de agua, el porcentaje en masa será: [20/(80+20)]x 100=20% o, para distinguirlo de otros porcentajes, 20% m/m (en inglés, %w/w)

• Porcentaje volumen-volumen (% V/V)

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificada como «% v/v».

Por ejemplo, si se tiene una disolución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de disolución. La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol. Un ama de casa desea preparar una limonada disolviendo 50 cc de zumo de limón en medio litro de agua = 500 cc ¿Qué concentración tiene la limonada? a) se debe determinar el volumen total de la disolución preparada

soluto = zumo de limón; solvente = agua; disolución = limonada Disolución = soluto + solvente Disolución = 50 cc + 500 cc Disolución = 550 cc

b) determinar %v/v

%v/v = cc soluto / cc disolución x 100 %v/v = 50 cc / 550 cc x 100, eliminando unidades comunes, tenemos que: %v/v = 9,09 % v/v

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• Concentración en masa-volumen (% m/V)

Se pueden usar también las mismas unidades que para medir la densidad,aunque no conviene combinar ambos conceptos. La densidad de la mezcla es la masa de la disolución dividida por el volumen de ésta, mientras que la concentración en dichas unidades es la masa de soluto dividida por el volumen de la disolución por 100. Se suelen usar gramos por mililitro (g/mL) y a veces se expresa como «% m/V».

Ejemplos: a) si 100 cm3 de una solución contienen 2g de soluto, entonces la concentración de

dicha solución será 2%m/V. ¿Qué masa de soluto estará disuelta en 30cm3 de la solución anterior?

b) Calcule la Concentración v/v que tiene una solución en que se disuelven 10 cc de HCl en 50 cc de solución

10 cc HCl -------------- 50 cc solución X ------------------------- 100 cc X = 10*100/50 X = 20 %v/v Si el vol del soluto esta dado y no se tiene el vol de la solución, pero dan el vol del solvente entonces se debe sumar soluto + solvente para conocer el vol de la solución

c) Calcule el %v/v de una solución en que hay 10 cc de HCl disueltos en 50 cc de agua luego Vol solución = 10 cc HCl + 50 cc agua = 60 cc solución luego el %v/v = 10 cc HCl ---------------- 60 cc agua X----------------------------- 100cc X = 10*100/60 X = 16.6 %V/V

d) Si el vol del soluto o bien de la solución no está dado, pero si entregan la masa de ellos entonces se debe conocer la densidad y se aplica

d= m/v v = m/d

e) Calcule el %v/v de una solución que contiene 10 grs de soluto de densidad 1.1grs/cc y 50 grs de solución cuya densidad es 1.3grs/cc

se calcula el vol del soluto = masa soluto / d soluto vol soluto = 10 grs/1.1 grs/cc vol soluto = 9 cc

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se calcula el vol de la solución = masa solución/d solución vol solución = 50grs/1.3 vol solución = 38 cc luego 9cc soluto ------------- 38 cc solución X -------------------------100cc = 9*100/38 X = 23.6%

f) 4)Calcule el %v/v de una solución que contiene 5 cc de soluto en 10 grs de solvente de densidad 1.3grs/cc

en este caso se requiere el vol del solvente para poder calcular el vol de la solución luego vol solvente = 10grs/1,3 grs/cc vol solvente = 7,6 cc solvente vol solución = 5 cc soluto + 7.6 cc solvente = 12.6 cc 5 cc soluto ------------------ 12.6 cc solución x -------------------------------- 100cc X = 39.6%v/v


Ejercicio 1: En un recipiente de 10 dm3 hay 0,5 moles de moléculas de oxígeno (O2). La temperatura es 1200K. Calcule la presión a la que está sometido el gas en atmósferas y en hectopascales.

Ejercicio 2: ¿Qué volumen ocupa 1 mol de gas ideal cuando está sometido a una presión de 5,5 atmósferas y la temperatura es 25ºC? ¿Qué volumen ocupará en CNPT?

Ejercicio 3: La presión atmosférica en Marte es de 5,60 mmHg. Exprese esa presión en atm y Pascales.

Ejercicio 4: En condiciones de P constante, una muestra de gas H con un volumen inicial de 9,6 litros a 88 ºC se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 litros. ¿Cuál es su temperatura final?

Ejercicio 5: Una cierta cantidad de gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25 ºC y 0,8 atm. Si el recipiente puede soportar una presión de hasta 2 atm. ¿Cuánto se puede elevar la temperatura sin que se rompa el recipiente?

Ejercicio 6: Cuando se vaporizan cloruro mercúrico en una ampolla de 1 litro a 680ºK, la presión resultante es de 458 torr. ¿Cuál es el número de moles de cloruro mercúrico presentes?

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Ejercicio 7: La densidad de cierto gas es 1.43 g/l en condiciones normales de presión y temperatura. Determine su densidad a 17ºC y 700 mmHg.

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Resumen En este módulo vimos magnitudes, dentro de estas encontramos las escalares y las vectoriales; para medir estas magnitudes se usa un sistema de medidas avalado por el SIMELA (sistema métrico legal argentino). Dentro de las magnitudes vectoriales encontramos las fuerzas. Cuando esa fuerza es ejercida sobre un área determinada se denomina presión. También en este módulo vimos los gases que se estudian mediante la teoría cinética de los gases.

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Actividades (Respuestas)

Actividad 1:

Ejercicio 1: Selecciona en cada caso la respuesta correcta: a) La cuarta parte en centímetros de 20 m es:

1) ___ 50 cm

2) ___ 500 cm

3) ___ 5 m

4) ___ 50 cm

b) 1700 m equivale a:

1) __ 1 km 7 m

2) __ 1 km 70 m

3) __ 170 dam

4) __1 km 700 m

Respuesta

a) 2 b) 3y 4 a) 4____________20 m Como 1 m=100 cm entonces 5m= 500 cm

1____________5 m B) 1700 m = 1 km 700 m = 170 dam

Ejercicio 2: ¿Cuántos Hm son 28.000.000 cm?

a) 2.8 b) 28 c) 280 d) 2.800 e) 28.000

Respuesta d) 28.000.000 cm = 2.800/0000 hm

Ejercicio 3: Si el ancho de un rectángulo es la mitad del largo, y el largo es 8cm, ¿Cuál es su área?

a) 0.64 dm2 b) 3.200 mm2 c) 128 cm2 d) 1.280.000 m2 e) 32m2

Respuesta b) A= b. h entonces ½ 8 cm .8 cm = 32 cm2 1 cm2 __________ 100mm2 32 cm2__________3200 mm2

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Ejercicio 4: El perímetro del triángulo que se muestra en la figura es:

a) ____ 141 cm b) ____ 14.1 cm c) ____ 1.41 cm d) ____14.1 dm

Respuesta b) Primero se unifican las unidades 0,40 dm = 4 cm 43 mm = 4,3 cm Perìmetro l+l+l 4cm +4,3 cm +5,8 cm =14,1 cm

Ejercicio 5: ¿Cuánto cuestan 15.2 m de tela si el dm se vende a 1.25 pesos? Respuesta $190 0,1 m_____________ 1 dm 15,2 m_____________? 152 dm Entonces 152 dm= 152 X 1,25 = $190

Ejercicio 6: Un terreno para pastar, de forma cuadrada, tiene 305 dm de lado. Si se quiere cercar con cinco pelos de alambre. ¿Cuántos metros de alambre se necesitarán?

a) ____ 122 m

b) ____ 6 100 m2

c) ____ 610 m

d) ____ 930.25 m2

¿Qué superficie ocupa el terreno destinado a pastar? Respuesta c) y d) 1 dm_______________ 0,1m 305 dm____________ ? 30,5 m El perímetro del l. 4 entonces 4 . 30,5m = 122m Si son 5 hilos de alambre entonces 122m . 5= 610 m A= l . l A = 30.5 m .30.5m= 930.25 m2

Ejercicio 7: La capacidad de 2.5 m3 expresada en litros es:

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http://www.monografias.com/trabajos11/tebas/tebas.shtml



a) 25.000 b) 2.500 C) 250 D) 25 e) 2,5 Respuesta b) 1 l = 1dm3 1 dm3 =0,001m3 Entonces si 0.001 m3_____________ 1 l 2,5 m2_____________ 2.500 l

Ejercicio 8: ¿Cuántos minutos son 926 s ? A) 9.26 MIN B) 9 min 26 S C) 15.4 MIN d) 15 MIN 26 S E) NINGUNA Respuesta d) 926 s : 60= 15,43 min

Actividad 2:

Ejercicio 1: Si dos chicos juegan una cinchada; el de la izquierda tira con una fuerza de 20N, el de la derecha con una fuerza de 30N. Hallá gráficamente la resultante, recordá que debés hacer una escala, que puede ser 1cm para representar 10N. Las fuerzas se restan porque están en distinto sentido. Gráficamente es similar al gráfico 1 mostrado anteriormente.

Respuesta

20N 30 N 10 N Ejercicio 2:

Un caballo tira de un carro con una fuerza de 100N, mientras que el carrero lo empuja con una fuerza de 50N. Hallá la resultante.

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Acá debemos sumar las fuerzas porque están en el mismo sentido. Respuesta Esc. 1 cm : 10 N 100N 50 N 150 N

Ejercicio 3: Mediante sogas, dos chicos tiran de un carro con fuerzas de 20N las dos, que forman entre sí un ángulo de 1200. Calculá gráficamente la resultante, consultá la regla del paralelogramo en la bibliografía. Para hacerlo analíticamente debés usar la siguiente fórmula. R2 = F2 + F’2 + 2. F. F’. cosFF’ o sea cos del ángulo que forman las dos fuerzas. Los resultados de la forma analítica y gráfica deben coincidir. Respuesta Esc 1cm: 2 N

Para hacerlo analíticamente debés usar la siguiente fórmula. R2 = F2 + F’2 + 2. F. F’. cosFF’ o sea cos del ángulo que forman las dos fuerzas. Los resultados de la forma analítica y gráfica deben coincidir.

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R2=20N2+20N2+2 .20N .20N . cos 120° R2= 400 N2+400 N2+800 N .-0,5 R2 =400 N2

R = 400N2

R= 20N

Ejercicio 4: Hallá la resultante de dos fuerzas F= 6N y F’ = 8N, que forman entre sí un ángulo de 90º. Respuesta ESC= 1cm:1N

R= 10N Ejercicio 5:

Hallá la resultante de estas fuerzas si el ángulo es de 30º, 150º, 0º Respuesta

R=13N

R=4N

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R=14N

Ejercicio 6: Calculá la resultante de estas Fuerzas.

Respuesta

Actividad 3:

Ejercicio 1: ¿Cuál es la fuerza aplicada a un cuerpo cuya masa es de 30kg y adquiere una aceleración de 3m/sg2? Expresá el resultado en los tres sistemas. Respuesta

F = 30N = 30. 105 dyn = 3,06 kg Ejercicio 2

Una masa en reposo, de 250g, adquiere una velocidad de 20m/s al cabo de 6sg que se le ha aplicado una fuerza. Calculá ésta y la aceleración. Respuesta a = 3,33m/sg2; F = 0,83N

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Actividad 4:

Ejercicio 1: En un recipiente de 10 dm3 hay 0,5 moles de moléculas de oxígeno (O2). La temperatura es 1200K. Calcule la presión a la que está sometido el gas en atmósferas y en hectopascales. Respuesta P . V = n . R . T Siendo P: presión V: volumen n: número de moles R: constante del gas ideal

Su valor es independiente del gas considerado. T: temperatura absoluta (Escala Kelvin) Despejando P:

P = 4,92 atm Para calcular la presión en hectopascales se debe tener en cuenta la siguiente equivalencia: 1atm=760mmHg=1,013.105Pa=1013hPa

Ejercicio 2 ¿Qué volumen ocupa 1 mol de gas ideal cuando está sometido a una presión de 5,5 atmósferas y la temperatura es 25ºC? ¿Qué volumen ocupará en CNPT? Respuesta P . V = n . R . T

Para conocer la temperatura absoluta (T) utilizamos la siguiente relación: T = tºC + 273 En este caso:

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T = 25ºC + 273 T = 298K Reemplazando en la ecuación anterior se obtiene: V = 4,44 dm3 Reemplazando dichos valores en la ecuación se obtiene: V = 22,4 dm3

Ejercicio 3: La presión atmosférica en Marte es de 5,60 mmHg. Exprese esa presión en atm y Pascales. Respuesta

Ejercicio 4 En condiciones de P constante, una muestra de gas H con un volumen inicial de 9,6 litros a 88 ºC se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 litros. ¿Cuál es su temperatura final? Respuesta

Ejercicio 5: Una cierta cantidad de gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25 ºC y 0,8 atm. Si el recipiente puede soportar una presión de hasta 2 atm. ¿Cuánto se puede elevar la temperatura sin que se rompa el recipiente?

CNPT Presión: 1 atmósfera Temperatura: 0ºC ó 273 K

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Respuesta

Ejercicio 6

Cuando se vaporizan cloruro mercúrico en una ampolla de 1 litro a 680ºK, la presión resultante es de 458 torr. ¿Cuál es el número de moles de cloruro mercúrico presentes? Respuesta

Ejercicio 7: La densidad de cierto gas es 1.43 g/l en condiciones normales de presión y temperatura. Determine su densidad a 17ºC y 700 mmHg. Respuesta

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Autoevaluación

1. Una muestra de gas ocupa un volumen de 0,452 l medido a 87 º C y 0.620 atm. ¿Cuál es su volumen a 1 atm y 0 ºC?

2. Se tienen 375 litros de gas medidos a 25ºC y 10 atm de presión. Sufre una transformación a volumen constante al elevarse la temperatura a 263 º C. Calcule la presión final del sistema.

3. Cierta masa de gas ocupa 76.8 ml a la presión de 772 mmHg. ¿Cual será su volumen a la presión de 3 atm, si la temperatura se mantiene constante?

4. Cierta cantidad de gas a 35ºC ocupa un volumen de 155 ml a 798 mmHg. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales de presión y temperatura? (0ºC y 1 atm)

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1. Una muestra de gas ocupa un volumen de 0,452 l medido a 87 º C y 0.620 atm. ¿Cuál es su volumen a 1 atm y 0 ºC? Respuesta Datos: v1= 0,452 l v2= ? t1= 87 °C + 273 °C= 360°K t2= 0°C + 273°C= 273°K p1= 0,620 atm p2= 1 atm

1. 1 2. 2 0,620 .0,452 1 . 21 2 360 273

p v p v atm l atm ventoncest t K K

= =° ° =0,213 l

V2 = 0,213 litros

2. Se tienen 375 litros de gas medidos a 25ºC y 10 atm de presión. Sufre una transformación a volumen constante al elevarse la temperatura a 263 º C. Calcule la presión final del sistema. Respuesta Datos: v1=375 l v=cte t1=25°c+273°K=298°K t2=263°C+273°C=536°K p1=10 atm p2=?

=1. 1 2. 2 0,62 .0,452l 1 . 21 2 360 273


= =° ° 17,98 atm

P2 = 17,98 atm

3. Cierta masa de gas ocupa 76.8 ml a la presión de 772 mmHg. ¿Cual será su volumen a la presión de 3 atm si la temperatura se mantiene constante? Respuesta Datos: v1=76,8ml v2=? p1=772mmHg = 1,01 Atm p2= 3atm

1. 1 1,01 .76,81. 1 2. 2 25,852 3

p v atm mlp v p v entonces mlp atm

= =∴ =

Respuesta: 26 ml

4. Cierta cantidad de gas a 35ºC ocupa un volumen de 155 ml a 798 mmHg. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales de presión y temperatura? (0ºC y 1 atm) Respuesta Datos: v1=155ml V2=? p1= 798mmHg=1,5 atm p2=1atm t1= 35°C + 273°C= 308 °K t2= 273 °K

1. 1 2. 2 1,5 .155m 1 . 21 2 308 273


= =° ° =144ml

Respuesta: 144ml

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Elementos Básicos de la Química

Introducción

¿Ha pensado alguna vez lo que sería éste mundo sin los conocimientos de la química moderna? La química estudia la estructura de la materia en sentido general y los fenómenos que se producen cuando la materia sufre transformaciones íntimas. Sin los conocimientos adquiridos hasta ahora su promedio de vida (y el mío) no superaría los 35 años, no habría aviones, ¡ni anestesia para extraerle una pieza dental!, muchos de los alimentos que a diario consumimos no existirían, los combustibles actuales no podrían aprovecharse, algunas enfermedades no tendrían cura (que hoy la tienen), etc. ¿Le parece poco? Lo invito a que juntos estudiemos los conceptos básicos de ésta apasionante ciencia.

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Objetivos

Identificar conceptos fundamentales para el aprendizaje de la química. Utilizar el vocabulario específico de dicha ciencia. Clasificar fenómenos y sistemas materiales. Identificar y reconocer propiedades características para clasificar adecuadamente los

elementos presentes en la naturaleza. Utilizar correctamente la tabla periódica de los elementos.

Diferenciar los distintos tipos de uniones químicas. Reconocer las acciones intermoleculares.

Nombrar los compuestos químicos según las nomenclaturas IUPAC y tradicional.

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QUÍMICA

LA MATERIA

Leyes fundamentales

Propiedades Transformaciones

Reacciones químicas

Sustancias

Estados de agregación

Mezclas

Elementos

Sólido

Líquido

Gaseoso

Heterogéneas

Homogéneas

Soluciones

Tabla Periódica

Son

QUÍMICA

LA MATERIA

Leyes fundamentales

Propiedades Transformaciones

Reacciones químicas

Sustancias

Estados de agregación

Mezclas

Elementos

Sólido

Líquido

Gaseoso

Heterogéneas

Homogéneas

Soluciones

Tabla Periódica

Son

Se rige por

Estudia

Tiene Compuesta por

Producen Se presentan en

Son

Ubicados en la

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Contenidos

TEORÍA ATÓMICA.

DIVISIÓN DE LA MATERIA

Átomo es la menor porción de materia que participa en una reacción química.

Molécula es la porción más pequeña de una sustancia que puede existir libre y conservar las propiedades de dicha sustancia. La molécula está formada por 1 ó más átomos.

Los átomos se asocian entre sí formando moléculas. En algunos casos los átomos asociados son iguales, como en el caso del gas oxígeno constituido por 2 átomos de oxígeno (O2), o del ozono constituido por 3 átomos de oxígeno (O3).

En otros casos se asocian átomos diferentes, como en el caso del agua, cuya molécula está formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno.

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También puede ocurrir que un átomo no se asocie con otros para formar una molécula. Ellos mismos constituyen en estos casos la molécula. Hablamos entonces, de moléculas monoatómicas (constituidas por un solo átomo). Los metales y los gases nobles son monoatómicos. Por ejemplo el Hierro (metal), y el Helio (gas noble).

NÚCLEO ATÓMICO

A pesar de que el átomo es neutro manifiesta comportamientos eléctricos. El núcleo atómico concentra casi toda la masa del átomo. Está formado principalmente por 2 clases de partículas: protones y neutrones. Los protones son partículas cargadas positivamente y cuya masa es muy pequeña. Los neutrones no tienen carga eléctrica y su masa es algo mayor que la de los protones. En torno al núcleo, y a gran distancia de él, se encuentran los electrones. Estos tienen una masa tan pequeña que en la práctica se la suele despreciar, su valor es 1840 veces menor que la del protón. Partículas subatómicas fundamentales:

• P+ = protón: partícula con carga positiva. • Nº = neutrón: partícula sin carga eléctrica. • e- = electrón: partícula con carga eléctrica negativa.

Conceptos clave:

• Los P+ y los Nº se encuentran en la zona nuclear, y los e- en la zona extranuclear.

• El núcleo posee carga atómica +, y la zona extranuclear carga -.

• El átomo en su conjunto es neutro.

• El átomo posee igual cantidad de protones que de electrones.

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En este gráfico está representado el átomo de sodio. Que posee 11 electrones distribuidos en la zona extranuclear.

NÚMERO MÁSICO Y NÚMERO ATÓMICO

Número atómico:

• Indica el número de protones del átomo.

• Indica qué elemento es en la tabla periódica.

• Se representa con la letra “Z”.

Número másico:

• Indica la suma de protones y neutrones

• Se representa con la letra “A”. Z = n° atómico Z= P+

A= n° másico A= P+ + N° entonces N°= A – P+

Az x

IONES E ISÓTOPOS

ISÓTOPO: Átomo de un elemento que tiene igual Z y diferente A.

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IONES: Átomos con carga eléctrica. Surgen de la ganancia o pérdida de electrones por parte de un átomo. El electrón es más fácil de desprender cuanto más alejado del núcleo esté.

PRINCIPIO MOLECULAR DE AVOGADRO

Amadeo Avogadro (1776-1856) sostuvo que la partícula más pequeña de una sustancia que puede existir libre y que presenta todas las propiedades de aquella es la molécula, la cual puede estar formada por 1, 2 ó más átomos. En el caso de los gases simples dedujo que sus moléculas están compuestas por 2 átomos iguales, es decir son biatómicas. Esto puede representarse así: H2, N2, O2, Cl2. En cuanto a las moléculas de las sustancias compuestas están constituidas, por lo menos, por 2 átomos diferentes, como el agua (H2O), el dióxido de carbono (CO2), etc. Considerando lo expuesto anteriormente el principio molecular de Avogadro puede enunciarse de la siguiente manera:

Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

ELEMENTO QUÍMICO

Se llama elemento químico al componente común de una sustancia. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí.

La forma en la que un elemento puede encontrarse en la naturaleza se denomina variedad alotrópica. Por ejemplo, el carbono se puede presentar en forma de grafito, diamante y hulla.

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Cada elemento tiene un nombre y un símbolo que lo representa. Este símbolo consta de 1 ó 2 letras. Si es de 2 letras, la primera debe escribirse con mayúscula y la segunda con minúscula. Ejemplos:

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Los elementos se clasifican en metales, no metales y gases inertes, aunque esto no es absoluto ya que en determinadas condiciones hay metales que se comportan como no metales. El Hidrógeno, por sus características especiales queda fuera de esta clasificación.

1. METALES

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

• Tienen peso específico generalmente alto.

• Tienen brillo en las superficies pulidas

• Son buenos conductores del calor y la electricidad.

• Tienen punto de fusión generalmente alto.

• Forman óxidos básicos.

• Tienen carácter eléctrico positivo, es decir, que al pasar corriente eléctrica se dirigen al polo negativo.

2. NO METALES

• Son sólidos (ej. el azufre), líquidos (ej. el bromo) o gaseosos (ej. el oxígeno) a temperatura ambiente.

• Tienen peso específico generalmente bajo.

• Generalmente no tienen brillo.

• Son malos conductores del calor y la electricidad (con excepción del carbono).

• Tienen punto de fusión generalmente bajo.

• Forman óxidos ácidos, también llamados anhidros.

• Tienen carácter eléctrico negativo. En una solución al pasar corriente se dirigen al polo positivo.

3. GASES INERTES O RAROS

• No son conductores del calor ni de la electricidad.

• No se combinan con otros elementos.

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

A partir de 1830, distintos químicos intentaron clasificar los elementos en grupos de propiedades semejantes. En 1869 Mendeleiev estableció un sistema que incluía a todos los elementos descubiertos hasta el momento, previendo además la ubicación de otros aún desconocidos. La tabla de Mendeleiev ubica los elementos en 8 grupos o familias (columnas) y 7 períodos (filas), dejando el hidrógeno fuera de la tabla por sus propiedades particulares. La tabla original tenía algunas deficiencias, debido a que los conocimientos científicos de la época eran aún insuficientes. El descubrimiento de nuevos elementos y el estudio de la estructura del átomo posibilitaron la reforma de la tabla original hasta llegar a la hoy llamada “TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS”. La tabla publicada por Mendeleiev, utilizaba como criterio de ordenamiento el valor creciente de los pesos atómicos relativos de los elementos (sólo se conocían 63), Este concepto, con el tiempo, se transformó en el que hoy se denomina “masa atómica relativa”.

MASA ATÓMICA RELATIVA de un elemento es un número que indica cuantas veces es mayor la masa de un átomo de ese elemento que la de otro que se toma como unidad.

Inicialmente se tomó como unidad el hidrógeno pero actualmente el patrón de referencia es una parte del átomo de carbono.

GRUPO es el ordenamiento vertical. Posee dos numeraciones posibles: la tradicional, en dos subgrupos, A y B, de I a VIII, y la actual, que numera directamente del 1 a 18.

PERÍODO indica el número de niveles energéticos en que se hallan distribuidos los electrones.

Actualmente los elementos están clasificados en orden creciente de numero atómico (Z). Se puede afirmar, entonces, que las propiedades de los elementos están vinculadas a su número atómico, más que a su masa atómica.

Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos.

La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos químicos conocidos. Los elementos están ordenados por su número atómico creciente. Comienza por el Hidrógeno: 1H, sigue con el Helio: 2He, luego con el Litio: 3Li, etcétera. A cada elemento le corresponde 1 casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos tales como el número atómico, la masa atómica, etc.

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CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN SUS CARACTERÍSTICAS:

Una ventaja del diseño de la tabla es que los diferentes tipos de elementos poseen posiciones netamente delimitadas: hay una zona donde están concentrados los metales, otra, los no metales y otra, los gases inertes, raros o nobles. Como se observa en el esquema el hidrógeno se considera por separado de los otros elementos. Esto es así porque el hidrógeno posee algunas propiedades que lo asemejan a los metales y otras que son más específicas de los no metales. La única opción es considerarlo por separado.

En las reacciones químicas comunes, las que ocurren en el laboratorio, en la cocina de su casa, dentro de los organismos vivos, etc. intervienen solamente los electrones del último nivel de energía.

Conceptos clave:

• Todos los elementos de un mismo grupo, con propiedades similares, se caracterizan por poseer el mismo número de electrones.

• En la clasificación periódica, el número del período en el que se encuentra ubicado un elemento coincide con el número de niveles de energía que posee el átomo correspondiente.

CUERPO, MATERIA, SUSTANCIA

Cuando observamos el mundo que nos rodea, notamos la presencia de objetos que distinguimos a través de nuestros sentidos y que denominamos cuerpos. Una silla, una

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mesa, un espejo, etc. Si observamos atentamente podremos enunciar algunas características presentes en todos ellos: ocupan un lugar en el espacio, pueden fragmentarse, tienen masa. Estas características generales de los cuerpos se deben a un componente común a todos ellos que es la materia.

Cuerpo es toda porción limitada de materia

Masa: Cantidad de materia que posee un cuerpo

Materia es todo aquello que tiene masa, ocupa un lugar en el espacio e impresiona nuestros sentidos.

También podemos observar que hay distintas clases de materia, diferentes entre sí por su color, olor, estado físico, textura, aspecto, etc. A cada una de estas clases de materia se la denomina sustancia.

Sustancia es la calidad de la materia que constituye un cuerpo.

SISTEMAS MATERIALES

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

Distinguiremos fundamentalmente 2 tipos de propiedades: INTENSIVAS Y EXTENSIVAS.

Propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia considerada.

Son ejemplos de este tipo de propiedades el volumen, el peso, la superficie, etc. Las propiedades extensivas no permiten identificar a la sustancia en estudio, pues se puede tener el mismo volumen de agua que de alcohol, o igual peso de sal que de cal, a pesar de ser sustancias diferentes.

Propiedades intensivas son aquellas que NO dependen de la cantidad de materia sino de la calidad de la misma.

Entre las propiedades intensivas de las sustancias hay algunas que se pueden apreciar por medio de los sentidos, como el olor, el sabor, el color, la sensación al tacto, el sonido, etc. y que se denominan propiedades organolépticas.

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Existen otro tipo de propiedades intensivas que deben ser determinadas a través de mediciones experimentales, tales como el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad, el índice de refracción, el calor específico etc. que al ser determinadas en las mismas condiciones, tienen valores definidos y constantes para cada sustancia y se denominan constantes físicas.

Se llama sistema material a un cuerpo o conjunto de cuerpos que se aíslan en forma real o imaginaria para ser estudiados.

Los sistemas materiales se clasifican en:

Sistema homogéneo si en todos los puntos de su masa presenta las mismas propiedades intensivas.

A este tipo de sistemas pertenecen las sustancias puras y las soluciones. Ej. Agua y alcohol en un vaso. Las sustancias puras son sistemas homogéneos formados por una sola sustancia, cuyas propiedades intensivas son particulares y constantes. Una sustancia pura no puede separarse en otras utilizando procedimientos mecánicos o físicos. Ej. Agua, oxígeno, hierro. Las soluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más sustancias. Las soluciones pueden separarse por medios mecánicos o físicos en las sustancias que las forman. Además la composición de una solución puede ser variable, mientras que la de una sustancia pura es siempre constante. Por conveniencia práctica se denomina:

• Soluto: al/los componente/s que se halla/n en menor proporción en la masa de la solución.

• Solvente: al/los componente/s que se halla/n en mayor proporción en la masa de la solución.

Sistema heterogéneo si presenta propiedades intensivas diferentes en algunas de sus porciones.

Por ej. Agua y aceite en un vaso. En un sistema heterogéneo se llama fase a cada uno de los sistemas homogéneos perfectamente diferenciables que lo componen.

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REACCIONES QUÍMICAS

Se llaman reacciones químicas a las combinaciones y descomposiciones. Una reacción química se representa mediante una ecuación, en la cual en el primer miembro se indican las sustancias que reaccionan y en el segundo los productos que resultan.

Esto indica que las sustancias A y B reaccionan dando como productos las sustancias C y D. Ejemplo: Óxido de calcio + ácido clorhídrico cloruro de calcio + agua CaO + 2 HCl CaCl2 + H2O Cabe destacar que no siempre serán 2 los reactivos y 2 los productos. El mínimo para una combinación es de dos sustancias reaccionantes y una sustancia producto, y el mínimo para una descomposición es una sustancia reaccionante y dos sustancias productos.

Una combinación química es un fenómeno químico en el cual dos o más sustancias se unen dando lugar a otra sustancia, cuyas propiedades son diferentes de las que tenían las sustancias combinadas.

Una descomposición es un fenómeno químico en el cual partiendo de una sustancia se obtienen dos o más sustancias con distintas propiedades a la primera.

UNIONES QUÍMICAS

Actualmente para explicar las uniones químicas se parte de la interpretación de la teoría del octeto de Lewis, cuyas proposiciones pueden resumirse del siguiente modo:

Los gases inertes por tener 8 electrones en su órbita externa, son estables, es decir no presentan actividad química. Sus átomos permanecen libres e independientes (no se combinan).

Los metales y los no metales con menos de 8 electrones en su última órbita, tienen actividad química. Sus átomos se unen entre sí formando moléculas constituidas por dos o más átomos.

La actividad química de los metales y no metales se debe a la necesidad de adquirir una configuración electrónica similar a la del gas inerte más próximo, para alcanzar así la estabilidad. A estos efectos ganan, ceden o comparten electrones. Por ejemplo, los átomos de sodio (Z=11), que tienen 1 electrón en su órbita externa, tratan de perderlo para asemejarse al neón (Z=10), mientras que los átomos de cloro (Z=17) procuran ganar 1 electrón para parecerse al argón (Z=18).

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En el caso de los elementos próximos al helio, que tiene 2 electrones en su última órbita, procuran adquirir la configuración electrónica de este gas inerte. Así, el hidrógeno, con 1 solo electrón, procura ganar otro para asemejarse al helio, por el contrario, el litio (Z=3) que también tiene 1 electrón externo, trata de cederlo para lograr la misma estructura electrónica.

NOTACIÓN DE LEWIS

Para simplificar la representación de los átomos y teniendo en cuenta que las características químicas de ellos dependen generalmente de los electrones de la última órbita, Lewis propuso una forma sencilla de representación:

Cada átomo se representa con un símbolo y a su alrededor puntos en igual cantidad a los electrones que tiene en su órbita externa.

Ejemplos:

TIPOS DE UNIONES QUÍMICAS

Los átomos, al unirse entre sí para formar moléculas, lo hacen de diferentes formas, conocidas como “tipos de uniones químicas”.

Las principales son:

• UNIÓN IONICA O ELECTROVALENTE.

• UNIÓN COVALENTE.

• UNIÓN METÁLICA.

UNIÓN IONICA O ELECTROVALENTE.

Este tipo de unión es característico de los compuestos formados por un metal y un no metal. Un ejemplo es el cloruro de sodio (sal de mesa): El átomo de sodio (Z=11) tiene la siguiente estructura:

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Respecto al átomo de cloro (Z=17): Cuando se produce el contacto entre un átomo de sodio y uno de cloro, ocurre la transferencia de 1 electrón del primero al segundo, convirtiéndose en catión sodio y anión cloruro respectivamente. Como estos iones tienen carga eléctrica de signo contrario, se atraen, y queda formado el cloruro de sodio. Esto puede representarse, de acuerdo a la notación de Lewis, de la siguiente manera:

El átomo de cloro neutro:

Como el gas más próximo al cloro es el argón (Z=18), este átomo trata de ganar 1 electrón, convirtiéndolo en un anión cloruro con 1 carga negativa (monovalente):

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Para tener en cuenta:

• En la formación de estos compuestos es necesario que haya igualdad entre los electrones perdidos y ganados. En el caso anterior esto se logra con 1 átomo de cada elemento, pero en otras ocasiones es más complicado.

Así, por ejemplo, en el cloruro de calcio, cada átomo de calcio pierde 2 electrones formando el catión Ca+ y son necesarios 2 átomos de cloro para que cada uno de ellos gane uno de dichos electrones, originando dos aniones Cl-.

Resumiendo:

La unión iónica es aquella en que hay transferencia de electrones de un metal a un no metal, formándose cationes y aniones, respectivamente, que se mantienen unidos entre sí por uniones electrostáticas.

UNIÓN COVALENTE.

Este tipo de unión se produce entre átomos de no metales. Por ejemplo: en la molécula de cloro gas (Cl2) los 2 átomos que la forman tienen 7 electrones externos y necesitan uno más para completar el octeto. Esto lo logran compartiendo un par de electrones (uno de cada uno).

Átomo de sodio neutro:

El átomo de sodio trata de perder el electrón de su órbita más externa para parecerse al gas inerte más próximo que es el neón (Z=10) en cuyo caso se transforma en un catión de sodio con 1 carga positiva:

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Ninguno de los 2 átomos adquiere la posesión total de ambos electrones, por lo cual a veces un átomo y a otras el otro, tiene completa su última órbita, asemejándose así al gas noble más cercano que es el argón. En el caso del oxígeno (O2), como los dos átomos tienen 6 electrones externos deben compartir dos pares de electrones para adquirir la estructura del neón:

Los átomos de nitrógeno, al tener 5 electrones en su órbita, deben compartir 3 pares electrónicos para formar la molécula de nitrógeno (N2), y así podría seguir la lista de ejemplos.

Para tener en cuenta:

• La unión covalente no solo se observa en las moléculas simples, sino también en muchas otras que forman las sustancias compuestas, como el dióxido de carbono (CO2), el agua (H2O),etc.

En todos los casos, los electrones siempre se comparten de a pares, pudiendo los átomos compartir 1,2 ó 3 pares de electrones, dando uniones covalentes simples, dobles o triples respectivamente.

Representación gráfica:

• Unión covalente simple:

Donde la línea entre los 2 átomos de cloro representa una unión covalente simple (comparten 1 par de electrones).

• Unión covalente doble:

Donde las 2 líneas entre los 2 átomos de oxígeno representan una unión covalente doble (comparten 2 pares de electrones).

• Unión covalente triple:

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Donde las 3 líneas entre los 2 átomos de nitrógeno representan una unión covalente triple (comparten 3 pares de electrones). Resumiendo:

En la unión covalente los átomos comparten uno o más pares de electrones para completar el octeto externo. Esta unión se produce entre los átomos de no metales.

• Unión covalente coordinada: En algunos compuestos puede observarse que el par de electrones que comparten es aportado por uno solo de los átomos. Por ejemplo: el trióxido de azufre (SO3). Como el azufre tiene 6 electrones en su órbita externa (al igual que el oxígeno), procede a compartir 1 par de electrones con uno de los oxígenos intentando completar su octeto. De ésta manera el azufre completa su octeto al igual que uno de los oxígenos, pero no ocurre lo mismo con dos oxígenos restantes. Para solucionar este “problema” el azufre comparte un par de electrones con cada uno de estos oxígenos.

Representación gráfica:

• Unión covalente coordinada:

La flecha entre el átomo de azufre y el de oxígeno representa una unión covalente coordinada. En este caso hay una unión doble y 2 uniones covalentes coordinadas. Todas las uniones en que se comparten pares de electrones se denominan covalentes, pero cuando el par electrónico compartido es aportado por uno solo de los átomos, se las denomina uniones covalentes coordinadas dativas. El átomo que aporta el par electrónico que se comparte se llama dador y el átomo que acepta compartirlo se denomina aceptor.

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UNIÓN METÁLICA.

Esta forma de unión se encuentra entre los metales. Se considera que una porción de metal está constituida por un conjunto de cationes entre los cuales se mueven, con bastante libertad, los electrones, formando una nube o “mar de electrones”.

Características de los átomos metálicos: Tienen menos de 4 electrones en su última capa de energía. Pueden perderlos con relativa facilidad convirtiéndose en iones positivos (cationes).

FORMACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

CONCEPTO DE FUNCIÓN

Existen sustancias químicas que tienen características análogas, por lo tanto, pueden agruparse para facilitar su estudio. Representando las moléculas de estas sustancias, observamos que ofrecen una estructura semejante. Por ejemplo: el ácido arsénico y el ácido antimónico:

Además, tienen algunas propiedades comunes y su comportamiento con otras sustancias hace pensar que pueden considerarse como “agrupaciones de sustancias”. A estos grupos los designamos con el nombre de funciones químicas.

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Función química es un conjunto de propiedades que permiten agrupar a ciertas sustancias.

Las funciones más importantes de la química inorgánica son:

• Óxidos básicos o simplemente “Óxidos”

• Óxidos ácidos o anhídridos

• Bases o hidróxidos

• Ácidos

• Sales

REGLAS DE NOMENCLATURA

Para nombrar los compuestos inorgánicos se utilizan 2 tipos de nomenclatura: la tradicional (antigua) y la moderna (según las reglas de la IUPAC). Para diferenciar las sustancias que contienen las mismas clases de átomos pero en diferentes proporciones, la nomenclatura tradicional emplea sufijos y prefijos, mientras que la nomenclatura de la IUPAC utiliza los numerales de Stock (números romanos).

Alfred E Stock (1876-1946) fue el químico que propuso la utilización de los numerales, que llevan su apellido, en los nombres de las sustancias.

En la fórmula molecular se escriben los símbolos de los átomos que las constituyen (si son más de uno de cada tipo se aclara el número con un subíndice), generalmente de izquierda a derecha en orden creciente de electronegatividad.

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En función de la capacidad de un átomo para ceder o tomar electrones, se define una propiedad, la electronegatividad, como la tendencia relativa de un átomo para atraer los electrones de una unión química.

Para nombrarlos se emplea el orden inverso. La nomenclatura tradicional tenía en cuenta el concepto de valencia. En la actualidad se utiliza una herramienta auxiliar, que sirve para ambas nomenclaturas: el número de oxidación de cada átomo presente, dicho número no es otra cosa que el número de valencia con un signo que indica la carga eléctrica.

NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se define al número de oxidación como la carga eléctrica que adquiriría un átomo en una sustancia si todas las uniones en ella fueran iónicas.

• Para compuestos iónicos binarios, el número de oxidación de un átomo coincide con su carga eléctrica.

• Para compuestos NO iónicos se asigna arbitrariamente el número de oxidación negativo al átomo más electronegativo.

Reglas para la adjudicación de los números de oxidación

• Para los elementos sin combinar, sus átomos tienen número de oxidación igual a cero. Ej. Los átomos de O en el O2 tienen número de oxidación cero.

• El nº de oxidación del oxígeno es generalmente -2, excepto en combinación con el flúor que adopta un nº de oxidación de +2 y con los peróxidos que se utiliza el -1. Ej. Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) H2O2

2 . nº de oxidación del H + 2 . nº de oxidación del oxígeno = 0 2 (+1) + 2 (-1) = 0

• El número de oxidación del hidrógeno generalmente es +1 excepto en los hidruros metálicos que es -1.Ej. HCl

nº oxidación H + nº oxidación del Cl = 0 (+1) + (-1) = 0 Ej. LiH (hidruro metálico) nº oxidación Li + nº oxidación H = 0 (+1) + (-1) = 0

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• Para los compuestos (sustancias eléctricamente neutras), la suma de los números de oxidación de todos los átomos que participan en su fórmula es igual a cero.

Ej. H2SO4 2 . nº oxidación del H + nº oxidación del S + 4 . nº de oxidación del O = 0 2. (+1) + (+6) + 4 . (-2) = 0

• Para los iones poliatómicos la suma de los nº de oxidación de todos los átomos que participan en su fórmula es igual a la carga del ion.

Ej. CO3

2- Nº oxidación del C + 3 . nº oxidación del O = -2 (+4) + 3 . (-2) = -2

• Los metales de los grupos IA (1) y IIA (2) en sus compuestos actúan siempre con números de oxidación +1 y +2 respectivamente.

• El flúor tiene siempre en sus compuestos el nº de oxidación -1.

FORMACIÓN DE ÓXIDOS BÁSICOS

METAL + OXÍGENO ÓXIDOS BÁSICOS

Los óxidos básicos resultan de la combinación de los metales con el oxígeno. Ej. Suponemos que el metal es el calcio:

• Nº de oxidación del Calcio = +2

• Nº de oxidación del Oxígeno = -2 Representando esta reacción por medio se símbolos

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AGREGAR FORMULA DE LEWIS

El calcio se unirá al oxígeno con sus 2 “valencias”

Calcio + oxígeno oxido de calcio En general cuando escribimos la fórmula de un óxido, no solamente tenemos que tener en cuenta que está formado por un metal y oxígeno, sino también es necesario considerar los números de oxidación del metal y del oxígeno. No tendrá la misma escritura el óxido de sodio (metal de número de oxidación +1), que el de calcio (metal de número de oxidación +2) o el de aluminio (metal de número de oxidación +3). Es necesario tener en cuenta que en el caso de elementos químicos con números de oxidación iguales al del oxígeno (pero de signo opuesto) las fórmulas serán semejantes a la anterior: CaO SrO BaO Para evitar toda confusión vamos a estudiar las fórmulas de los distintos óxidos básicos agrupados por el número de oxidación del metal que los constituye.

Óxidos de metal monovalente (valencia 1)

Por ejemplo el sodio, cuyo número de oxidación es +1. Podemos observar que un átomo de sodio puede tomar una de las valencias del átomo de oxígeno (el átomo de oxígeno posee número de oxidación –2, o valencia 2) pero la otra valencia queda “libre”

Es necesario recordar que todos los compuestos químicos poseen todas sus valencias saturadas, es decir, ningún “brazo” puede quedar libre. Para solucionar este inconveniente es necesario colocar otro átomo de sodio:

Para simplificar la notación se acostumbra escribir la fórmula anterior de la siguiente manera:

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Con esta notación se sobreentiende que una pequeña raya recta que une 2 elementos A y B significa una valencia que “ofrece” A y que “toma” B. Observando la fórmula desarrollada de la molécula de óxido de sodio, recién indicada, apreciamos que está constituida por dos átomos de sodio y uno de oxígeno, por lo tanto, su fórmula molecular será:

Otros ejemplos:

Ejemplos: Na20: óxido de sodio K2O: óxido de potasio Ag2O: óxido de plata

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Numeral de Stock: número de oxidación con el que actúa el elemento en cuestión. Se escribe como número romano entre paréntesis al finalizar el nombre del compuesto.

Ejemplos: Na20: óxido de sodio (I) K2O: óxido de potasio (I) Ag2O: óxido de plata (I)

También según su atomicidad pueden ser escritos de la siguiente manera: Monóxido de disodio ó monóxido disódico Monóxido de dipotasio ó monóxido dipotásico

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Óxidos de metal divalente (valencia 2)

Ya vimos anteriormente la fórmula desarrollada del óxido de calcio: Para simplificarla escribiremos: Observamos que están presentes un átomo de calcio y un átomo de oxígeno, por lo tanto su fórmula molecular será: IMPORTANTE: Si queremos utilizar el método de escritura simplificado para óxidos obtendremos: Y como ambos elementos poseen número de oxidación 2 (con diferentes signos) los subíndices que se obtienen son iguales (en este caso 2) y pueden simplificarse obteniendo la fórmula: Como se obtienen subíndices cuyo valor es “1” no se escriben.

Ejemplos: MgO: óxido de magnesio CaO: óxido de calcio

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MgO: óxido de magnesio (II) CaO: óxido de calcio (II)

Óxidos de metal trivalente (valencia 3)

Un ejemplo típico es el aluminio cuyo número de oxidación es +3. Al unirse con el oxígeno (número de oxidación –2) ocurre lo siguiente: Al unirse un átomo de aluminio con uno de oxígeno quedará libre una valencia del átomo de aluminio. En estos casos de valencia impar, es conveniente escribir otro átomo del metal y utilizar un átomo de oxígeno como “puente”: La fórmula molecular será la siguiente: Utilizando el método de escritura simplificado para óxidos obtendremos:

Ejemplo: Al2O3: Óxido de aluminio

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Ejemplo: Al2O3: Óxido de aluminio (III) Óxidos de metales con valencia superior a tres La técnica para escribir estos óxidos es la misma de los casos anteriores.

Óxidos con dos valencias

Cuando el metal que constituye el óxido posee 2 valencias distintas, los compuestos que origina se denominan con la palabra óxido seguida del nombre del metal que lo constituye, finalizando en la partícula oso cuando actúa con su menor valencia y en ico cuando actúa con su valencia mayor. Por ejemplo: Fe (hierro) Valencias: 2 y 3 Actúa con Valencia II Actúa con valencia III

Su fórmula molecular será Fe O Fe2 O3

Cuando actúa con valencia 2: FeO óxido ferroso Cuando actúa con valencia 3: Fe2O3 óxido ferrico Cuando actúa con valencia 2: FeO óxido de hierro (II) Cuando actúa con valencia 3: Fe2O3 óxido de hierro (III) También puede nombrarse según su atomicidad: Cuando actúa con valencia 2: FeO monóxido de hierro Cuando actúa con valencia 3: Fe2O3 trióxido de dihierro

Óxidos con tres valencias

Cuando el metal que constituye el óxido posee 3 valencias distintas, los compuestos que origina se denominan con la palabra óxido seguida del nombre del metal que lo

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constituye, finalizando en la partícula uro cuando actúa con su menor valencia, oso con la valencia intermedia y por último ico cuando actúa con su valencia mayor. Se procede de la misma manera que en el caso anterior utilizando el sufijo correspondiente.

Óxidos con 4 valencias

Cuando el metal que constituye el óxido posee 4 valencias distintas, los compuestos que origina se denominan con la palabra óxido seguida del nombre del metal que lo constituye y utilizando los siguientes prefijos y sufijos. Menor valencia: hipo(nombre del metal)oso 2º Valencia: (nombre del metal)oso 3º Valencia: (nombre del metal)ico Mayor valencia: per(nombre del metal)ico Se procede de la misma manera que en el caso anterior utilizando el sufijo correspondiente.

FORMACIÓN DE ÓXIDOS ÁCIDOS

Así como los metales con oxígeno forman óxidos básicos, los no metales se combinan con oxígeno para formar óxidos ácidos, llamados también anhídridos.

NO METAL + OXÍGENO ÓXIDO ÁCIDO

IMPORTANTE:

Todas las consideraciones que hemos aplicado para los óxidos básicos pueden aplicarse también para óxidos ácidos, motivo por el cual trataremos solo ejemplos clave.

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NO

METAL

VALENCIA

FÓRMULA

DESARROLLADA

FÓRMULA

MOLECULAR

NOMENCLATURA

TRADICIONAL

NOMENCLATURA

MODERNA (IUPAC)

Cl

1

Cl20

Óxido hipocloroso

Óxido de cloro

(I)

Monóxido de dicloro

Cl

3

Cl2O3

Óxido cloroso

Óxido de cloro

(III)

Trióxido de dicloro

Cl

5

Cl2O5

Óxido clórico

Óxido de cloro

(V)

Pentóxido de dicloro

Cl

7

Cl2O7

Óxido perclórico

Óxido de cloro (VII)

Heptóxido de

dicloro

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NO

METAL

VALENCIA

FÓRMULA

DESARROLLADA

FÓRMULA

MOLECULAR

NOMENCLATURA TRADICIONAL

NOMENCLATURA

MODERNA (IUPAC)

P

3

P203

Óxido fosforoso

Óxido de fósforo (III)

Trióxido de difósforo

P

5

P2O5

Óxido fosforoso

Óxido de fósforo (V)

Pentóxido de

difósforo

NO

METAL

VALENCIA

FÓRMULA

DESARROLLADA

FÓRMULA

MOLECULAR


NOMENCLATURA

MODERNA (IUPAC)

C

4

C02

Óxido carbonico

“anhídrido carbónico”

Óxido de carbono (IV)

Dióxido de

carbono

IMPORTANTE

Cuando el no metal que constituye el óxido posee una sola valencia, el compuesto que produce se denomina con la palabra óxido seguida del nombre del no metal que lo constituye y finalizando con el sufijo ico, como si estuviese actuando con su máxima valencia (a pesar de que posee una sola).

FORMACIÓN DE HIDRÓXIDOS O BASES

ÓXIDO BÀSICO + AGUA HIDRÓXIDO

Los hidróxidos resultan de la combinación de un óxido básico con agua.

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Para escribir las fórmulas de los hidróxidos seguiremos un sencillo método:

• Cuando el metal que constituye el hidróxido posee una sola valencia, el

compuesto se denomina con la palabra hidróxido seguida de la preposición de y del nombre del metal que lo constituye.

• Cuando el metal que constituye el hidróxido posee 2 valencias diferentes, los compuestos que origina se denominan con la palabra hidróxido seguida de la preposición de y del nombre del metal que lo constituye, finalizando con el sufijo oso cuando actúa con su menor valencia y con el sufijo ico cuando actúa con la mayor.

Así tenemos, por ejemplo:

Óxido de sodio + agua = hidróxido de sodio (nomencl. Tradicional) Óxido de sodio + agua = hidróxido de sodio (I) (nomencl. Moderna)

El sodio tiene valencia 1 (número de oxidación +1), por lo tanto: Y además: Todo hidróxido se caracteriza por tener tantos radicales hidroxilos u oxhidrilos (OH-) como valencias tiene el metal. Cuando los subíndices corresponden al número 1 no se escriben.

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Otro ejemplo: Óxido de bario + agua = hidróxido de bario (nomencl. Tradicional) Óxido de bario + agua = hidróxido de bario (I) (nomencl. Moderna)

Todo hidróxido se caracteriza por tener tantos radicales hidroxilos u oxhidrilos (OH-) como valencias tiene el metal.

También tenemos, por ejemplo el caso del cobre: Cu con valencia 1

Óxido cuproso + agua = hidróxido cuproso (nomencl. Tradicional)

Óxido de cobre (I) + agua = hidróxido de cobre (I) (nomencl. Moderna)

Cu(OH)

Cu con valencia 2

Óxido cúprico + agua = hidróxido cúprico (nomencl. Tradicional) Óxido de cobre (II) + agua = hidróxido de cobre (II) (nomencl. Moderna)

Cu(OH)2

Todos los ácidos se designan con la palabra genérica ácido seguida del nombre del óxido ácido (omitiendo la palabra ácido) que lo formó.

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También diremos que el número de átomos de hidrógeno en la fórmula molecular de un ácido indica el número de grupos hidroxilos que hay presentes (unidos por una sola valencia al no metal) y la diferencia entre el número de átomos de oxígeno y el de hidrógeno indica la cantidad de átomos de oxígeno unidos, con sus dos valencias, al no metal del ácido.

FORMACIÓN DE OXOÁCIDOS

ÓXIDO ÀCIDO + AGUA OXÀCIDO

Ejemplo: SO3 + H2O H2SO4

Observemos que la fórmula molecular del ácido no es otra que la suma de todos los átomos del primer miembro.

De todas maneras puede surgir una pequeña complicación: Cuando sumamos por ejemplo N2O5 + H2O H2N2O6

No se ha formado una molécula de ácido como parece a simple vista, sino dos. Por eso, siempre que en la fórmula aparezcan como subíndices de todos los átomos números que admiten ser simplificados, deben desdoblarse los átomos del segundo miembro simplificándolos por el máximo común divisor (en nuestro ejemplo 2), que indica el número de moléculas producido, ya que en realidad se forman, en nuestro ejemplo, 2 moléculas de ácido buscado. N2O5 + H2O 2HNO3

HNO3: Ácido nítrico (nomencl. Tradicional) Nitrato (V) de hidrógeno (nomencl. Moderna)

A veces el óxido ácido reacciona no solamente con una molécula de agua sino con 2 ó 3.

1) P2O5 + H2O 2 HPO3 2) P2O5 + 2 H2O H4P2O7 3) P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4

Con respecto a la nomenclatura de estos 3 ácidos fosfóricos se los designa anteponiéndoles un prefijo característico de cada uno de ellos. HPO3 ácido metafosfórico H4P2O7 ácido pirofosfórico

H3PO4 ácido ortofosfórico (ácido fosfórico común) Ejemplos:

1) Óxido hipocloroso + agua = ácido hipocloroso (nomenclatura Tradicional)

Óxido de cloro (I) + agua = clorato (I) de hidrógeno (nomencl. Tradicional)

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HClO

2) Óxido carbónico + agua = ácido carbónico (nomencl. Tradicional) Óxido de carbono (IV) + agua = carbonato (IV) de hidrógeno (nomen. Moderna) H2CO3

3) Óxido sulfúrico + agua = ácido sulfúrico (nomencl. Tradicional)

Óxido de azufre (VI) + agua = sulfato (VI) de hidrógeno (nomencl. Moderna)

H2SO4

FORMACIÓN DE HIDRÁCIDOS

NO METAL + HIDRÓGENO HIDRÀCIDO

Los hidrácidos resultan de la unión directa de no metales con el hidrógeno, como por ejemplo:

HCl El cloro se une directamente con el hidrógeno para formar el hidrácido correspondiente. Cabe recordar que los hidrácidos carecen de oxígeno en su composición.

IMPORTANTE: Siempre utilizan la menor valencia y son casos excepcionales.

Los hidrácidos se designan con la palabra genérica ácido, seguido por el no metal que lo forma, terminado en hídrico.

Ejemplos: HF

Ácido fluorhídrico (nomenclatura tradicional) Fluoruro de hidrógeno (nomenclatura moderna)

HCl Ácido clorhídrico (nomenclatura tradicional) Cloruro de hidrógeno (nomenclatura moderna)

H2S Ácido sulfhídrico (nomenclatura tradicional) Sulfuro de hidrógeno (nomenclatura moderna)

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FORMACIÓN DE SALES

ÀCIDO + BASE SAL + AGUA

La combinación de un hidróxido (base) con un ácido da lugar a la formación de una función química llamada “sal”. En todos los casos además de la sal se forma agua.

Observemos que la diferencia existente entre el ácido y la sal consiste solamente en que hemos reemplazado el átomo de hidrógeno del ácido por un átomo del metal que constituía el hidróxido.

Conociendo la fórmula del ácido podemos, directamente, escribir la fórmula de la sal.

Supongamos que deseamos escribir la sal de sodio del ácido carbónico.

Observemos que tiene dos hidrógenos. Como sabemos que el hidrógeno tiene valencia 1, igual que el sodio, para convertir el ácido en la sal de sodio bastará con reemplazar cada átomo de hidrógeno por uno de sodio:

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SAL DE SODIO OBTENIDA DEL ÁCIDO CARBÓNICO

Nomenclatura tradicional:

Las sales se designan con una palabra cuya raíz es la misma del ácido que la originó, con una terminación característica.

SALES DE ÁCIDOS TERMINADOS EN “ICO”

Estas sales se designan cambiando la terminación “ICO” del ácido, por “ATO”

Ejemplos:

La sal de sodio del ácido nítrico se llama nitrato de sodio.

La sal de sodio del ácido perclórico se llama perclorato de sodio.

La sal de sodio del ácido sulfúrico, que se llama sulfato de sodio.

Sales de ácidos terminadas en “oso”.

Estas sales se designan cambiando la terminación “OSO” del ácido, por “ITO”

Ejemplos:

La sal de sodio del ácido sulfuroso, que se llama sulfito de sodio.

La sal de sodio del ácido nitroso se llama nitrito de sodio.

Sales de hidrácidos (terminados en “hídrico”)

Estas sales se designan cambiando la terminación “HÍDRICO” del ácido, por “URO”

Ejemplos:

La sal de sodio del ácido sulfhídrico se llama sulfuro de sodio.

La sal de sodio del ácido clorhídrico se llama cloruro de sodio.

Nomenclatura moderna: (IUPAC)

Se utiliza un criterio similar al tradicional pero añadiendo los numerales de Stock correspondientes. Para interpretar mejor dicha nomenclatura es conveniente incorporar un concepto más amplio de “ION”.

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ION Átomo o grupo de átomos que han perdido o ganado uno o más electrones. Se representa escribiendo el símbolo del elemento que lo forma y colocando arriba y a la derecha del mismo el número de cargas seguidas de su signo.

Ejemplos

Por lo tanto para nombrar las sales según la nomenclatura moderna se procederá de la siguiente manera:

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Ejemplo:

Fe2(SO4)3 Sulfato (VI) de hierro (III)

En el ejemplo anterior se puede observar que en la fórmula molecular el primer término es el catión y el segundo (entre paréntesis) es el anión, pero al nombrar la sal el orden que se utiliza es el inverso.

Cabe recordar que:

Para los compuestos (sustancias eléctricamente neutras), la suma de los números de oxidación de todos los átomos que participan en su fórmula debe ser igual a cero.

SALES DE HIDRÁCIDOS.

HIDRÁCIDO + BASE SAL + AGUA

Ejemplo:

SALES NEUTRAS

Son sales que en su composición NO poseen hidrógeno/s (grupo ácido H+) NI grupo/s hidroxilo/s (OH-).

ÀCIDO + BASE SAL NEUTRA + AGUA

Ejemplo:

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También existen otros dos tipos de sales, ácidas y básicas, que serán consideradas en éste apunte, aunque es importante resaltar que ambas son obtenidas de manera teórica, no en el laboratorio ni en la naturaleza.

SALES ÁCIDAS

Son aquellas que poseen en su composición grupo/s ácido/s (H+).

ÁCIDO + BASE SAL ÁCIDA + AGUA

SALES BÁSICAS

Son aquellas que en su composición poseen grupo/s hidroxilo/s (OH-)

ÁCIDO + BASE SAL BÁSICA + AGUA

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AJUSTE O BALANCEO DE ECUACIONES

Para escribir una reacción química se procede de la siguiente manera: se escriben las sustancias reaccionantes (o reactivos) y separados por una flecha se escriben los productos.

Por ejemplo: la ecuación de formación de óxido de calcio o monóxido de calcio.

Durante una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, se REORDENAN. Para que esto se cumpla se debe balancear o ajustar la ecuación.

Generalmente conviene empezar por la sustancia que posee más elementos o la de forma más compleja.En el caso del ejemplo:

La ecuación todavía NO representa la realidad ya que el número y el tipo de átomos presentes debe ser el mismo a ambos lados de la ecuación, y puede observarse que en los reactivos hay dos átomos de oxígeno y en los productos solo uno.

Para solucionar esta situación, es necesario anteponer en la ecuación, delante de cada una de las moléculas intervinientes, números enteros tales que la suma total de todos los átomos de una especie presentes en los reactivos sea igual a la suma total de todos los átomos de esa especie presentes en los productos.

En el ejemplo:

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De esta manera, luego de igualar la ecuación, en los reactivos habrá dos moléculas de calcio, cada una con un átomo de calcio y una molécula de oxígeno que posee dos átomos de oxígeno. En los productos habrá: dos moléculas de monóxido de calcio cada una con un átomo de calcio y un átomo de oxígeno (de allí los dos átomos de calcio y de oxígeno de la tabla del ejemplo).

CANTIDAD DE SUSTANCIA

La cantidad de sustancia es una magnitud proporcional al número de entidades elementales que la constituyen. El MOL es la unidad de cantidad de sustancia. Su símbolo es “mol” y se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012kg de carbono 12 (C12).

UN POCO DE HISTORIA...

La palabra “mol” fue propuesta alrededor de 1896 por Wilhelm Ostwald y significa “montón o pila”.

Siendo el mol una unidad de magnitud (cantidad de sustancia), se trabaja con ella de la misma manera que con las unidades de otras magnitudes. Por ejemplo, al hablar se dice “10 metros” y se simboliza “10m”; del mismo modo se dice “10 moles” y se simboliza “10 mol”.

CONSTANTE DE AVOGADRO

El número de partículas de un mol es 6,0221367.1023, valor que fue recientemente actualizado con el uso de instrumentos de mayor precisión y de realizar mejores mediciones. En el trabajo que no requiere tanta precisión se utiliza 6,02 . 1023. Al introducirse la cantidad de sustancia como una nueva magnitud física fundamental, éste valor dejó de ser un número para convertirse en una constante, llamada constante de Avogadro, que resulta ser igual a 6.02 1023 mol –1.

NA = 6,02 . 1023 = 602.000.000.000.000.000.000.000

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NA= Número de Avogadro De lo anterior podemos deducir que un mol de átomos son seiscientos dos mil trillones de átomos, un mol de moléculas son seiscientos dos mil trillones de moléculas y un mol de autos son seiscientos dos mil trillones de autos.

MASA MOLAR

Es la masa que posee un mol de una determinada sustancia. Para calcular la masa molar basta con conocer su fórmula y tener sus masas atómicas (este dato se obtiene de la Tabla Periódica). Los símbolos que identifican a estos conceptos son:

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Resumen

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Actividades

Actividad 1: Una con flechas según corresponda.

Fase presenta diferentes propiedades intensivas. Sustancias cuando sus componentes no son perceptibles ni al

ultramicroscopio y presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos.

Sistema material heterogéneo cada una de las porciones homogéneas que

constituyen un sistema heterogéneo. Sistema material es homogéneo son sistemas homogéneos que no se pueden

fraccionar.

Solución es un sistema que resulta homogéneo al

ultramicroscopio y que está formado por dos o más sustancias.

Cuerpo son los diferentes tipos de componentes que constituyen los cuerpos

Materiales es todo aquello que tiene peso, ocupa un lugar

determinado en el espacio y puede ser captado por los sentidos.

Materia es la porción limitada de materia

Actividad 2: Clasifique las siguientes propiedades en extensivas e intensivas según corresponda. Explique brevemente la diferencia entre ambas. Identifique cuáles pertenecen a los caracteres organolépticos.

Volumen Punto de ebullición

Densidad Brillo

Olor Color Peso Punto de fusión

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Actividad 3: Responda V o F según corresponda. Justifique sus respuestas.

Materia es todo aquello que tiene peso, ocupa un lugar determinado en el espacio y NO puede ser captado por los sentidos.

Cuerpo es toda porción limitada de materia.

El pasaje del estado sólido al gaseoso, sin pasar por el estado líquido, se llama volatilización y el paso del estado gaseoso al sólido, sublimación.

Los caracteres organolépticos son todas aquellas propiedades que se pueden identificar mediante instrumentos de medición.

Actividad 4: ¿Cuáles son las principales diferencias entre las propiedades intensivas y las extensivas?

Actividad 5: ¿Qué diferencia existe entre el soluto y el solvente? Escriba un ejemplo de un sistema indicando cuál es el soluto y cuál el solvente.

Actividad 6: Complete las frases con las palabras que faltan.

Se denomina ....................... a cada una de las porciones ................................... que constituyen un sistema heterogéneo.

Una ..................................... es todo sistema material homogéneo que resiste los métodos ............................. de separación sin sufrir cambios.

Cuando un sistema homogéneo está formado por más de una sustancia recibe el nombre de .......................................

Actividad 7: Complete la siguiente tabla, consultando en la tabla periódica para obtener los símbolos de los elementos.

ELEMENTO SÍMBOLO Z A P+ E- Nº

Magnesio

12 12

Azufre

32 16

Potasio

19 20

Nitrógeno

14 7

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Actividad 8: El Número atómico (Z) nos indica el número de protones que posee un átomo de un determinado elemento. Si este átomo es neutro, el número de electrones es igual al de protones y en consecuencia al número atómico. Existe también el Número másico (A) ¿qué nos informa dicho número acerca de la constitución del núcleo atómico?

Actividad 9: Defina los conceptos de: ión, anión y catión, e indique cómo se representan.

Actividad 11: Complete el siguiente cuadro utilizando la Tabla Periódica.

Actividad 12: Complete el siguiente esquema.

CATIÓN

ANIÓN

FÓRMULA DE LEWIS

COMPUESTO

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Actividad 13: ¿A qué se llama “numeral de Stock”?.

Actividad 14: Complete el siguiente cuadro: (consulte su tabla periódica en los casos que considere necesario).

ELEMENTO

VALENCIA

FÓRMULA

DESARROLLADA

FÓRMULA

MOLECULAR


NOMENCLATURA

MODERNA (IUPAC)

Cl

1

Cl20

Cl

3

Cl2O3

Cl

5

Cl2O5

Cl

7

Cl2O7

Nomenclatura de la química inorgánica

……………………….. METAL

OXIDO ACIDO ……………………… + O2 + O2

ACIDO BASE

+ H2O + H2O

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Actividad 15: Nombre los siguientes compuestos según la nomenclatura tradicional y la moderna:

a) SO b) CO2 c) I2O7 d) Fe2O3 e) Fe (OH)2 f) Fe (OH)3 g) HNO2 h) HBrO2

Actividad 16: ¿Dónde hay más moléculas en 18g de agua (H2O) o en 18g de amoníaco (NH3)?

Actividad 17: Realice la siguiente actividad.

Se hacen reaccionar 2 moles de dióxido de manganeso con 6 moles de ácido clorhídrico, según la reacción:

Calcular:

1. La masa del reactivo en exceso. 2. La masa de agua formada.

Actividad 18: ¿Cuántos moles de átomo están presentes en 25g de cobre? Dato: A(Cu)= 63,5

Actividad 19: ¿Cuántos moles de molécula de cloro (Cl2) y de átomos de cloro (Cl) componen 100g de cloro? Dato: A(Cl)= 35,5

Actividad 20: ¿Cuál es la masa en gramos de 0,25 moles de átomo de potasio? Dato:A(K)= 39,1

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Actividades (Respuestas) Actividad 1

Una con flechas según corresponda. Fase presenta diferentes propiedades intensivas. Sustancias cuando sus componentes no son perceptibles ni al

ultramicroscopio y presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos.

Sistema material heterogéneo cada una de las porciones homogéneas que

constituyen un sistema heterogéneo. Sistema material es homogéneo son sistemas homogéneos que no se pueden

fraccionar.

Solución es un sistema que resulta homogéneo al

ultramicroscopio y que está formado por dos o más sustancias.

Cuerpo son los diferentes tipos de componentes que constituyen los cuerpos

Materiales es todo aquello que tiene peso, ocupa un lugar

determinado en el espacio y puede ser captado por los sentidos.

Materia es la porción limitada de materia

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Respuesta

Actividad 2:

Clasifique las siguientes propiedades en extensivas e intensivas según corresponda. Explique brevemente la diferencia entre ambas. Identifique cuáles pertenecen a los caracteres organolépticos.

Volumen Punto de ebullición

Densidad Brillo

Olor Color Peso Punto de fusión

Respuesta

Volumen: Extensiva Punto de ebullición: Intensiva Densidad: Intensiva Brillo: Intensiva C.O Olor: Intensiva C. O Color: Intensiva C.O

Peso: Extensiva Punto de fusión: Intensiva

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Las propiedades extensivas son aquellas que dependen de cantidad de materia y las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia de materia que se considere.

Actividad 3

Responda V o F según corresponda. Justifique sus respuestas.

Materia es todo aquello que tiene peso, ocupa un lugar determinado en el espacio y NO puede ser captado por los sentidos.

Cuerpo es toda porción limitada de materia.

El pasaje del estado sólido al gaseoso, sin pasar por el estado líquido, se llama volatilización y el paso del estado gaseoso al sólido, sublimación.

Los caracteres organolépticos son todas aquellas propiedades que se pueden identificar mediante instrumentos de medición.

Respuesta

Materia es todo aquello que tiene peso, ocupa un lugar determinado en el espacio y NO puede ser captado por los sentidos. F es captado por los sentidos.

Cuerpo es toda porción limitada de materia. V

El pasaje del estado sólido al gaseoso, sin pasar por el estado líquido, se llama volatilización y el paso del estado gaseoso al sólido, sublimación. V

Los caracteres organolépticos son todas aquellas propiedades que se pueden identificar mediante instrumentos de medición. F se pueden identificar mediante los sentidos.

Actividad 4

¿Cuáles son las principales diferencias entre las propiedades intensivas y las extensivas?

Respuesta

Se denominan propiedades extensivas a aquellas que dependen de la cantidad de materia de materia, o masa, de la muestra que se está analizando. Por ejemplo, el volumen, el peso y las dimensiones en general (largo, ancho, diámetro, etc.) Se denominan propiedades intensivas, a las que son independientes de la cantidad de materia, o masa, que se analiza pues sólo dependen del material en sí mismo. Por ejemplo, el color, el sabor, el peso específico, la conductividad eléctrica, la temperatura de fusión, de ebullición, etc.

Actividad 5

¿Qué diferencia existe entre el soluto y el solvente? Escribe un ejemplo de un sistema indicando cuál es el soluto y cuál es el solvente.

Respuesta

La sustancia que posee el mismo estado físico que la solución resultante, o bien a la que se encuentra en el sistema en mayor proporción se denomina DISOLVENTE o directamente SOLVENTE. La sustancia que se disuelve en el disolvente se denomina SOLUTO.

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Actividad 6 Complete las frases con las palabras que faltan.

Se denomina ....................... a cada una de las porciones ................................... que constituyen un sistema heterogéneo.

Una ..................................... es todo sistema material homogéneo que resiste los métodos ............................. de separación sin sufrir cambios.

Cuando un sistema homogéneo está formado por más de una sustancia recibe el nombre de .......................................

Respuesta

Se denomina fase a cada una de las porciones homogéneas que constituyen un sistema heterogéneo.

Una sustancia es todo sistema material homogéneo que resiste los métodos físicos de separación sin sufrir cambios.

Cuando un sistema homogéneo está formado por más de una sustancia recibe el nombre de solución.

Una solución está saturada cuando contiene disuelta la máxima cantidad del soluto que puede disolverse a una cierta temperatura.

Actividad 7

Complete la siguiente tabla, consultando en la tabla periódica para obtener los símbolos de los elementos.


Magnesio

12 12

Azufre

32 16

Potasio

19 20

Nitrógeno

14 7

Respuesta


Magnesio

Mg 12 24 12 12 12

Azufre

S 16 32 16 16 16

Potasio

K 19 39 19 19 20

Nitrógeno

N 7 14 7 7 7

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Actividad 8: El Número atómico (Z) nos indica el número de protones que posee un átomo de un determinado elemento. Si este átomo es neutro, el número de electrones es igual al de protones y en consecuencia al número atómico. Existe también el Número másico (A) ¿qué nos informa dicho número acerca de la constitución del núcleo atómico?

Respuesta

Indica la suma de protones y neutrones. A = P+ + Nº Nº = A – P+ Actividad 9:

Defina los conceptos de: ión, anión y catión, e indique cómo se representan.

Respuesta Ion Átomo o grupo de átomos que han perdido o ganado uno o más electrones. Se representa escribiendo el símbolo del elemento que lo forma y colocando arriba y a la derecha del mismo el número de cargas seguidas de su signo. Anión Átomo que gana electrones y queda con un exceso de cargas negativas. Ej: O2-

Catión Átomo que pierde electrones y queda con un exceso de cargas positivas. Ej: Li+

Actividad 11

Complete el siguiente cuadro utilizando la Tabla Periódica.

CATIÓN

ANIÓN

FÓRMULA DE LEWIS

COMPUESTO

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Respuesta

Actividad 12:

Complete el siguiente esquema.

CATIÓN

ANIÓN

FÓRMULA DE LEWIS

COMPUESTO

NaCl

Na2O

CaCl2

Cr2O3


……………………….. METAL

OXIDO ACIDO ……………………… + O2 + O2

ACIDO BASE

+ H2O + H2O

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Respuesta

Actividad 13:

¿A qué se llama “numeral de Stock”?

Respuesta Numeral de Stock: número de oxidación con el que actúa el elemento en cuestión. Se escribe como número romano entre paréntesis al finalizar el nombre del compuesto.

Actividad 14:

Complete el siguiente cuadro: (consulte su tabla periódica en los casos que considere necesario)

ELEMENTO

VALENCIA

FÓRMULA

DESARROLLADA

FÓRMULA

MOLECULAR


NOMENCLATURA

MODERNA (IUPAC)

Cl

1

Cl20

Cl

3

Cl2O3

Cl

5

Cl2O5

Cl

7

Cl2O7


NO METAL METAL

OXIDO ACIDO OXIDO BASICO + O2 + O2

ACIDO BASE + H2O + H2O

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Respuesta

Elemento

Valencia

Fórmula desarrollada

Fórmula

Molecular

Nomenclatura

tradicional

Nomenclatura

moderna (IUPAC)

Cl

1

Cl20

Óxido hipocloroso

Óxido de cloro (I) Monóxido de dicloro

Cl

3

Cl2O3

Óxido cloroso

Óxido de cloro (III) Trióxido de dicloro

Cl

5

Cl2O5

Óxido clórico

Óxido de cloro (V) Pentóxido de dicloro

Cl

7

Cl2O7

Óxido

perclórico

Óxido de cloro (VII) Heptóxido de dicloro

Actividad 15:

Nombre los siguientes compuestos según la nomenclatura tradicional y la moderna:

a) SO b) CO2 c) I2O7 d) Fe2O3 e) Fe (OH)2 f) Fe (OH)3 g) HNO2 h) HBrO2

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Respuesta

a) óxido sulfuroso / óxido de azufre (II) b) óxido carbónico / óxido de carbono (IV) c) óxido periódico / óxido de yodo (VII) d) óxido férrico / óxido de hierro (III) e) hidróxido ferroso / hidróxido de hierro (II) f) hidróxido férrico / hidróxido de hierro (III) g) ácido nitroso / nitrato (III) de hidrógeno h) ácido bromoso / bromato (III) de hidrógeno

Actividad 16:

¿Dónde hay más moléculas en 18g de agua (H2O) o en 18g de amoníaco (NH3)?

Respuesta

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Respuesta: hay más moléculas en 18g de amoníaco. Actividad 17:

Realice la siguiente actividad.

Se hacen reaccionar 2 moles de dióxido de manganeso con 6 moles de ácido clorhídrico, según la reacción:

Calcular:

1. La masa del reactivo en exceso. 2. La masa de agua formada.

Respuesta

Primero se debe igualar la ecuación.

Luego es necesario averiguar si alguno de los reactivos está en exceso, ya que todas los cálculos deben realizarse en base al reactivo limitante.

1.

1 mol

4 moles

1 mol

2 moles

1 mol

2 moles

6 moles

¿? masa

Para evidenciar cuál de los dos reactivos se encuentra en exceso realizo los siguientes cálculos:

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Así puede observarse que con 2 moles de óxido (dato del ejercicio) deberían reaccionar 8 moles de ácido, pero solo cuento con 6 moles de ácido (dato del problema), por lo tanto quien limita la formación de producto es el ácido.

1 mol 87g

4 moles

1 mol

2 moles

18g.2=36g

1 mol

2 moles

REACTIVO EN

EXCESO

6 moles

REACTIVO LIMITANTE

¿? masa

Esto quiere decir que de los 2 moles de óxido se utilizan solo 1,5 moles; el resto (0,5 moles) está en exceso. Para calcular la masa de reactivo en exceso se procede de la siguiente manera:

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Hay 43,5g de óxido en exceso. 2.

Con 6 moles de ácido se forman 54g de agua.

Actividad 18:

¿Cuántos moles de átomo están presentes en 25g de cobre? Dato: A(Cu)= 63,5

Respuesta

La masa molar del Cu será 63,5g/mol

Actividad 19: ¿Cuántos moles de molécula de cloro (Cl2) y de átomos de cloro (Cl) componen 100g de cloro? Dato: A(Cl)= 35,5

M(Cl2)= 2 . 35,5 = 71

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Como una molécula de cloro está formada por 2 átomos de cloro, 1,41 moles de molécula de cloro corresponden a 2,82 moles de átomos de cloro.

Actividad 20:

¿Cuál es la masa en gramos de 0,25 moles de átomo de potasio? Dato: A(K)= 39,1

Respuesta

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Autoevaluación

1. La fórmula de la morfina es C17H19NO3 ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en un mol de morfina?

2. Marque con una cruz la respuesta correcta. Justifique.

1. La materia puede presentarse en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Son características del estado sólido:

Tener forma y volumen definido. Ser incompresibles y rígidos. Tener forma pero no volumen definido. Ser incompresibles y rígidos. Tener forma y volumen definido. Ser compresibles y adoptar la forma

del recipiente que los contiene.

2. Se denomina atomicidad :

Al número de átomos que forman la molécula de una sustancia A la relación entre la masa de un átomo de un elemento con respecto a

un átomo de C12, multiplicado por 12 A la cantidad de moléculas que forman un átomo

3. Conociendo las masas atómicas de los diferentes elementos es posible calcular la masa

molecular de una sustancia. La masa molecular de 1 mol de dióxido de carbono, sabiendo la masa atómica del carbono (12) y la del oxígeno (16), es:

28 44g 44

4. La masa de 1 mol de molécula de dióxido de carbono es:

28g 44g 44

5. En una masa igual a 44g de CO2 hay:

Un mol de moléculas de dióxido de carbono. Un mol de átomos de dióxido de carbono. Un mol de molécula de cualquier gas en CNPT.

6. Las condiciones normales de presión y temperatura son:

22.4 litros 0ºC y 1 atmósfera 100ºC y 1 atmósfera

7. En una masa igual a 1 mol de cualquier sustancia hay 6.02 . 1023 moléculas.

Si No Según su estado de agregación

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8. Cuando un átomo pierde electrones, se convierte en un ion:

con carga eléctrica positiva con carga eléctrica negativa eléctricamente neutro.

9. Un átomo es la menor porción de materia que participa en una reacción química y:

con carga eléctrica positiva con carga eléctrica negativa eléctricamente neutro.

10. Átomo o grupo de átomos con una carga eléctrica negativa es el concepto de:

anión catión electrón

11. Un átomo que tiene una carga eléctrica negativa, se debe a la pérdida de:

anión catión electrón

3. Identifique en los siguientes sistemas materiales cuántas fases existen. Indique cuáles son y si se trata de un sistema homogéneo o heterogéneo.

1. Agua, con sal y azúcar en pequeñas cantidades. 2. Un trozo de hierro. 3. Agua, aceite y un trozo de hielo. 4. Carbón en polvo suspendido en agua, hielo y vapor de agua.

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1. La fórmula de la morfina es C17H19NO3 ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en un mol de morfina?

Respuesta: Una molécula de morfina (C17H19NO3) está constituida por 3 átomos de oxigeno, en 1 mol de morfina habrá:

2. Marque con una cruz la respuesta correcta. Justifique.

Respuesta:

1. La materia puede presentarse en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Son características del estado sólido:

+ Tener forma y volumen definido. Ser incompresibles y rígidos. Tener forma pero no volumen definido. Ser incompresibles y rígidos. Tener forma y volumen definido. Ser compresibles y adoptar la forma

del recipiente que los contiene.

2. Se denomina atomicidad :

+ Al número de átomos que forman la molécula de una sustancia A la relación entre la masa de un átomo de un elemento con respecto a

un átomo de C12, multiplicado por 12 (definición de masa atómica) A la cantidad de moléculas que forman un átomo (los átomos forman

moléculas) 3. Conociendo las masas atómicas de los diferentes elementos es posible calcular la masa

molecular de una sustancia. La masa molecular de 1 mol de dióxido de carbono, sabiendo la masa atómica del carbono (12) y la del oxígeno (16), es:

28 44g + 44 M (CO2) = A (C) +2 A (O2) = 12 + 2 . 16 = 44

4. La masa de 1 mol de molécula de dióxido de carbono es:

28g + 44g Cuando la masa molecular se expresa en gramos, se habla de

masa de un mol de moléculas. 44

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5. En una masa igual a 44g de CO2 hay:

+ Un mol de moléculas de dióxido de carbono. Un mol de átomos de dióxido de carbono. Un mol de molécula de cualquier gas en CNPT.

6. Las condiciones normales de presión y temperatura son:

22.4 litros + 0ºC y 1 atmósfera 100ºC y 1 atmósfera

7. En una masa igual a 1 mol de cualquier sustancia hay 6.02 . 1023 moléculas.

+ Si No Según su estado de agregación

8. Cuando un átomo pierde electrones, se convierte en un ion:

+ con carga eléctrica positiva con carga eléctrica negativa eléctricamente neutro.

9. Un átomo es la menor porción de materia que participa en una reacción química y:

con carga eléctrica positiva con carga eléctrica negativa + eléctricamente neutro.

10. Átomo o grupo de átomos con una carga eléctrica negativa es el concepto de:

+ anión catión electrón

11. Un átomo que tiene una carga eléctrica negativa, se debe a la pérdida de:

anión catión + electrón

3. Identifique en los siguientes sistemas materiales cuántas fases existen. Indique cuáles son y si se trata de un sistema homogéneo o heterogéneo.

Respuesta:

1. Agua, con sal y azúcar en pequeñas cantidades. Este sistema posee una sola zona con las mismas propiedades intensivas, de modo que se presenta como homogéneo. Posee sola fase. 2. Un trozo de hierro. Este sistema es homogéneo. Posee una sola fase.

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3. Agua, aceite y un trozo de hielo. Es un sistema heterogéneo de tres fases (agua, aceite, hielo) y de dos componentes: agua y aceite. No olvidemos que el hielo es agua en otro estado, pero no aporta una sustancia más al sistema 4. Carbón en polvo suspendido en agua, hielo y vapor de agua. Es un sistema de tres fases: carbón, agua y vapor de agua y dos componentes: carbón y agua. Es un sistema heterogéneo.

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Soluciones

Introducción Una solución es un sistema homogéneo formado por dos o más sustancias. La infusión de té, es una solución de azúcar y de varias sustancias provenientes de las hojitas de té que se han disuelto en el agua. El té puede estar más oscuro o más claro, más dulce o más amargo y esto significa que con los mismos componentes se pueden obtener diferentes soluciones. En esta unidad analizaremos diversos conceptos relacionados con esta definición y clasificaremos las soluciones con el objeto de estudiar y reconocer sus propiedades. También analizaremos las diversas formas que existen de expresar las concentraciones de las soluciones.

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Soluciones

Objetivos

Clasificar las soluciones según sus propiedades.

Interpretar y resolver ejercicios utilizando distintas formas de expresar las

concentraciones.

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Soluciones


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Soluciones

Contenidos

SOLUCIONES Se denomina solución a cualquier sistema homogéneo formado por más de una sustancia.

Nota

Una solución es un sistema que resulta homogéneo al ultramicroscopio y que está formado por dos o más sustancias. Se puede fraccionar, es decir que, sometida a métodos físicos adecuados, origina fracciones con propiedades intensivas diferentes.

SOLUCIONES SÓLIDAS

El bronce y el oro 18 kilates son ejemplos de soluciones sólidas. Las soluciones sólidas entre metales se denominan aleaciones. El bronce es una aleación formada por cobre y estaño. El oro 18 kilates es una aleación de oro y cobre, aunque también puede estar formada por oro y plata o por oro y platino. Las amalgamas también son soluciones sólidas, compuestas por mercurio y otro metal. Las amalgamas que se utilizan para fabricar las monedas son el cuproaluminio (mezcla de cobre y aluminio) y el cuproníquel (mezcla de cobre y níquel).

SOLUCIONES LÍQUIDAS

El agua potable, la nafta y el alcohol son ejemplos de soluciones líquidas. La soda o las bebidas gaseosas también son soluciones líquidas cuando se encuentran en las latas o botellas cerradas; al abrirlas, se forman burbujas, emanan gases y por ende el sistema se transforma en un sistema heterogéneo. Para comprender mejor estas cuestiones imagine una solución sencilla formada sólo por agua y sal.

En lenguaje científico, para definir este fenómeno se puede decir que la sustancia sal – que es un sólido – se disolvió en el agua – líquida – formando una solución líquida. Si la cantidad de sal agregada es muy pequeña, por ejemplo, se obtiene una solución “diluida”. En cambio, si se tiene bastante cantidad estamos en presencia de una solución “concentrada”.

SOLUCIONES GASEOSAS

En los gases, los átomos se encuentran mucho más separados que en los líquidos y sólidos. Se mueven mucho más rápido chocando entre sí o con las superficies que encuentran a su paso. En una primera aproximación podemos decir que casi no interactúan con las partículas vecinas.

Aunque el estado de una sustancia depende de la presión y la temperatura a la que se encuentre, habitualmente al hablar de gases nos referimos a las sustancias que se encuentran en dicho estado a presión y temperatura ambiente.

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Soluciones

SOLUTO Y SOLVENTE

SOLUCIÓN DILUIDA, CONCENTRADA, SATURADA Y SOBRESATURADA.

¿Se puede seguir agregando soluto indefinidamente y siempre obtener una solución? No, no es posible. Existe un límite –que en cada caso depende del tipo de soluto y solvente y de la temperatura a la cual se realice el experimento– a partir del cual el sistema deja de ser una solución para transformarse en un sistema heterogéneo. Si en una taza con té agrega un exceso importante de azúcar aun cuando agite continuamente, llega un momento en el que el sistema no admite más azúcar y ésta se empieza a acumular en el fondo de la taza. Se dice entonces que la solución se saturó.

Nota

Una solución está saturada cuando contiene disuelta la máxima cantidad del soluto que puede disolverse a una cierta temperatura.

La única manera de estar completamente seguro de que una solución está saturada es que se encuentre presente, también, un exceso de soluto sin disolver. La solubilidad es la concentración de la solución saturada para una solución que se disuelve en un determinado solvente a una cierta temperatura. En general la solubilidad de los sólidos en el agua aumenta al aumentar la temperatura. Cuando la que se disuelve en agua es una sustancia gaseosa, por ejemplo, el oxígeno que se encuentra en el aire, la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

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Soluciones

SOLUCIÓN

DILUÍDA Cuando posee una mínima cantidad de soluto disuelto.

CONCENTRADA Cuando posee gran cantidad de soluto, pero sin llegar a la

saturación.

SATURADA

Cuando posee la máxima cantidad de soluto que se

puede disolver en esa cantidad de solvente, a una determinada temperatura.

SOBRESATURADA

Cuando ésta contiene más soluto que la cantidad

soportada en condiciones de equilibrio por el solvente, a una temperatura dada. Es por lo tanto una solución inestable, en la cual el

exceso disuelto se depositará.

SIMBOLOS UTILIZADOS FRECUENTEMENTE

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

Se denomina concentración de una solución a la relación entre la cantidad de soluto y de solvente o entre la cantidad de soluto y la solución. Existen formas de expresar dichas concentraciones. Algunas de ellas son:

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Soluciones

% m/m: (porcentaje masa en masa o porciento en masa) indica cuántos gramos de soluto hay en 100 gramos de solución.

Ejemplo: cuando se indica que una solución tiene una concentración de 5% m/m se quiere expresar que en 100g de solución están disueltos 5g de soluto.

5%m/m = 5g St/ 100gSn

% m/V: indica cuántos gramos de soluto están disueltos en 100cm3 o ml de solución.

Ejemplo: si 100 cm3 de una solución contienen 2g de soluto, entonces la concentración de dicha solución será 2%m/V. ¿Qué masa de soluto estará disuelta en 30cm3 de la solución anterior?

% V/V: se define el volumen de soluto que se encuentra disuelto en 100 cm3 de solución.

MOLARIDAD: M indica los moles de soluto que hay en 1 dm3 o litro de solución.

Ejemplo: se prepara una solución que contiene 6g de soluto cuyo M=60g en 500ml de solución. Expresar su concentración en molaridad (M). Importante: no debe confundir el símbolo de molaridad y el de masa molar, ya que el concepto es diferente pero su simbología es la misma.

MOLALIDAD (m): se define como el número de moles de soluto disueltos en 1kg de

solvente.

Ejemplo: Si en 1Kg de agua disolvemos 0,5 moles de azúcar, diremos que se preparó una solución 0,5m.

NORMALIDAD (N): corresponde al número de equivalentes de soluto por litro de solución.

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Soluciones

Se define como equivalente gramo de un ácido a la masa de dicho ácido (expresada en gramos) que proporciona, en solución acuosa, un mol de iones H+. De igual forma, se define como equivalente gramo de una base a la masa de dicha base (expresada en gramos) que proporciona, en solución acuosa, un mol de iones OH-. Por último, se define como equivalente gramo de una sal a la masa de dicha sal (expresada en gramos) que proporciona, en solución acuosa, un mol de iones con cargas + ó -.

IMPORTANTE

Recuerde que: De la suma de la masa del soluto y del solvente se obtiene la masa de la solución.

mSt + mSv = mSn

No puede obtenerse el volumen de la solución sumando los volúmenes del soluto y del solvente. Los volúmenes NO SON ADITIVOS.

VSt + VSv ≠ VSn

PARTES POR MILLÓN (Ppm): Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra, es común emplear la relación partes por millón (ppm). El millón equivale a 106.

Es de uso relativamente frecuente en la medición de la composición de atmósfera terrestre. Así el aumento de dióxido de carbono en el aire debido al calentamiento global se suele dar en dichas unidades.

Por ejemplo, 1 ppm de CO2 en aire podría ser, en algunos contextos, una molécula de CO2 en un millón de moléculas de aire. Otro ejemplo sería, cuando hablamos de trazas en disoluciones acuosas, donde 1 ppm corresponde a 1 mg soluto/ kg disolución, o lo que es lo mismo: 1 mg soluto/ L disolución -ya que en estos casos, el volumen del soluto es despreciable, y la densidad del agua es 1 Kg/L.

Luego de analizar estos conceptos ya se encuentra en condiciones de resolver ejercicios utilizando las concentraciones en “normalidad”.

Es importante recordar que: NORMALIDAD (N): corresponde al número de equivalentes de soluto por litro de solución.

Se define como equivalente gramo de un ácido a la masa de dicho ácido (expresada en gramos) que proporciona, en solución acuosa, un mol de iones H+. De igual forma, se define como equivalente gramo de una base a la masa de dicha base (expresada en gramos) que proporciona, en solución acuosa, un mol de iones OH-. Por último, se define como equivalente gramo de una sal a la masa de dicha sal (expresada en gramos) que proporciona, en solución acuosa, un mol de iones con cargas + ó -.

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Soluciones

Si consideramos que el H2SO4 interviene en una reacción ácido-base liberando 2 moles de iones H+ por cada mol de ácido tendremos:

Como la masa molar del ácido es 98g, 0,5 moles corresponden a 49g, que es el equivalente gramo de ácido en esta reacción. Ejemplo: Calcular la normalidad de una solución de Fe(OH)2 que contiene 1,796g de base en 100cm3 de solución. 1º Se debe calcular el equivalente gramo de la base: se define como equivalente gramo de una base a la masa de dicha base (expresada en gramos) que proporciona, en solución acuosa, un mol de iones OH-.

2º Hallar los gramos de base por litro de solución:

3º Hallar la N:

DILUCIÒN

Si nos sirven una taza de café y está muy "cargado" (concentración alta de café), lo que hacemos de manera natural es agregarle más agua hasta que el sabor sea menos intenso o, en otras palabras, que baje la concentración de café. Este procedimiento que realizamos de manera mecánica, es un proceso de dilución. Luego pues, la dilución es el

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Soluciones

procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada, y consiste simplemente EN AÑADIR MÁS SOLVENTE.

¿Qué hay que tener en cuenta en una dilución?

En una dilución la cantidad de soluto no varía. Lo que varía en una dilución es el volumen del solvente: al añadirse más solvente, la concentración del soluto disminuye, pues el volumen (y el peso) de la solución aumenta.

Imaginemos que tenemos un litro de solución acuosa de lejía (hipoclorito de sodio, NaOCl), cuya molaridad es 0,3 M (solución de la izquierda). Usando la fórmula de molaridad, podemos deducir que hay 0,3 moles de NaOCl. Ahora, como está muy concentrada, añadimos 1 litro más de agua (el solvente), hasta alcanzar el volumen de 2 L (solución de la derecha):

¿Qué ha cambiado? Las moles de NaOCl no cambian, puesto que no hemos añadido soluto. Lo que sí cambia es el volumen de la solución: pasa de 1 L a convertirse en 2 L. Por tanto, la molaridad cambia, y la volvemos a calcular:

Como vemos, la molaridad disminuye, puesto que estamos diluyendo la solución. SIEMPRE, DESPUÉS DE UNA DILUCIÓN, LA CONCENTRACIÓN DEBE SER MENOR.

Se tiene una solución acuosa 1 M de KMn04. ¿Qué volumen de esta solución deberá tomarse para preparar 1 litro de una solución acuosa 0,4 M de KMnO4 ? La solución de partida es 1 M, esto quiere decir que hay 1 mol de KMnO4 por cada litro de solución, ya que:

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Soluciones

Por tanto: Moles de KMnO4 = (1 M) (1 L) = 1 mol

La solución diluída debe ser 0,4 M y debemos preparar 1 L, lo que implica que debe contener 0,4 moles.Ahora averiguemos el volumen de la solución de partida que debemos tomar de manera que tengamos los 0,4 moles. Demos establecer que :

Esto significa que debemos tomar 0,4 L (400 mL) de la solución de partida, y agregar agua hasta alcanzar un litro de solución, es decir, debemos añadir 600 mL de agua.

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Soluciones

Resumen

Las soluciones en Química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada o el gas carbónico en los refrescos.

El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua).

Las mezclas de gases, son soluciones. Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida.

En la naturaleza la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones.

El agua es la biomolécula más abundante del ser humano, constituye un 65-70 % del peso total del cuerpo. Esta proporción debe mantenerse muy próxima a estos valores para mantener la homeóstasis hídrica, por lo contrario el organismo se ve frente a situaciones patológicas debidas a la deshidratación o la retención de líquidos. La importancia del estudio de la biomolécula agua radica en el hecho de que la totalidad de las reacciones bioquímicas se realizan en el seno del agua, todos los nutrientes se transportan en el seno del agua.

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Actividades

Actividad 1: La glucosa es un hidrato de carbono fundamental en el metabolismo humano. Dada una solución de glucosa al 20%, calcule:

a) masa de soluto que se encuentra en 400g de solución. b) masa de soluto que se encuentra disuelta en 400g de solvente.

Actividad 2: Una muestra de agua de mar tiene 15g de sal (NaCl) en 300g de agua. Exprese su concentración en:

a) g de Sn en 100g de agua b) % m/m c) molalidad

Actividad 3: Se prepara una solución que contiene 6g de soluto cuya Mr=60, en 500 cm3 de solución. Exprese su concentración en:

a) % m/V b) Molaridad

Actividad 4: Calcule qué volumen de solución 0,25 M se puede preparar con 50g de NaOH.

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Soluciones


La glucosa es un hidrato de carbono fundamental en el metabolismo humano. Dada una solución de glucosa al 20%, calcule: a) masa de soluto que se encuentra en 400g de solución. b) masa de soluto que se encuentra disuelta en 400g de solvente.

Respuesta Una solución 20% m/m significa que hay 20g de St en 100g de Sn o sea que:

Actividad 2:

Una muestra de agua de mar tiene 15g de sal (NaCl) en 300g de agua. Exprese su concentración en: a) g de Sn en 100g de agua b) % m/m c) molalidad

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Soluciones

Respuesta a)

b)

c) Tenemos 15g de sal en 300g de Sv, lo primero que debemos hacer es pasar los gramos de St a moles.

M(NaCl)= 58,5g

MOLALIDAD (m): se define como el número de moles de soluto disueltos en 1kg de solvente.

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Soluciones

Actividad 3:

Se prepara una solución que contiene 6g de soluto cuya Mr=60, en 500 cm3 de solución. Exprese su concentración en: a) % m/V b) Molaridad

Respuesta a)

b) Para calcular la molaridad es necesario calcular primero el número de moles del St, ya que molaridad se define como el número de moles de St presentes en 1 dm3 de Sn.

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Actividad 4:

Calcule qué volumen de solución 0,25 M se puede preparar con 50g de NaOH.

Respuesta

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Autoevaluación

1. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 se necesitan para preparar 250 ml de solución de dicha sal, de M=2 mol/l?

2. ¿Cuántos mililitros de solución de H2SO4 de M=0,75 mol/l contienen exactamente 50

gramos de Ácido?

3. Se añaden 200 ml de agua destilada a 200 ml de una solución de HNO3 de M=1,5 mol/l. Determine la concentración molar de la solución resultante.

4. Se mezclan 200 ml de solución de HCl de M=10,17 mol/l con 700 ml de solución del

mismo ácido de M=1 mol/l. Determine la concentración molar de la solución resultante.

5. ¿Cuántos mililitros de solución de ácido clorhídrico 4,2 mol/l se necesitan para

preparar 500 mililitros de solución del mismo ácido, pero con concentración igual a 0,1 mol/l?

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Soluciones


1. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 se necesitan para preparar 250 ml de solución de dicha sal, de M=2 mol/l?

Respuesta:

2 x Na= 2 x 23= 46 S=32 4 x O = 4 X 16= 64 Entonces 46 +32 +64 = 142 g/mol. Mr= PM 1000 cm3 _______________2 moles 250 cm3______________ 0.5 moles

N= m/Mr entonces m= N x Mr por lo tanto 142 g/mol x 0.5 moles= 71 g 71 g

2. ¿Cuántos mililitros de solución de H2SO4 de M=0,75 mol/l contienen exactamente 50 gramos de Ácido?

Respuesta: Mr (H2SO4) = 98 g/mol 0.75 moles= m/Mr 1 mol_____________98g 0.75moles__________ 73,5g O sea 73,5 gramos de St en 1000 cm3 de Soluciòn 73,5 g ST______________1000 Solución 50 g St________________X= 680cm3

680 ml

3. Se añaden 200 ml de agua destilada a 200 ml de una solución de HNO3 de M=1,5 mol/l. Determine la concentración molar de la solución resultante.

Respuesta: Este problema es de dilución Co x Vo =Cf x Vf 15 M x 200 ml= Cf x 400ml entonces 1,5 ml/2 = 0,75 Cf

0,750 mol/l

4. Se mezclan 200 ml de solución de HCl de M=10,17 mol/l con 700 ml de solución del mismo ácido de M=1 mol/l. Determine la concentración molar de la solución resultante.

Respuesta: Soluto aportado en la primera solución 1000Sn______________10,17 mol St 200SN_______________ X= 2,03 mol St Soluto aportado en la segunda solución 1000 Sn____________1 mol St 700Sn_____________X= 0,75 mol St (Sol 1) 2,03 mol + (Sol 2) 0,7 mol

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Soluciones

Entonces 900 cm3 de solución________________ 2,73 mol/l 1000 cm3 de solución________________ X= 3,03 mol/l 3,03 mol/l

5. ¿Cuántos mililitros de solución de ácido clorhídrico 4,2 mol/l se necesitan para preparar 500 mililitros de solución del mismo ácido, pero con concentración igual a 0,1 mol/l?

Respuesta:

Co X Vo = Cf X Vf

4,2 mol/l X Vo = 0,1 mol/l X 500 ml Vo= 0,1 M X 500ml -------------------------- 4,2M Vo= 11,90 ml

11,90 ml

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Ácidos y Bases

Introducción

Ya estudió algunos fenómenos relacionados con la materia, la energía y el cambio. Sabe qué sucede pero no sabe exactamente por qué. La explicación de esos fenómenos naturales puede darse una vez que se entiende cuál es la estructura interna de la materia. Ya conoce que el comportamiento de los gases, líquidos y sólidos se debe a la presencia de partículas en continuo movimiento en su interior. Las propiedades de la materia provienen de la forma como los átomos de los elementos se enlazan para constituir nuevas sustancias y cómo esos agregados de átomos interactúan entre sí, en las reacciones químicas. Estudiaremos también en esta unidad los cambios energéticos, la rapidez con la que ocurren y el equilibrio que rigen las reacciones químicas.

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Ácidos y Bases

Objetivos

Definir el equilibrio químico en términos de una reacción reversible.

Identificar los parámetros de los que depende la velocidad de una reacción química.

Definir e interpretar los conceptos de ácido y base.

Reconocer e interpretar los diferentes tipos de reacciones químicas.

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Ácidos y Bases

Organizador de contenidos

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Ácidos y Bases

Contenidos

UNIONES QUÍMICAS - REPASO

• La condición necesaria para que los átomos se unan, y para que el conjunto resultante se mantenga, es que el grupo de átomos sea más estable que los átomos por separado.

• El enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantiene unidos a los átomos, iones o moléculas, cuando se forman distintas agrupaciones estables.

• La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros y adquirir una estructura estable está dada por una cantidad de electrones que el átomo es capaz de captar, ceder o compartir.

• Todos los enlaces químicos se producen por la acción de fuerzas de naturaleza electrostática entre núcleos y electrones.

• Enlace iónico: ocurre entre átomos de un metal y un no-metal. Donde un átomo o grupo de átomos “arranca” uno o más electrones a otro átomo o grupo de átomos, así se forman los compuestos iónicos.

• Enlace covalente: Tienen lugar entre átomos de elementos con electronegatividad alta (no metales), los electrones son atraídos por más de un núcleo atómico, o sea que dichos electrones son compartidos por dos átomos. Las estructuras formadas se denominan moléculas.

• Unión metálica: Entre átomos que tienen electronegatividad baja o idéntica. Los electrones permanecen relativamente libres entre la red de núcleos que se estabilizan con la presencia de los electrones.

LOS CATALIZADORES QUÍMICOS

En el aire, las moléculas de hidrógeno “conviven pacíficamente” con las moléculas de oxígeno sin reaccionar. Pero si mezclamos hidrógeno y oxígeno en presencia de platino finamente dividido, observamos que se forma, con gran desprendimiento de calor, vapor de agua. ¿Qué función cumple el platino en el mecanismo de la reacción? El platino es un catalizador de la reacción, ya que permite que ésta se produzca más rápidamente. Se trata de un catalizador inorgánico e inespecífico, que sirve para diferentes reacciones. Un catalizador es toda sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química, sin modificar el resultado ni ser consumida en la misma. Si bien la función del catalizador es compleja, en el ámbito experimental se observa que gracias a la acción de este tipo de sustancias, las reacciones que son muy lentas pueden producirse con facilidad, lo que implica un importante ahorro de energía. El catalizador modifica el mecanismo de reacción, determinando nuevas etapas que involucran reacciones cinéticamente más favorables. Actúa mediante la generación del complejo activado, de menor energía de activación, es decir, permite que más moléculas alcancen la energía suficiente para reaccionar, lo que hace aumentar la velocidad de reacción.

LAS ENZIMAS – CATALIZADORES BIOLÓGICOS

En los organismos, los procesos vitales deben producirse en condiciones de temperatura y acidez muy suaves, de lo contrario no podrían llevarse a cabo. Por lo tanto, en estos casos,

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Ácidos y Bases

para regular los mecanismos de las reacciones químicas existen los catalizadores biológicos: las enzimas. Muchos de los desarrollos de la Química Biológica están orientados en la actualidad al estudio y a la cristalización de las enzimas, ya que éstos nos permiten investigar su mecanismo de funcionamiento y, además, emplearlas para mejorar nuestra calidad de vida. Si bien el aumento de la temperatura favorece la acción enzimática no debe modificarse en forma considerable, debido a que las enzimas, por ser proteínas, pueden desnaturalizarse, es decir, pueden perder su estructura tridimensional si se las somete a condiciones muy rigurosas. Como proteínas, las enzimas poseen gran tamaño molecular y variabilidad, lo que a su vez les otorga una gran especificidad; existe una enzima para cada tipo de reacción y de moléculas sobre las cuales actúa (sustratos) o al menos sobre partes de dichas moléculas, los radicales químicos concretos como el fosfato, el amino o el carboxilo. Las dos características fundamentales de las enzimas como catalizadores biológicos son la efectividad y la especificidad; las enzimas son muy efectivas, ya que en general aumentan la velocidad de reacción aproximadamente en diez órdenes de magnitud: por ejemplo, si una reacción no catalizada produce un mol de producto por día, la misma reacción catalizada produciría más de cien mil moles por segundo de producto. Además, a diferencia de los catalizadores inorgánicos, que pueden actuar sobre distintos tipos de reacciones, las enzimas que catalizan la síntesis de proteínas no podrían sintetizar, por ejemplo, la eliminación del CO2 en el proceso de respiración celular.

ÁCIDOS - BASE

La primera aproximación a los conceptos de ácido y de base está asociada a la experiencia. Todos conocemos el sabor agrio del limón o del vinagre, o hemos probado, de manera accidental, una solución jabonosa. Estos sabores característicos son debidos a la presencia de determinadas sustancias que, desde hace tiempo, se conocen como ácidos o bases. Además del sabor, estas sustancias son capaces de cambiar el color de los indicadores y, en soluciones concentradas, resultan corrosivas. En 1887, el químico sueco Svante Arrhenius (1859 – 1927) publicó su teoría de la disociación iónica, en la que la conductividad eléctrica de soluciones acuosas de ácidos, bases y sales (electrolitos) se justifica por la existencia de iones positivos y negativos en las soluciones. Arrhenius asoció el carácter ácido a la presencia de iones hidrógeno (H+), y el carácter básico, a la existencia de iones hidróxido (OH-), en solución acuosa. En 1903 se le concedió el Premio Nobel por esta teoría que fue desarrollada durante su tesis doctoral.

DEFINICIONES DE ÁCIDO Y BASE

Según la teoría de Arrhenius, los ácidos son sustancias que en solución acuosa se disocian para liberar iones hidrógeno (H+). Las bases son sustancias que en solución acuosa se disocian y dan iones hidróxido (OH-). Según la teoría de Brönsted y Lowry, un ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón (H+) y una base, aquélla capaz de aceptar un protón. Lewis, considera ácido a todo átomo, molécula o ion capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente y base a toda especie química capaz de ceder un par de electrones para formar una unión covalente.

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Es importante recordar que la neutralización es la reacción que ocurre entre los iones hidrógeno de un ácido y los iones hidróxido de una base para dar agua, con la consiguiente formación de una sal.

EQUILIBRIO QUÍMICO

RELACIÓN ENTRE LA CINÉTICA QUÍMICA Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO.

Si consideramos la siguiente reacción:

D C B A +→+ su velocidad estará dada por la ecuación

[ ][ ]B AK V =

donde K es un valor experimental llamado constante de velocidad, que depende de la temperatura, y de la concentración de ambos reactivos.

Esta relación se conoce como ley de velocidad. La velocidad de esta reacción irá diminuyendo a medida que las concentraciones de ambos reactivos se reduzcan. Pero, ¿por qué no pensar que la reacción en sentido inverso también puede ocurrir, una vez que C y D se han formado?

Si C y D reaccionan, tendríamos

B A D C +→+ y su rapidez podemos expresarla con otra constante de velocidad

[ ][ ]D C KV 1=

Debe llegar un momento, conforme la primera reacción disminuya su velocidad y la segunda la incremente, en el que ambas velocidades sean iguales, y se haya alcanzado el equilibrio químico. En ese momento

[ ][ ] [ ][ ]D C KB AK 1= un pequeño arreglo algebraico nos lleva a al constante de equilibrio: Kc, el cociente de las concentraciones de los productos y las de los reactivos.

[ ][ ][ ][ ] eqB A

D CKKK

1C

==

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Ácidos y Bases

El equilibrio es, en efecto, un estado dinámico en el que las reacciones en ambas direcciones adquieren la misma velocidad. El valor de la constante de equilibrio no es más que el cociente de las constantes de velocidad de reacción en cada dirección. Si hacia la derecha la reacción es rápida y hacia la izquierda es lenta, el equilibrio estará desplazado hacia los productos. Si sucede lo contrario, las especies predominantes en el equilibrio serán los reactivos. Es importante considerar que todas las especies pertenecientes al sistema coexisten en un sistema en equilibrio, si una de ellas desaparece el sistema deja de estar equilibrado.

CONCEPTO DE PH Por lo general, se considera que el agua pura no conduce la corriente eléctrica. Sin embargo, si el registro se efectúa con un aparato de medición muy sensible, se advierte que existe un valor muy pequeño de conductividad eléctrica. Esta propiedad se debe a la existencia de iones que sólo pueden provenir del equilibrio derivado de su propia disociación. Las moléculas de agua, en una proporción muy pequeña, reaccionan entre sí para dar iones oxonio e hidróxido como consecuencia de que una molécula de agua, que actúa como ácido, transfiere un protón a otra molécula que se comporta como base y establece el equilibrio:

(ac) OH (ac) OH (l) OH (l) OH 3-

22++↔+

La expresión de la constante de equilibrio para ese proceso es:

[ ] [ ][ ]22

-3

OHOHOH K ×

=+

Donde los corchetes expresan la concentración molar de las especies indicadas (en moles por litro). Como la cantidad de moléculas de agua disociadas es muy pequeña, la concentración de H2O es casi constante y el término [H2O]2 se puede englobar en el primer término de la expresión anterior. El producto K x [H2O]2 se representa como Kw y entonces la expresión es:

[ ] [ ]-3w OHOH K ×= +

El producto de las concentraciones de iones oxonio e hidróxido es una constante, Kw, que se denomina producto iónico del agua. El valor de Kw varía en función de la temperatura, y a 25 ºC es igual a 1,00 x 10 –14

En el agua pura se cumple que la concentración de iones oxonio es igual a la concentración de iones hidróxido

[ ] [ ]-3 OHOH =+

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por lo tanto:

[ ] 1423w 1000,1OH K −+ ×==

Por lo que:

[ ] [ ]l

mol10 1,00 OHOH 7--3 ×==+

Una solución acuosa en la que se cumple que la concentración de oxonios es igual a la concentración de hidróxidos, se considera una solución neutra, es decir que:

[ ] [ ]-3 OHOH =+

Cuando se adiciona una sustancia que aumenta la concentración de oxonios, la concentración de hidróxidos tiene que disminuir para que se mantenga constante el producto iónico del agua. Se obtiene así una solución ácida ([H3O+] > 1,00 x 10-7 y [HO-] < 1,00 x 10 –7). Si, por el contrario, se adiciona una sustancia que aumente la concentración de hidróxidos, disminuye y se obtiene una solución básica ([H3O+] < 1,00 x 10-7 y [HO-] > 1,00 x 10 –7). El valor de las concentraciones de iones oxonio o hidróxido indica, en forma cuantitativa, el carácter ácido o el carácter básico de una solución. Como el valor de estas concentraciones suele ser muy pequeño, conviene expresarlo en términos de pH. El pH de una solución se define como el logaritmo decimal de la concentración molar de iones oxonio cambiado de signo.

[ ]+= OH log - pH 3

Por lo tanto, el valor del pH disminuye al aumentar la concentración de iones oxonio y viceversa. También puede definirse el pOH como:

[ ]-OH log - pOH =

La relación que existe entre el pH y el pOH se deduce a partir del producto iónico del agua. Se conoce que a 25 ºC se cumple:

[ ] [ ] -14-3 10 OH OH =×+

Al aplicar logaritmos a esta expresión y cambiarlos de signo, resulta:

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[ ] [ ] 14 OH log - OH log -3 =+

El pH de una solución se define como el logaritmo decimal de la concentración molar de iones hidronio (H+) o hidrógeno cambiado de signo.

El pH tiene una influencia decisiva en el curso de las reacciones químicas. Muchos procesos industriales, reacciones de análisis y procesos biológicos se producen en solución acuosa y requieren de una cierta estabilidad en el pH. Es el caso del agua de mar, que mantiene un pH comprendido entre 7,8 y 8,3 lo que posibilita la vida subacuática, o de la sangre humana, que es una solución acuosa de composición compleja que mantiene un pH de 7,4.

Existen soluciones, llamadas soluciones amortiguadoras, que son capaces de mantener constante el valor de pH, después de la adición de pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. También se las denomina buffer o tampón.

TEORÍA DE BRÖNSTED - LOWRY

En 1923, en forma simultánea, pero por separado, el científico danés Johannes Brönsted (1879 - 1947) y el inglés Arthur Lowry (1881 – 1952) publicaron su teoría sobre la naturaleza de ácidos y bases, según la cual, un ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón (H+) y una base, aquella capaz de aceptar un protón. En otras palabras, la tendencia de transferir protones caracteriza a los ácidos, mientras que la tendencia a aceptarlos identifica a las bases. Según esta teoría el cloruro de hidrógeno, al disolverse en agua, actúa como ácido (ácido clorhídrico), cediendo un protón al agua y, al mismo tiempo, el agua se comporta como base, aceptando el protón. Esta reacción se representa de la siguiente manera:

(ac)Cl (ac) OH OH (g) HCl -32 +→+ +

En términos generales, cuando una sustancia pierde un protón (ácido) hay otra que debe ganarlo (base), lo que constituye un par ácido – base conjugado, es decir:

22

11

Ácido Base H

H Base Ácido

→+

+→+

+

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Ácidos y Bases

22

3

2

Ácido protón Base

OH H OH ++ →+

En el ejemplo, el ion cloro (cloruro) es la base conjugada del ácido clorhídrico y el ion oxonio es el ácido conjugado de la base agua:

11

-OH

Baseprotón ÁcidoCl H HCl 2 + → ++

2121

3-

2

Ácido Base Base Ácido

OH Cl OH HCl ++→+

MEDICIÓN DE PH

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la solución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Los indicadores más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de 3,1 - 4,4, de un color rojo a uno naranja, y la fenolftaleína , que vira (cambia) desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando soluciones incoloras en soluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la sustancia resultante de hervir con agua repollo colorado, pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina. También el papel tornasol.

EQUILIBRIO IÓNICO

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica. Sobre la base de esto, se clasifica a los electrolitos en dos criterios:

Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros

Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles Cuando una sustancia se disuelve en agua la generación de electrolitos puede ocurrir de forma incompleta o completa.

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Cuando la disociación ocurre completamente se habla de electrolito fuerte. Un electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa. Cuantitativamente hablando, un electrolito fuerte es aquél cuya constante de equilibrio tiende a infinito. Ejemplo:

HCl + H2O --> H3O+ + Cl- Donde:

Keq= [H3O+][Cl-]/[HCl] En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende Keq tiende a infinito. Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los electrolitos débiles forman equilibrios verdaderos. Ejemplo:

HF + H2O --> H3O+ + F- Donde:

Keq= [H3O+][F-]/[HF] Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H3O+] y [F-] permanecerán constantes, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico.

CONCEPTO DE KA Y KB

Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa Ka; y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa Kb. Por la teoría ácido – base de Lowry-Bronsted sabemos que existen pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen). Sea HA un ácido débil con Ka < 10-2 Entonces, la reacción queda determinada por:

HA + H2O --> H30+ + A- La expresión de la constante de acidez queda determinada por la siguiente expresión:

Ka= [H30+][A-]/[HA]

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Ácidos y Bases

Expresando la reacción inversa:

A- + H30+ --> HA + H2O Como A- es una base, se puede expresar su constante de basicidad:

Kb= [HA]/[H30+][A-] Lo que indicaría que Ka . Kb=1; pero esta relación es válida sólo para la reacción inversa de la reacción inicialmente planteada. Si se desea determinar la constante de basicidad de la reacción directa que se ha planteado inicialmente, tenemos que considerar al agua. Se sabe que

Kw= [H3O+)[OH-] Como la concentración de iones hidronio (H3O+) está determinada para la reacción por Ka, entonces:

Kw=Ka[OH-] Y, del mismo modo, la concetración de iones hidróxilo (OH-), queda determinada por la constante de basicidad de la reacción directa:

Kw=Kakb Se despeja Kb:

Kb=Kw/Ka Para la reacción de bases en agua se cumplen las mismas condiciones, por ende:

Ka=Kw/Kb

Los términos pKa y PKb se refieren a los logaritmos negativos de las constantes de disociación de ácido y base, respectivamente. Debería observarse explícitamente que el valor de pK para un ácido o base dados es una constante a una temperatura dada, sin embargo, los valores de pH y pOH varían progresivamente.

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Materia: “Elementos Básicos de Cs Exactas” Unidad didáctica 5

Ácidos y Bases

Resumen

Los ácidos suelen percibirse mediante el olfato. Esta particularidad es evidente en algunas otras formas cítricas de frutas (limón, naranja) o algunos que contienen ácidos (yogur, vinagre). El sabor de las bases (muchas de ellas son tóxicas) no es tan característico como en los ácidos, pues presentan mayor variedad, pero se puede decir que son ligeramente amargas (jabón, bicarbonato de sodio). Por otro lado, las bases son resbalosas al tacto (mezcla de agua y jabón). Algunas bases son tan fuertes o concentradas que pueden llegar a causar serias lesiones en la piel si el contacto es prolongado. Los ácidos reaccionan con las proteínas cambiándoles su aspecto físico (Ej.: Al agregar jugo de limón (ácido) a la clara de un huevo; que contiene una proteína llamada albúmina, esta última se empieza a solidificar y tomar un color blanquecino). Una característica compartida es que son electrolíticos, es decir, conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. Los ácidos tienen un pH menor de 7. Las bases tienen un pH mayor que 7. El pH neutro es 7.

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Actividades

Actividad 1: Realice la siguiente actividad.

El trinitrotolueno (TNT) es utilizado como explosivo. Se obtiene usando como materias primas el tolueno (metilbenceno: C7H8) y el ácido nítrico (HNO3). La ecuación que representa la reacción es:

C7H8 + HNO3 C7H5N3O6 + H2O

¿Cuántos moles de ácido se necesitan para que reaccionen totalmente 500g de tolueno?

Actividad 2: Indique en las siguientes ecuaciones los pares ácido – base conjugados:

- -2 HO HCN CN OH +→+

hidróxidoocianhídric ácido cianuro agua +→+

−+ +→+ 2432

-4 SO OH OH HSO

sulfato hidronioagua ácido sulfato +→+

Actividad 3: Señale el producto de disociación de las siguientes sustancias:

a. Ácido sulfhídrico. H2S b. Hidróxido de aluminio. Al (OH)3 c. Ácido carbónico. H2CO3

Actividad 4: Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifique sus respuestas.

a. El pH de una solución es 5, por lo tanto es básica.

b. Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se encuentra totalmente disociado.

c. El grado de disociación iónica indica si una sustancia en solución es ácida, básica o

neutra.

d. Según Arrhenius, un ácido es toda sustancia que en solución acuosa libera protones.

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Ácidos y Bases


Realice la siguiente actividad. El trinitrotolueno (TNT) es utilizado como explosivo. Se obtiene usando como materias primas el tolueno (metilbenceno: C7H8) y el ácido nítrico (HNO3). La ecuación que representa la reacción es:

C7H8 + HNO3 C7H5N3O6 + H2O

¿Cuántos moles de ácido se necesitan para que reaccionen totalmente 500g de tolueno?

Respuesta: Lo primero que debe resolverse es la igualación:

C7H8 + 3HNO3 C7H5N3O6 + 3H2O

M: 92g

3 moles

500g ¿moles?

Actividad 2:


Indicar en las siguientes ecuaciones los pares ácido – base conjugados: - -

2 HO HCN CN OH +→+ hidróxidoocianhídric ácido cianuro agua +→+

−+ +→+ 2

432-4 SO OH OH HSO

sulfato hidronioagua ácido sulfato +→+ Respuesta:

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Ácidos y Bases

Actividad 3: Señale el producto de disociación de las siguientes sustancias: a. Ácido sulfhídrico. H2S b. Hidróxido de aluminio. Al (OH)3 c. Ácido carbónico. H2CO3 Respuesta:

a. -2

2 S 2H SH +→ +

b. ( ) −+ +→ 3OHAl OHAl 33

c. ndisociació 1ª H HCO COH 332+− +→

ndisociació 2ª CO H HCO 233−+− +→

Actividad 4:


Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifique sus respuestas.

a. El pH de una solución es 5, por lo tanto es básica.

b. Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se encuentra totalmente disociado.

c. El grado de disociación iónica indica si una sustancia en solución es ácida, básica o neutra.

d. Según Arrhenius, un ácido es toda sustancia que en solución acuosa libera protones.

Respuesta:

a. Falso. Si el pH de una solución es 5, la solución es ácida. b. Verdadera. Los ácidos fuertes se disocian totalmente en solución acuosa.

c. Falsa. El grado de disociación iónica no indica si una solución es ácida, básica o

neutra. Indica el número de moles de soluto que se disocia por cada mol de soluto disuelto inicialmente. Permite clasificar los electrolitos en débiles y fuertes.

d. Verdadera. La teoría de Arrhenius dice que un ácido es toda sustancia que en

solución acuosa libera protones.

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Ácidos y Bases

Autoevaluación

1. Defina los ácidos y las bases de Bronsted. ¿Como difieren estas definiciones de Bronsted de las de Arrhernius?

2. Identifique los pares conjugados ácidos – bases, según Bronsted, en cada una de las

siguientes reacciones:

H2PO4- + NH3 HPO4

= + NH4+

C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH-

HCN + H2O CN- + H3O+

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

3. Escriba las ecuaciones de disolución del H2O y la expresión para el producto iónico del agua, Kw.

4. Complete la siguiente tabla

CARÁCTER DE LA SOLUCIÓN

RANGOS DE VALORES PARA

pH pOH

[H+] > [OH-] Ácida

Básica > 7

[H+] = [OH-] = 7

5. Complete la palabra que falta:

Un litro de agua destilada tendrá un carácter ____________ y un pH igual a _______

El pH de la sangre ácida entre 7,35 y 7,45 por lo tanto es una solución _____________

Un suelo que tiene un pH superior a 7,50 pero inferior a 9,00 será de carácter

_________

pOH > 7 : la disolución es ______________________

pOH = 7 : la disolución es ______________________

pOH < 7 : la disolución es ______________________

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http://www.monografias.com/trabajos15/proteinas/proteinas.shtml


http://www.monografias.com/trabajos/sangre/sangre.shtml

http://www.monografias.com/trabajos6/elsu/elsu.shtml

http://www.monografias.com/trabajos10/carso/carso.shtml


Ácidos y Bases


1. Defina los ácidos y las bases de Bronsted. ¿Como difieren estas definiciones de Bronsted de las de Arrhernius?

Respuesta:

Un ácido, es la especie donadora de un protón en una reacción de transferencia de un protón. Una base, es la especie receptora del protón en una reacción de transferencia de un protón. Las definiciones de Bronsted con respecto a los ácidos y bases se diferencian de las de Arrhernius cuando dice que un ácido, es una sustancia que tiene hidrógeno y produce H+ en solución acuosa. Una base es una sustancia que contiene el grupo OH y, produce el Ión hidróxido, OH- en solución acuosa.

2. Identifique los pares conjugados ácidos – bases, según Bronsted, en cada una de las siguientes reacciones:

H2PO4- + NH3 ⇔ HPO4

= + NH4+

C6H5NH2 + H2O ⇔ C6H5NH3+ + OH-

HCN + H2O ⇔ CN- + H3O+

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+

Respuesta:

H2PO4- + NH3 ⇔ HPO4

= + NH4+

Ácido base ácido base

C6H5NH2 + H2O ⇔ C6H5NH3+ + OH-

Base ácido ácido base

HCN + H2O ⇔ CN- + H3O+

ácido base base ácidos

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+

ácido base base ácidos

3. Escriba las ecuaciones de disolución del H2O y la expresión para el producto iónico

del agua, Kw.

Respuesta:

H2O (l) ⇔ H+ (ac) + OH- (ac)

Ke[H2O] = Kw = [H+][OH-]

Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14

Kw = (1,0 x 10-7)(1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14

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http://www.monografias.com/trabajos5/aciba/aciba.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/dinamica-grupos/dinamica-grupos.shtml


Ácidos y Bases

Expresión para el producto iónico del agua, kw.

4. Complete la siguiente tabla



pH pOH

[H+] > [OH-] Ácida

Básica > 7

[H+] = [OH-] = 7 Respuesta:



pH pOH

[H+] > [OH-] Ácida < 7 > 7

[H+] < [OH-] Básica > 7 < 7

[H+] = [OH-] Neutra = 7 = 7

5. Complete la palabra que falta:

Un litro de agua destilada tendrá un carácter ____________ y un pH igual a _______

El pH de la sangre ácida entre 7,35 y 7,45 por lo tanto es una solución _____________

Un suelo que tiene un pH superior a 7,50 pero inferior a 9,00 será de carácter

_________

pOH > 7 : la disolución es ______________________

pOH = 7 : la disolución es ______________________

pOH < 7 : la disolución es ______________________ Respuesta:

Un litro de agua destilada tendrá un carácter NEUTRO y un pH igual a 7

El pH de la sangre ácida entre 7,35 y 7,45 por lo tanto es una solución BÁSICA

Un suelo que tiene un pH superior a 7,50 pero inferior a 9,00 será de carácter BÁSICO

pOH > 7 : la disolución es ÁCIDA

pOH = 7 : la disolución es NEUTRA

pOH < 7 : la disolución es BÁSICA

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http://www.monografias.com/trabajos12/elproduc/elproduc.shtml












Química Orgánica

Introducción

Para entender la vida tal como la conocemos, primero debemos entender un poco de química orgánica. Las moléculas orgánicas contienen carbono e hidrógeno. Mientras que muchos químicos orgánicos también contienen otros elementos, es la unión del carbono - hidrógeno lo que los define como orgánicos. La química orgánica define la vida. Así como hay millones de diferentes tipos de organismos vivos en este planeta, hay millones de moléculas orgánicas diferentes, cada una con propiedades químicas y físicas diferentes. Hay químicos orgánicos que son parte del pelo, piel, uñas, etc. La diversidad de químicos orgánicos tiene su origen en la versatilidad del átomo de carbono. ¿Por qué el carbono es un elemento tan especial? En esta unidad analizaremos su química más detalladamente.

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Química Orgánica

Objetivos

Identificar conceptos fundamentales de la química orgánica. Utilizar el vocabulario específico de dicha ciencia. Analizar los enlaces carbono. Conocer los grupos funcionales, las funciones orgánicas y las estructuras en general. Conocer la estructura y propiedades de las biomoléculas.

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Química Orgánica


QUÍMICA DEL CARBONO

GRUPOS FUNCIONALES

BIOMOLÉCULAS

HIDROCARBUROS

ALCOHOLES

AMINAS

ALDEHÍDOS Y CETONAS

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

CARBOHIDRATOS LÍPIDOS PROTEÍNAS ÁCIDOS NUCLEICOS

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Química Orgánica

Contenidos La química orgánica es la química del carbono y de sus compuestos.

IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA

Los seres vivos estamos formados por moléculas orgánicas, proteínas, ácidos nucleicos, azúcares y grasas. Todos ellos son compuestos cuya base principal es el carbono. Los productos orgánicos están presentes en todos los aspectos de nuestra vida: la ropa que vestimos, los jabones, desodorantes, medicinas, perfumes, utensilios de cocina, la comida, etc. Los productos orgánicos han mejorado nuestra calidad y esperanza de vida. Podemos citar una familia de compuestos que a casi todos nos ha salvado la vida, los antibióticos. El carbono (C) aparece en la segunda hilera de la tabla periódica y tiene cuatro electrones de enlace. Al igual que otros no metales, el carbono necesita ocho electrones para completar su octeto. Por consiguiente, el carbono forma cuatro enlaces con otros átomos (cada enlace representa a uno de los electrones de carbono y uno de los electrones del átomo que se enlazan). Cada valencia de electrón participa en el enlace, por consiguiente el enlace del átomo de carbono se distribuirá parejamente sobre la superficie del átomo. Estos enlaces forman un tetraedro (una pirámide con una punta en la parte superior), como se ilustra en el siguiente dibujo:

Los químicos orgánicos toman su diversidad de las diferentes maneras en las que el carbono puede enlazarse con otros átomos. Los químicos orgánicos más simples, llamados hidrocarburos, contienen sólo carbono y átomos de hidrógeno; el hidrocarburo más simple (llamado metano) contiene un sólo átomo de carbono enlazado a cuatro átomos de hidrógeno:

Metano: un átomo de carbono enlazado a 4 átomos de hidrógenos.

Pero el carbono puede enlazarse con otros átomos de carbono adicionalmente al hidrógeno tal como se ilustra en el siguiente dibujo de la molécula etano:

Etano: un enlace carbono-carbono

El carbono también puede formar cadenas uniéndose entre sí o anillos:

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Química Orgánica

Cadenas en rama:

Hexano: una cadena de 6 carbonos

Cadenas en rama:

Isohéxano: una cadena en ramas de carbono

Anillos:

Ciclohexano: un hidrocarburo en forma de anillo

Parece ser que no hay límites al número de estructuras diferentes que el carbono puede formar. Para añadirle complejidad a la química orgánica, átomos de carbono vecinos pueden formar enlaces dobles o triples adicionalmente a los enlaces de carbono-carbono:

Enlace sencillo Enlace doble Enlace triple

Recuerde que cada átomo de carbono forma cuatro enlaces. A medida que el número de enlaces entre cualquiera de dos átomos de carbono aumenta, el número de átomos de hidrógeno en la molécula disminuye.

PRINCIPALES COMPUESTOS DE LA QUÍMICA ORGÁNICA

HIDROCARBUROS SIMPLES

Los hidrocarburos simples son aquellos que sólo contienen carbono e hidrógeno.

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Química Orgánica

Existen tres variedades dependiendo del tipo de enlace carbono-carbono que ocurre en la molécula. Los alcanos son la primera clase y contienen sólo enlaces simples de carbono-carbono. Los alcanos son denominados al combinar un prefijo que describe el número de los átomos de carbono en la molécula con la raíz que termina en 'ano'. En la siguiente tabla se muestran los nombres y los prefijos para los primeros 10 alcanos.

ÁTOMOS DE

CARBONO PREFIJO

NOMBRE DE

ALCANOS

FÓRMULA QUÍMICA

FÓRMULA ESTRUCTURAL

1 Met Metano CH 4 CH4

2 Et Etano C2H6 CH3CH3

3 Prop Propano C3H8 CH3CH2CH3

4 But Butano C4H10 CH3CH2CH2CH3

5 Pent Pentano C5H12 CH3CH2CH2CH2CH3

6 Hex Hexano C6H14 ...

7 Hept Heptano C7H16

8 Oct Octano C8H18

9 Non Nonano C9H20

10 Dec Decano C10H22

La fórmula química para cualquier alcano se encuentra en la expresión:

CnH2n+2 La fórmula estructural, mostrada para los primeros 5 alcanos de la tabla, muestra cada átomo de carbono y los elementos al que están unidos. Los alcanos simples comparten muchas propiedades en común. Todos entran en reacciones de combustión con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua de vapor. En otras palabras, muchos alcanos son inflamables. Esto los convierte en buenos combustibles. Por ejemplo, el metano es el componente principal del gas natural y el butano es un fluido común más liviano.

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O La combustión del metano

La segunda clase de hidrocarburos simples son los alquenos, formados por moléculas que contienen por lo menos un par de carbones de enlace doble. Los alquenos siguen la misma convención que la usada por los alcanos. Un prefijo (para describir el número de átomos de carbono) se combina con la terminación 'eno' para denominar un alqueno. El eteno, por ejemplo consiste de dos moléculas de carbono que contienen un enlace doble.

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Química Orgánica

La fórmula química para los alquenos simples sigue la expresión:

CnH2n Debido a que uno de los pares de carbono está doblemente enlazado, los alquenos simples tienen dos átomos de hidrógeno menos que los alcanos.

Eteno Los alquinos son la tercera clase de hidrocarburos simples y son moléculas que contienen por lo menos un enlace triple de carbono. Como los alcanos y alquenos, a los alquinos se los denomina al combinar un prefijo con la terminación 'ino' para denotar un enlace triple. La fórmula química para los alquinos simples sigue la expresión

CnH2n-2

Etino Isómeros Ya que el carbono puede enlazarse de tantas diferentes maneras, una simple molécula puede tener diferentes configuraciones de enlace. Considere las dos moléculas siguientes:

C6H14

CH3CH2CH2CH2CH2CH3

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C6H14

CH 3 I CH3 CH2 CH CH2 CH3 Ambas moléculas tienen formulas químicas idénticas, sin embargo sus fórmulas estructurales (y, por consiguiente, algunas propiedades químicas) son diferentes. Estas dos moléculas son llamadas isómeros.

Los isómeros son moléculas que tienen la misma fórmula química, pero diferentes fórmulas estructurales.

GRUPOS FUNCIONALES

Adicionalmente al carbono y al hidrógeno, los hidrocarbonos también pueden contener otros elementos. En realidad, hay muchos grupos comunes de átomos que pueden producirse dentro de las moléculas orgánicas, estos grupos de átomos son llamados grupos funcionales. Un buen ejemplo es el grupo funcional oxhidrilo. El grupo oxhidrilo consiste en un átomo de oxígeno solo enlazado a un átomo de hidrógeno (-OH). El grupo de hidrocarbonos que contiene un grupo funcional oxhidrilo hace parte de lo llamados alcoholes. Los alcoholes son llamados de manera similar a los hidrocarbonos simples, se pone un prefijo a la raíz (en este caso “ol”) que designa el alcohol. La existencia de un grupo funcional cambia completamente las propiedades químicas de la molécula. El etano, el alcano con 2 carbones, es un gas a temperatura ambiente; el etanol, el alcohol de 2 carbones, es un líquido.

ETANOL

El etanol, el alcohol que se bebe comúnmente, es el ingrediente activo en las bebidas "alcóholicas" como la cerveza y el vino.

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RESUMIENDO:

ALCANOS

1. Alcanos lineales

Se nombran mediante un prefijo que indica el número de átomos de carbono de la cadena y el sufijo -ano.

2. Grupos alquilo

Son el resultado de que un alcano pierda un átomo de Hidrógeno. Se nombran sustituyendo, en el nombre del alcano correspondiente, el sufijo -ano por -ilo.

3. Alcanos ramificados.

Se localiza la cadena continua más larga de átomos de Carbono. Esta cadena determina el nombre base del alcano.

Si una molécula tiene dos o más cadenas de igual longitud se selecciona como cadena base o principal aquella que tiene un mayor número de sustituyentes.

Se nombran todos los grupos unidos a la cadena más larga como sustituyentes alquilo.

Se numera la cadena principal comenzando por el extremo más próximo a uno de los sustituyentes. Si tenemos dos sustituyentes a igual distancia de los extremos se utiliza el orden alfabético para determinar la numeración. En una cadena lateral el carbono 1 es siempre el que está unido a la cadena principal.

Para nombrar el compuesto se colocan los nombres de los sustituyentes por orden alfabético precedidos del nº del C al que están unidos y de un guión, y a continuación se añade el nombre de la cadena principal.

En el caso de cicloalcanos se antepone el prefijo ciclo- al nombre del alcano de igual número de átomos de C.

En caso de cicloalcanos monosustituidos si el sustituyente tiene más átomos de Carbono, entonces ese sustituyente es la cadena principal. Si el sustituyente tiene igual o menor número de átomos de Carbono entonces la cadena principal es el cicloalcano y no es necesario numerar la posición de aquel.

En caso de cicloalcanos multisustituidos se ordenan alfabeticamente los sustituyentes y se indica su posición relativa con un número asignándoles los localizadores más bajos posibles.

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ALQUENOS

Se busca la cadena más larga que contenga el doble enlace y tomando como base ese número de carbonos se nombra utilizando el sufijo -eno.

Se numera la cadena principal de forma que se asigne el número más bajo posible al doble enlace.

La posición del doble enlace se indica mediante el localizador del primero de los átomos que intervienen en el doble enlace. Si hay más de un doble enlace se indica la posición de cada uno de ellos y se emplean los sufijos -dieno, -trieno, -tetraeno, etc.

Los cicloalquenos se nombran de manera similar, al no existir ningún extremo en la cadena, el doble enlace se numera de forma que esté situado entre los carbonos 1 y 2.

Los bencenos monosustituidos se nombran anteponiendo el nombre del sustituyente a la palabra benceno.

Los bencenos disustituidos se nombran anteponiendo el prefijo orto, meta o para y los nombres de los sustituyentes a la palabra benceno.

En los bencenos trisustituidos o más se numeran los carbonos de forma que tengan

los localizadores más bajos posibles y se nombran teniendo en cuenta el orden alfabético.

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ALQUENOS

Se busca la cadena más larga que contenga el triple enlace y tomando como base ese número de carbonos se nombra utilizando el sufijo -ino.

Se numera la cadena principal de forma que se asigne el número más bajo posible al triple enlace.

La posición del triple enlace se indica mediante el localizador del primero de los átomos que intervienen en el triple enlace. Si hay más de un triple enlace se indica la posición de cada uno de ellos y se emplean los sufijos -dieno, -trieno, -tetraeno, etc.

Si en una molécula existen dobles y triples enlaces se les asigna los localizadores más bajos posibles. Al nombrarlos se indican primero los dobles enlaces y después los triples.

Si un doble y triple enlace están en posiciones equivalentes se empieza a numerar por el extremo que da el localizador más bajo al doble enlace.

ALCOHOLES

Para nombrar los alcoholes tenemos dos alternativas:

1. Añadir el sufijo -ol al nombre del hidrocarburo de referencia (p.e.:propanol). 2. Citar primero la función (alcohol) y luego el radical (ej:alcohol propílico).

En compuestos ramificados el nombre del alcohol deriva de la cadena más larga que contenga el grupo -OH.

Al numerar la cadena se asigna al C unido al -OH el localizador más bajo posible.

Cuando el grupo -OH interviene como sustituyente se utiliza el prefijo -hidroxi.

En alcoholes cíclicos el carbono unido al -OH ocupa siempre la posición 1.

Los alcoholes pueden formar enlaces mediante puentes de hidrógeno, lo que causa que estos compuestos tengan puntos de ebullición más altos que los correspondientes alcanos.

ALDEHIDOS Y CETONAS

Aldehídos y cetonas se caracterizan por tener el grupo carbonilo

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La fórmula general de los aldehídos es

La fórmula general de las cetonas es

Aldehídos

El sistema de nomenclatura corriente consiste en emplear el nombre del alcano correspondiente terminado en -al.

Cuando el grupo CHO es sustituyente se utiliza el prefijo formil-.

También se utiliza el prefijo formil- cuando hay tres o más funciones aldehídos sobre el mismo compuesto.

En esos casos se puede utilizar otro sistema de nomenclatura que consiste en dar el nombre de carbaldehído a los grupos CHO (los carbonos de esos CHO no se numeran, se considera que no forman parte de la cadena). Este último sistema es el idóneo para compuestos con grupos CHO unidos directamente a ciclos.

Cetonas

Para nombrar las cetonas tenemos dos alternativas:

1. El nombre del hidrocarburo del que procede terminado en -ona. Como sustituyente debe emplearse el prefijo oxo-.

2. Citar los dos radicales que están unidos al grupo carbonilo por orden alfabético y a continuación la palabra cetona.

Los compuestos carbonílicos presentan puntos de ebullición más bajos que los alcoholes de su mismo peso molecular. No hay grandes diferencias entre los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas de igual peso molecular.

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Los compuestos carbonílicos de cadena corta son solubles en agua y a medida que aumenta la longitud de la cadena disminuye la solubilidad.

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

Los ácidos carboxílicos presentan el grupo:

Ácidos carboxílicos.

Cuando el grupo carboxilo es la función principal se antepone la palabra ácido al nombre del hidrocarburo correspondiente acabado en -oico.

Cuando en un compuesto hay tres o más grupos COOH y en caso de ácidos cíclicos se utiliza el sufijo -carboxílico.

Cuando el grupo COOH se considera como sustituyente se utiliza el prefijo carboxi

AMINAS

Las aminas pueden considerarse como derivados del Amoníaco.

El método más extendido para nombrar las aminas es el radicofuncional que consiste en tomar como base el radical más complejo y añadirle el sufijo -amina .Los otros radicales se nombran como sustituyentes sobre el nitrógeno.

Cuando la función amina no es principal se utiliza el prefijo -amino.

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Las aminas primarias y secundarias (pueden formar puentes de Hidrógeno) tienen puntos de ebullición más altos que las terciarias de igual peso molecular.

Las aminas son compuestos eminentemente básicos.

ORDEN DE PRIORIDAD

Cuando en un compuesto existen varios grupos funcionales es necesario establecer un orden de prioridad con el fin de numerar la cadena, de manera que al grupo funcional de mayor prioridad se le asigne el localizador más bajo posible y sirva de base para nombrar el compuesto.

1. Sales 2. Ácidos carboxílicos 3. Derivados de ácidos carboxílicos 4. Nitrilos 5. Aldehídos 6. Cetonas 7. Alcoholes 8. Aminas 9. Haloalcanos 10. Nitroderivados 11. Éteres 12. Peróxidos

Los grupos funcionales tienen prioridad respecto a los enlaces múltiples.

BIOMOLÉCULAS

CARBOHIDRATOS

El término hidrato de carbono es poco apropiado, ya que estas moléculas no son átomos de carbono hidratados, es decir, enlazados a moléculas de agua, sino de átomos de carbono unidos a otros grupos funcionales químicos. Este nombre proviene de la nomenclatura química del siglo XIX, ya que las primeras sustancias aisladas respondían a la fórmula elemental Cn (H2O)n (donde "n" es un entero=1,2,3... según el número de átomos). De aquí el término "carbono-hidratado" se haya mantenido, si bien posteriormente se vio que otras moléculas con las mismas características químicas no se corresponden con esta fórmula. Nombres genéricos que se les han asignado a estos compuestos:

Carbohidrato: aunque ha habido intentos para sustituir el término de hidratos de carbono, (debido a que se descubrió que realmente también están compuestos de oxígeno, aparte de carbono e hidrógeno) desde 1996 el Comité Conjunto de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (International Union of Pure and Applied Chemistry o IUPAC) y de la Unión Internacional de Bioquímica y Biología Molecular

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(International Union of Biochemistry and Molecular Biology) recomienda el término carbohidrato y desaconseja el de hidratos de carbono.

Glúcido: este nombre proviene de que pueden considerarse derivados de la glucosa por polimerización y pérdida de agua. El vocablo procede del griego "glycýs", que significa dulce.

Azúcares: este término sólo puede usarse para los monosacáridos (aldosas y cetosas) y los oligosacáridos inferiores (disacáridos). En singular (azúcar) se utiliza para referirse a la sacarosa o azúcar de mesa.

ESTRUCTURA QUÍMICA

Los glúcidos son moléculas compuestas en su mayor parte por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno, su función es producir energía. En la naturaleza se encuentran en los seres vivos, formando parte de biomoléculas aisladas o asociadas a otras como las proteínas y los lípidos.

Molécula de glucosa (representación lineal)

TIPOS DE CARBOHIDRATOS

Monosacáridos. son los que están formados por una molécula de azúcar.

Disacáridos. Al hidrolizarse producen dos monosacáridos (2 moléculas de azúcar).

Oligosacáridos. Al hidrolizarse producen de tres a veinte moléculas de monosacáridos.

Polisacáridos. Al hidrolizarse producen más de veinte moléculas de monosacáridos (miles de moléculas de azúcar)

FUNCIÓN DE LOS GLÚCIDOS

Los carbohidratos desempeñan diversas funciones, siendo la de reserva energética y formación de estructuras las dos más importantes. Por otro lado, es la de mantener la actividad muscular, la temperatura corporal, la tensión arterial, el correcto funcionamiento del intestino y la actividad neuronal. Actúan también como elementos de protección.

LÍPIDOS

Los lípidos, compuestos químicos que ayudan al buen funcionamiento de los seres vivos, son un conjunto de moléculas orgánicas, la mayoría biomoléculas, compuestas principalmente por carbono e hidrógeno y en menor medida oxígeno, aunque también pueden contener fósforo, azufre y nitrógeno, que tienen como característica principal el ser

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hidrofóbicas o insolubles en agua y sí en disolventes orgánicos como la bencina. En el uso coloquial, a los lípidos se les llama incorrectamente grasas, aunque las grasas son sólo un tipo de lípidos procedentes de animales.

Lípidos simples: Son aquellos lípidos que sólo contienen carbono, hidrógeno y oxígeno. Estos lípidos simples se subdividen a su vez en:

1. Glicéridos o grasas: Cuando los acilglicéridos son sólidos se les llama grasas y cuando son líquidos a temperatura ambiente se llaman aceites.

2. Céridos o ceras.

Lípidos complejos: Son los lípidos que además de contener en su molécula carbono, hidrógeno y oxígeno, también contienen otros elementos como nitrógeno, fósforo, azufre u otra biomolécula como un glúcido. A los lípidos complejos también se les llama lípidos de membrana pues son las principales moléculas que forman las membranas celulares.

1. Fosfolípidos 2. Glucolípidos

FUNCIONES DE LOS LÍPIDOS

Los lípidos desempeñan diferentes tipos de funciones biológicas:

Función de reserva energética: Los lípidos son la principal reserva de energía de los animales ya que un gramo de grasa produce 9,4 kilocalorías en las reacciones metabólicas de oxidación, mientras que las proteínas y los glúcidos sólo producen 4,1 kilocalorías por gramo.

Función estructural: Los lípidos forman las bicapas lipídicas de las membranas celulares. Además recubren y proporcionan consistencia a los órganos y protegen mecánicamente estructuras o son aislantes térmicos como el tejido adiposo. En este grupo hay tres tipos generales:

• Glicerofosfolípidos

• Esfingolípido

• Esteroles

Función catalizadora, hormonal o de mensajeros químicos: Los lípidos facilitan determinadas reacciones químicas y los esteroides cumplen funciones hormonales.

Función transportadora: Los lípidos se absorben en el intestino gracias a la emulsión de las sales biliares y el transporte de lípidos por la sangre y la linfa se realiza a través de las lipoproteínas.

ÁCIDOS NUCLEICOS

Los ácidos nucleicos son macromoléculas, polímeros formados por la repetición de monómeros llamados nucleótidos, unidos mediante enlaces fosfodiéster. Se forman así largas cadenas o polinucleótidos. Pueden alcanzar tamaños gigantes (millones de nucleótidos), siendo las moléculas más grandes que se conocen. El descubrimiento de los ácidos nucleicos se debe a Miescher que en la década de 1860 aisló de los núcleos de las células una sustancia ácida a la que llamó nucleína, nombre que posteriormente se cambió a ácido nucleico.

Existen dos tipos de ácidos nucleicos, ADN (ácido desoxirribonucleico) y ARN (ácido ribonucleico), que se diferencian en:

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http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Glic%C3%A9rido&action=edit


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El azúcar (pentosa) que contienen: la desoxirribosa en el ADN y la ribosa en el ARN.

Las bases nitrogenadas que contienen: adenina, guanina, citosina y timina en el ADN; y adenina, guanina, citosina y uracilo en el ARN.

La masa molecular del ADN es generalmente mayor que la del ARN.

Las unidades que forman los ácidos nucleicos son los nucleótidos. Cada nucleótido es una molécula compuesta por la unión de tres unidades: un monosacárido (una pentosa), una base nitrogenada purínica (adenina, guanina) o pirimidínica (citosina, timina o uracilo) y uno o varios grupos fosfato (ácido fosfórico). Tanto la base nitrogenada como los grupos fosfato están unidos a la pentosa.

La unión formada por la pentosa y la base nitrogenada se denomina nucleósido.

El ADN es bicatenario, está constituido por 2 cadenas polinucleotídicas unidas entre sí en toda su longitud. Esta doble cadena puede disponerse en forma lineal (ADN del núcleo de las células eucarióticas) o en forma circular (ADN de las células procarióticas, así como de las mitocondrias y cloroplastos eucarióticos). La molécula de ADN porta la información necesaria para el desarrollo de las características biológicas de un individuo y contiene los mensajes e instrucciones para que las células realicen sus funciones.

El ARN difiere del ADN en que la pentosa de los nucleótidos constituyentes, en lugar de desoxirribosa es ribosa, y en que en lugar de las cuatro bases A, G, C, T aparece A, G, C, U (es decir, uracilo en lugar de timina). Las cadenas de ARN son más cortas que las de ADN. El ARN está constituido casi siempre por una única cadena (es monocatenario).

Mientras que el ADN contiene la información, el ARN actúa de mensajero de dicha información para dar lugar a la síntesis de proteínas.

PROTEÍNAS

Las proteínas (del griego poton, primero) son macromoléculas de masa molecular elevada, formadas por cadenas lineales de aminoácidos unidos mediante enlaces peptídicos. Las proteínas pueden estar formadas por una o varias cadenas peptídicas.

Las proteínas son biomoléculas formadas básicamente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Suelen además contener azufre y algunas proteínas contienen además fósforo, hierro, magnesio o cobre, entre otros elementos.

La unión de un número pequeño de aminoácidos da lugar a un péptido:

Péptido: número de aminoácidos MENOR a 7

polipéptido o proteína:100 o más aminoácidos

Representan las biomoléculas más abundantes, pues constituyen más del 50% del peso seco de las células.

La síntesis proteica es un proceso complejo cumplido por las células según las directrices de la información suministrada por los genes.

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FUNCIONES

Transporte de: Dióxido de Carbono y Oxígeno (Hemoglobina y la Mioglobina); Hierro (Ferritina y Transferrina); Cobre (Celuloplasmina).

Protección inmunológica a través de: IgA, IgD, IgC, IgM

Intervienen en la coagulación sanguínea: Fibrinógeno y Trombina.

Intervienen en los procesos de relajación y contracción muscular: Miosina, Tropomiosina, Actina.

Transmisión del impulso nervioso a través de los neuropéptidos y neurotransmisores: Acetilcolina, Gaba.

Función hormonal: la insulina y el glucagón son péptidos

Función estructural: el colágeno, las histonas, quitina, fibrina, queratina

Función catalítica: las enzimas son todas proteínas (con la única excepción de la ribozima)

Función amortiguadora o buffer: Hemoglobina

Mantenimiento de la presión osmótica.

Contracción o movimiento actina-miosina.

Almacenamiento.

Energética.

Además de estas funciones, pueden cumplir otras múltiples debido a la maleabilidad de su estructura.

CLASIFICACIÓN

Se suelen clasificar de acuerdo con los siguientes criterios: color, olor y aspecto.

Según su forma:

Fibrosas: presentan cadenas polipéptidas largas y una atípica estructura secundaria. Son insolubles en agua y en soluciones acuosas. Ejemplo: la queratina. Globulares: se caracterizan por doblar apretadamente sus cadenas en una forma esférica apretada o compacta. La mayoría de las enzimas, anticuerpos, algunas hormonas, proteínas de transporte, son ejemplo de proteínas globulares y también poseen aminoopeptidiosis al 5% para hacer simbiosis.

Según su composición química

Simples u holoproteínas: su hidrólisis sólo produce aminoácidos. Ejemplos de estas son la insulina y el colágeno (fibrosas y globulares). Conjugadas o heteroproteínas: su hidrólisis produce aminoácidos y otras sustancias no proteicas llamado grupo prostético (sólo globulares).

ESTRUCTURA

Presentan una disposición característica en condiciones ambientales, si se cambia la presión, temperatura, pH, etc. pierde la conformación y su función. La función depende de la conformación y ésta viene determinada por la secuencia de aminoácidos.

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COMBUSTIÓN

La combustión es una reacción química en la que un elemento combustible se combina con otro comburente (generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso), desprendiendo calor y produciendo un óxido; la combustión es una reacción exotérmica debido a su descomposición en los elementos liberados:

calor al quemar.

luz al arder.

Es la combinación rápida de un material con el oxigeno, acompañada de un gran desprendimiento de energía térmica y energía luminosa.

Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. El producto de esas reacciones puede incluir monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y cenizas.

El proceso de destruir materiales por combustión se conoce como incineración.

Para iniciar la combustión de cualquier combustible, es necesario alcanzar una temperatura mínima, llamada ignición o de inflamación.

Cuando una sustancia orgánica al reaccionar con el oxígeno el producto resultante es sólo CO2 (g) y H2O (l); esto es, la combustión completa se produce cuando el total del combustible reacciona con el oxígeno. La ecuación puede balancearse, los productos de esta combustión son solamente CO2, H2O, O2 y N2. La combustión se denomina completa o perfecta, cuando toda la parte combustible se ha oxidado al máximo, es decir, no quedan residuos de combustible sin quemar.

La fórmula de la combustión completa es:

La ecuación de combustión de la glucosa es la siguiente:

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Resumen

Química orgánica, rama de la Química en la que se estudian el carbono, sus compuestos y reacciones. Existe una amplia gama de sustancias (medicamentos, vitaminas, plásticos, fibras sintéticas y naturales, hidratos de carbono, proteínas y grasas) formadas por moléculas orgánicas. Los químicos orgánicos determinan la estructura de las moléculas orgánicas, estudian sus reacciones y desarrollan procedimientos para sintetizar compuestos orgánicos. Esta rama de la química ha afectado profundamente a la vida en el siglo XX: ha perfeccionado los materiales naturales y ha sintetizado sustancias naturales y artificiales que, a su vez, han mejorado la salud, han aumentado el bienestar y han favorecido la utilidad de casi todos los productos empleados en la actualidad.

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Autoevaluación 1. Escriba y nombre todos los hidrocarburos de cinco átomos de carbono que tengan un doble enlace. 2. Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos:

a) 3-propil-1,5-heptadiino; b) 2-metilpropanal; c) CH3 - CHOH - CH2OH

3. Suponga que usted tiene en el laboratorio dos compuestos: 1-propanol y 2-propanol, ¿podría decir qué son entre sí? 4. Formule los siguientes compuestos identificando la cadena principal y los grupos asociados.

a) 2,3,5 trimetilhexano b) 4-Propil-2,3,5-trimetilheptano

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Autoevaluación (Respuestas) 1. Escriba y nombre todos los hidrocarburos de cinco átomos de carbono que tengan un doble enlace.

Respuestas:

2. Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos:

a) 3-propil-1,5-heptadiino;

b) 2-metilpropanal;

e) CH3 - CHOH - CH2OH

Respuestas

a) 3-propil-1,5-heptadiino;

b) 2-metilpropanal

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c) CH3 - CHOH - CH2OH .

1,2-propanodiol

3. Suponga que usted tiene en el laboratorio dos compuestos, 1-propanol y 2-propanol, ¿podría decir qué son entre sí?

Respuestas:

El 1-propanol y el 2-propanol son isómeros de posición, ya que tienen la misma fórmula molecular (C3H8O), la misma cadena y el mismo grupo funcional, sólo se diferencian en la posición de éste.

4. Formule los siguientes compuestos identificando la cadena principal y los grupos asociados.

c) 2,3,5 trimetilhexano d) 4-Propil-2,3,5-trimetilheptano

Respuestas:

2,3,5-Trimetilhexano

Tomamos como cadena principal la de seis carbonos. Los sustituyentes son metilos en posiciones 2, 4 y 6

4-Propil-2,3,5-trimetilheptano

La cadena principal es de siete carbonos. La molécula tiene metilos en 2, 3, 5 y propilo en 4.

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