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Universidad Católica de Cuyo Sede San Luis
Facultad de Ciencias Médicas
QUIMICA 2016
SISTEMAS MATERIALES
QUÍMICA
“Es la ciencia que estudia la composición de la materia, las transformaciones que le
suceden y las variaciones de energía que acompañan estos cambios”
MATERIA – ENERGIA
 Materia es todo aquello que impresiona nuestros sentidos, ocupa un lugar en
el espacio, tiene masa y peso”
 Energía se define generalmente como la capacidad para realizar trabajo, se
diferencia de la materia en que no ocupa lugar y no posee peso
Albert Einstein estableció que la materia y energía son manifestaciones de una misma
entidad física. La cantidad de energía que se puede obtener a partir de una determinada
muestra de materia, está determinada por la ecuación:
E = m . c2
m= masa
c= velocidad de la luz en el vacio (300.000 Km/s).
Esta expresión dice que la materia y la energía son intercambiables.
La materia puede convertirse en energía y viceversa
 Masa es la cantidad de materia que posee un cuerpo
 Peso es la fuerza con la que un cuerpo es atraído por el centro de gravedad terrestre
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Son cualidades propias de una sustancia que permiten caracterizarla y/o distinguirla de
otra.
SEGÚN LA CANTIDAD DE MATERIA :
PROPIEDADES EXTENSIVAS
Son aquellas que dependen de la cantidad de materia.
Por ejemplo: masa, volumen, peso, superficie, cantidad de calor absorbido o cedido.
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PROPIEDADES INTENSIVAS
Son aquellas que no dependen de la cantidad de materia.
Por ejemplo: punto de ebullición, punto de fusión, densidad, capacidad de un compuesto
de producir una reacción química.
A las propiedades intensivas se las puede clasificar en:

PROPIEDADES FÍSICAS
Son aquellas que pueden ser medidas u observadas sin modificar la composición y de la
identidad de la sustancia analizada.
Por ejemplo: dureza, punto de fusión, punto de ebullición, ductibilidad, maleabilidad,
viscosidad, densidad

PROPIEDADES QUÍMICAS
Son aquellas que pueden ser observadas a través de modificaciones o alteraciones en la
sustancia, es decir a través de reacciones químicas.
Por ejemplo: capacidad de reaccionar con oxígeno, capacidad de producir CO2 y H2O;
capacidad de generar y entregar calor
Pto de ebullición
Propiedades físicas
Color
Olor
Conductividad
Pto de fusión
Sabor
Dureza
Viscosidad
Brillo
Suavidad
Ductibilidad
Densidad
Volatilidad
Lubricidad
Maleabilidad
Reacciones con ácidos
Propiedades Químicas
Arte en el aire
Reacciones con metales
Explota
2
Termolábil
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PROPIEDADES
EXTENSIVAS
PROPIEDADES FISICAS
sin cambios en la
composición de la materia
PROPIEDADES DE LA
MATERIA
PROPIEDADES
INTENSIVAS
PROPIEDADES QUIMICAS
Con cambios en la
composición de la materia
FENOMENOS FISICOS Y QUIMICOS
Fenómeno es toda transformación o cambio en las propiedades de la materia.
Se pueden clasificar en:
a-
Físicos: son aquellos en los cuales la sustancia sobre la que se ha realizado la
transformación no cambia. Una o más propiedades físicas de la materia presentan
variaciones, pero su composición permanece inalterada.
Por ejemplo: fusión de un mineral, hervir agua, caída de un cuerpo
Sí calentamos un alambre de cobre cambian algunas propiedades físicas como densidad,
conductibilidad, maleabilidad, pero su composición seguiría siendo la misma. Si se
enfría, volverá a tener las mismas propiedades físicas que al comienzo del experimento.
“Los fenómenos físicos no son permanentes y se pueden repetir tantas veces como
se deseé. Son fenómenos reversibles”.
b-
Químicos: son aquellos en los cuales una o más sustancias se consumen,
formándose sustancias nuevas.
“Los fenómenos químicos producen cambios en la composición química de la
materia que generalmente son fáciles de apreciar y son fenómenos irreversibles
(siempre quedará una parte de la sustancia inicial sin reaccionar). No pueden
repetirse con la misma porción de materia”
Los cambios químicos en los cuales
ciertas sustancias se convierten en otras se
denominan reacciones químicas
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ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA
Existen tres estados de agregación de la materia: gaseoso, líquido y sólido. El hecho de
que una sustancia se encuentre en alguno de los estados depende fundamentalmente de
las fuerzas de atracción entre las partículas que forman su estructura. Esto también
depende de que dichas partículas sean moléculas con sus características de polaridad y
geometría, átomos o iones.
En la actualidad algunos autores agregan un nuevo estado de agregación, el plasma
(conjunto de iones negativos y positivos, en cantidades aproximadamente iguales, en
fase gaseosa).
El estado en que se presente una sustancia depende del tipo de material, de la
temperatura y de la presión. Variando las condiciones antes mencionadas, por ejemplo,
el agua puede encontrarse en los tres estados.
El efecto de un cambio de la temperatura es muy importante pues al aumentarla, se
aumenta la energía cinética (energía de movimiento) de las partículas de la sustancia y
en consecuencia se mueven más, esto hace que se pueda contrarrestar las fuerzas de
atracción, pasar de sólido a líquido y luego a gaseoso.
Un cambio de la presión es importante en el estado gaseoso (al aumentar la presión
externa se favorece el pasaje del estado gaseoso al líquido) pero es menor el efecto en el
estado líquido y en el sólido ya que hay poco espacio libre entre sus partículas y un
aumento de presión prácticamente no puede comprimirlo más.
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Las características son:
 Sólido todo cuerpo que posee forma y volumen propio.
 Líquido todo cuerpo que posee volumen propio y adopta la forma del
recipiente que lo contiene.
 Gaseoso todo cuerpo que no posee volumen y ni forma propia.
El estado de agregación depende del tipo de material, presión y temperatura. Un
ejemplo de ello es el agua que puede encontrarse en los tres estados de agregación
La fuerza de atracción que hace que las moléculas se aproximen recibe el nombre de
fuerza de cohesión (también llamada de Van der Walls). No obstante cuando las
moléculas se mueven chocan entre sí y se produce una fuerza contraria, la fuerza de
repulsión.
El estado de agregación depende de la acción de dos fuerzas opuestas, que tienden a
acercar las moléculas y que estas ocupen menos espacio posible o bien a separarlas.
Dependiendo de la intensidad relativa de las dos fuerzas será el estado de agregación.
Estado sólido
Sus fuerzas de cohesión son grandes y mayores a las de repulsión. Los espacios
intermoleculares son mínimos, el orden es perfecto y las partículas se mantienen rígidas.
Tienen volumen propio. Las partículas (átomos moléculas o iones) ocupan posiciones
específicas en una estructura tridimensional y poseen energía cinética que las hace
vibrar pero no desplazarse a otra posición. La libertad de movimiento es muy
restringida, por lo tanto no pueden fluir. Otros sólidos como los plásticos y las gomas
están ordenados al azar y poseen estructura de corto alcance, denominados sólidos
amorfos. Los sólidos no se comprimen.
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Estado líquido
Las fuerzas de cohesión y repulsión están en equilibrio. Sus partículas están menos
ordenadas que en los sólidos y su estructura es de menor alcance. El orden aumenta al
disminuir la temperatura a valores cercanos a la congelación porque disminuye la
energía cinética. Los espacios intermoleculares son mayores que los del estado sólido.
La energía cinética es tal que no permite que las moléculas abandonen el campo de
atracción generado por las moléculas restantes pero es lo suficientemente elevada para
que las mismas puedan desplazarse. El volumen no cambia pero la forma sí y por
consiguiente pueden fluir. Sus moléculas pueden vibrar, y trasladarse. Los líquidos se
comprimen poco.
Estado gaseoso
Las fuerzas de atracción son menores a las de repulsión. La energía cinética es mayor y
permite que el espacio intermolecular con las moléculas vecinas aumente y no tenga
otro límite que el recipiente que lo contiene. No poseen forma ni volumen propio. Las
moléculas se encuentran más desordenadas y con espacio intermolecular mayor que las
moléculas del estado líquido, por ello son compresibles. Los gases se comprimen.
Cambios de estado de agregación de la materia
Se producen en respuesta a variaciones en la energía cinética y las moléculas no
cambian su composición. Como la energía cinética depende de la temperatura, al variar
la misma, podrá lograrse cambios de estado. Por ejemplo el agua puede encontrarse en
los tres estados de agregación. A 0˚C como sólido, a más de 0˚C, líquido y a100˚C
gaseoso (siempre que la presión atmosférica sea igual a una atmósfera). El Helio es un
gas que se encuentra en la atmósfera formando parte del aire y para llevarlo a líquido se
lo debe enfriar a -270˚C.
En base al esquema definimos los siguientes términos:
Solidificación: Es el pasaje de liquido a sólido.
Fusión: Es el pasaje de sólido a líquido.
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Sublimación: Es el pasaje de gaseoso a sólido.
Volatilización: Es el pasaje de sólido a gaseoso.
Vaporización (evaporación): Es el pasaje de líquido a gaseoso. La evaporación ocurre
en la superficie del líquido y no depende de la temperatura. La ebullición ocurre en toda
la masa del líquido.
Condensación o licuación: Es el pasaje de gaseoso a líquido.
Los puntos de Fusión y Punto de Ebullición son propiedades intensivas (no dependen de
la cantidad de materia).
Fusión: es el pasaje de estado sólido a líquido a temperatura constante y la temperatura
a la cual coexisten ambas fases (sólida y líquida) se denomina, punto de fusión o
temperatura de fusión.
Ebullición: es el pasaje de estado líquido a gaseoso a temperatura constante, se
diferencia de la evaporación porque esta es un fenómeno de superficie y ocurre a
cualquier temperatura. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual
hierve, esta temperatura se mantiene constante mientras las dos fases (líquido-vapor)
coexisten. La presión atmosférica influye en el punto de ebullición. Cuando aumenta
presión atmosférica, aumenta el punto de ebullición. Por lo tanto definimos el punto de
ebullición como:
“Temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala la presión atmosférica.”
SISTEMAS MATERIALES
Se denomina sistema material a una porción limitada del universo que se separa real o
imaginariamente para su estudio.
Son ejemplos de sistemas materiales:
-Dos electrones que interactúan para un físico.
-Una constelación para un astrónomo.
-Un parque nacional, o un fragmento de ADN para un biólogo.
-Una reacción química en un tubo de ensayo para un químico.
Cuando el sistema ha sido separado del ambiente o universo que lo rodea queda
circundado por un medio, este debe ser considerado dentro del estudio.
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“La porción aislada del medio con fines de estudio se denomina sistema material”
Los sistemas materiales teniendo en cuenta que entre este y el medio que los rodea
puede existir intercambio de materia y energía, se los puede clasificar en:
Sistema Abierto: Son aquellos donde hay transferencia de materia y de energía entre el
sistema y el medio ambiente.
Sistema Cerrado: son aquellos donde solo hay intercambio de energía entre el sistema
y el medio ambiente.
Sistema Aislado: son aquellos donde no hay intercambio ni de materia ni de energía
entre el sistema y el medio ambiente.
También se los puede clasificar en:
SISTEMAS HOMOGÉNEOS
Un sistema homogéneo es aquel que presenta las mismas propiedades intensivas en
todos sus puntos.
Para clasificar a los sistemas homogéneos, debemos considerar las sustancias presentes
en el sistema (componentes)
Teniendo en cuenta la “cantidad de componentes” que forman el sistema, los sistemas
homogéneos se dividen en:

SOLUCIONES
Son sistemas homogéneos, constituidos por dos o más componentes, fraccionables y de
composición variable.

SUSTANCIAS PURAS
Son sistemas homogéneos formados por un solo componente, no fraccionable y de
composición definida
Son ejemplos de sustancias puras el H2O y el O2, pero existe entre estos dos ejemplos
una diferencia: el agua puede descomponerse por métodos químicos, generando
hidrógeno y oxígeno, según muestra la siguiente reacción
2 H2O
2H2 + O2
El oxígeno, en cambio, no puede descomponerse generando sustancias diferentes.
Al agua y sus semejantes (aquellas sustancias que pueden descomponerse) se las
denomina sustancias puras compuestas (compuestos), mientras al oxígeno y sus
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semejantes (aquellas que no pueden descomponerse) se las conoce como sustancias
puras simples (elementos)
H3PO4 - H2O - O2 - O3 - Cu
Se observan dos compuestos diferentes formados solo por átomos de oxígeno: el
oxígeno molecular (O2) y el ozono (O3). A este tipo de sustancias puras se las conoce
como variedades alotrópicas las que pueden definirse como:
Variedades alotrópicas o alótropos: son aquellas sustancias simples que a pesar de
estar formados exclusivamente por el mismo elemento, tienen propiedades específicas
diferentes.
Si se toma como criterio para clasificar a los sistemas materiales la cantidad de
componentes de los mismos, se puede hablar de sustancias puras y mezclas.
MEZCLAS: son aquellos sistemas materiales formados por dos o más componentes
que se asocian físicamente pero no se combinan (reaccionan) químicamente.
Las mezclas son de composición variable, los componentes que la forman mantienen
sus propiedades y pueden separarse por métodos físicos.
Las mezclas son de composición variable, los componentes que la forman mantienen
sus propiedades y pueden separarse por métodos físicos.
Las mezclas se pueden clasificar como:

Mezclas heterogéneas: sistemas materiales formados por varios componentes y
varias fases.

Mezclas homogéneas: sistemas materiales formados por varios componentes y
una sola fase.
SISTEMAS HETEROGÉNEOS
Un sistema heterogéneo es aquel que presenta distintas propiedades intensivas en por
lo menos dos de sus puntos.
Un sistema formado por agua y aceite, presenta dos componentes observables a simple
vista, y las propiedades intensivas de cada componente no son las mismas.
Todo sistema heterogéneo existen siempre dos o más fases.
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La fase que está en menor proporción se denomina fase dispersa y fase dispersante,
disolvente o solvente la que se encuentra en mayor proporción.
Fase: es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen un sistema
heterogéneo
Componentes: son sustancias que constituyen cada una de las fases de un sistema material
Para clasificar a los sistemas heterogéneos, se debe considerar el tamaño de la fase
dispersa; de acuerdo a esto existen:

Dispersiones Coloidales: el tamaño de la fase dispersa, normalmente llamada
micela, solo puede ser observada al microscopio.
El humo de cigarrillo, la gelatina, la clara de huevo con agua.
 Dispersiones Groseras: son sistemas heterogéneos cuya fase dispersa tiene un tamaño
mayor a 100 nm y pueden ser observadas a simple vista o con una lupa.
Mezcla de arena y agua; mezcla de aceite y agua
MATERIA
MEZCLAS
HETEROGENEA
S
SUSTANCIAS
COMPUESTO
HOMOGENEAS
ELEMENTOS
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SISTEMAS MATERIALES
Para separar las fases de un sistema heterogéneo, es necesario saber el estado de
agregación de cada fase (líquida, sólida o gaseosa).
Líquido – Sólido
a- Filtración: Se separa el sólido del líquido valiéndose de la propiedad que tienen los
líquidos de atravesar el papel de filtro. La fase sólida queda retenida.
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b- Decantación: se utiliza para separar un sólido de un líquido en el cual el sólido no se
disuelve. La mayor densidad del sólido permite que se deposite en el fondo de un
recipiente. Luego se vuelca el líquido para separarlos. Por ej agua-arena
c- Centrifugación: se utiliza un aparato llamado centrífuga que gira a alta velocidad y
separa las dos fases.
c- Tría: triar significa sacar. Se emplea este método si una de las fases tiene el tamaño
suficiente para tomarlo con una pinza o sacarlo con la mano. hielo - agua
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Líquido – Líquido
a-Destilación es un método físico que se utiliza para separar líquidos que tengan
diferente punto de ebullición, es decir, hiervan a diferente temperatura, por lo tanto, es
necesario conocer la temperatura de ebullición de los componentes involucrados.
Este método físico consiste en que por medio de calor se vaporice primero el líquido de
menor punto de ebullición y luego se produzca la condensación de ese liquido por
contacto de una superficie fría.
b- Decantación liq-liq: se utilizan para líquidos que no se mezclan (agua-aceite). Se
emplea una ampolla de decantación, este método se basa en la diferencia de densidad
entre los líquidos. El líquido más denso ocupa la parte inferior de la ampolla
Sólido – Sólido
a- Tamización: se utiliza este método si el tamaño de una de las fases es lo
suficientemente pequeña como para que pase por la malla de un tamiz y la otra quede
retenida. Por ej harina – arroz
b- Flotación: si dos fases sólidas tienen densidades muy diferentes con respecto a un
líquido, al agregar el líquido al sistema, una de las fases flotará y la otra se depositará en
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el fondo del recipiente. Luego se separan las fases por tría y filtración. Por ej arena y
corcho
c- Disolución: ese método se utiliza si una de las fases se disuelve y la otra fase no. Se
le agrega al recipiente agua y se transforma así en un sistema con una sola fase sólida y
la otra líquida (sal disuelta en agua). La fase líquida se separa por filtración. arena – sal
d-Imantación: Permite separar dos fases sólidas si una de ellas tiene propiedades
magnéticas. Se separa esta fase acercándole un imán a través del recipiente que lo
contiene. La otra fase permanece sin cambios. talco-limaduras de hierro.
SISTEMAS HOMOGENEOS
Se basan en las propiedades de los componentes individuales de la mezcla.
1- Destilación: técnica basada en la diferencia de los puntos de ebullición
2- Cromatografía: en esta técnica hay dos partes, una llamada estacionaria, y otra móvil.
El sistema en estudio se encuentra la parte o fase móvil, que al interactuar con fase
estacionaria, se separan los componentes
3- Cristalización: se basa en la diferencia de solubilidad de distintos compuestos en un
mismo solvente. Se calienta el sistema, se disuelven todos los componentes de la
mezcla, se deja enfriar, los compuestos menos solubles en el solvente precipitarán
primero y los más solubles lo harán a temperaturas más bajas separando así los
componentes.
ESTRUCTURA ATOMICA
PARTICULAS FUNDAMENTALES
John Dalton (1808) publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han
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servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos
los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de
elementos distintos tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los
átomos de dos o más elementos en proporciones
fijas y sencillas. De modo que en un compuesto
los de átomos de cada tipo están en una relación
de números enteros o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se
intercambian de una a otra sustancia, pero ningún
átomo de un elemento desaparece ni se
transforma en un átomo de otro elemento.
Michael Faraday informó los resultados de sus experimentos sobre la electrólisis con
los cuales demostró que la materia era de naturaleza eléctrica.
Las experiencias con tubos de descarga con gases permitieron descubrir:
 Electrones utilizando un tubo de rayos catódicos
 Protones utilizando un tubo de rayos canales
La última partícula descubierta fue el neutrón
MODELOS ATOMICOS

Modelo atómico de Thomson
Los electrones, a través del estudio de los
rayos catódicos, y su posterior
caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que explicara dichos
resultados experimentales.
El átomo es una esfera uniformemente cargada de protones,
dentro de la cual están los electrones
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 Modelo atómico de Rutherford
Ernest
Rutherford
y sus
colaboradores bombardearon una
fina
lámina
de
oro con partículas alfa (partículas con carga +) procedentes de un elemento radiactivo.
Observaban, que no todas atravesaban el metal de igual forma como se hubiera
esperado, sino que la mayoría de las partículas  (90%) atravesaban la placa sin
desviarse, otras se desviaban en ángulos grandes e incluso algunas regresaban en la
misma dirección de la cual provenían
Los postulados del modelo de Rutherford son:
 Todo átomo está formado por núcleo y corteza
 En el núcleo reside la carga positiva y casi toda la masa del átomo
 En la corteza se hallan los electrones, girando en torno al núcleo
 La mayor parte del átomo es espacio vacío
 El núcleo es muy pequeño en relación al átomo (10000 veces menor)
 La cantidad de protones en el núcleo es igual a la cantidad de electrones que giran
alrededor de él.

Modelo atómico de Bohr
Presentó el primer modelo atómico basado en la cuantización de la energía.
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Cuyos postulados son:
El átomo consta de un núcleo en el que está localizada la carga positiva y casi toda la
masa del átomo.
El electrón describe orbitas circulares alrededor del núcleo
Cada órbita tiene un radio y una energía determinada y se indica con un número
“n” llamado número cuántico, que toma valores enteros 1,2,3,4,5….
El electrón no puede girar alrededor del núcleo en cualquier órbita. Sólo tiene
permitido girar en aquella orbita cuya energía sea igual a la suya.
Cuando el electrón se mueve en su órbita no pierde energía.
El estado “normal” o “relajado” del electrón es la órbita de menor energía, es decir
la más cercana al núcleo. Los estados de energía mayores que este (órbitas de mayor
radio), se consideran estados excitados.
Para que un electrón pueda pasar de una órbita a otra más alejada del núcleo tiene
que absorber una determinada cantidad de energía, si se acerca al núcleo debe liberar
energía.
Esta cantidad de energía que absorben o liberan los átomos cuando ocurre una
transición electrónica se denomina cuanto o fotón. La energía de este fotón es igual a
la diferencia de energía entre ambas órbitas.
E = E 2 – E1
 Modelo atómico Cuántico
La teoría aceptada para explicar el comportamiento de las partículas subatómicas, se las
conoce con el nombre de “mecánica ondulatoria” o “mecánica cuántica”, se basa en:
 Dualidad onda – partícula del electrón: De Broglie sugirió que si la luz puede
comportarse en algunos casos como si estuviera formada por partículas, las partículas
pueden tener propiedades de las ondas.
 Principio de incertidumbre de Heisenberg: señala que es imposible determinar
con exactitud la posición y la velocidad de una partícula, o en otras palabras, es
imposible determinar simultáneamente donde está el electrón y a donde se dirige.
A partir de estos postulados surge el concepto de orbital
Orbital atómico es el espacio alrededor del núcleo en el que hay mayor
probabilidad de encontrar al electrón
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De acuerdo a lo propuesto por De Broglie y Heisenberg, Schrôdinger formuló una
ecuación llamada “ecuación de onda” cuyos resultados, los cuatro números cuánticos
permiten deducir propiedades del electrón
1- Número cuántico principal “n”
Describe el nivel de energía principal que ocupa el electrón.
Los distintos niveles se indican con números enteros: 1, 2, 3, 4, 5……
El valor n:1 representa al nivel de menor energía y es el que más cerca del núcleo se
encuentra.
Los niveles de energía sucesivos se encuentran a distancias cada vez mayores del
núcleo; por ejemplo el nivel n:2 tiene un radio mayor que el nivel n:1
Electrones con un mayor valor de “n” se encuentran a
mayor distancia del núcleo y poseen mayor energía
La cantidad de electrones que puede alojar cada nivel de energía se calcula como 2 n2
2- Número cuántico Secundario o azimutal “l”
Cada nivel principal está formado por uno o varios subniveles, cada uno de los cuales
está indicado por el número cuántico secundario.
Para nombrar cada uno de los subniveles se utilizan tanto números como letras
“l”
0,1,2,3
Subnivel:
s,p,d,f
La cantidad de subniveles por nivel es igual al número cuántico principal
“n”
“l”
Nombre del subnivel
1
0
1s
2
0, 1
2s, 2p
3
0, 1, 2
3s, 3p, 3d
4
0, 1, 2, 3
4s, 4p, 4d, 4f
El número cuántico
secundario puede tomar
valores desde cero
hasta n-1
“El número cuántico l” indica también la forma del orbital que ocupa el electrón.
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Los orbitales s son esféricos
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Orbitales p son bilobulados
3- En cada uno de los subniveles existe una determinada cantidad de orbitales, cuya
orientación espacial se indica a través del número cuántico magnético “m”

Para todos los subniveles “s” hay un solo orbital cuya forma es esférica

Para todos los subniveles “p” hay tres orbitales bilobulados orientados en los
tres ejes del espacio (px, py, pz)

Para todos los subniveles “d” hay cinco orbitales

Para todos los subniveles “f” hay siete orbitales
En cada orbital pueden alojarse como máximo dos electrones
4- Número cuántico de giro o spin “s”
Indica el sentido de rotación del electrón sobre su eje.
Puede tener valores de + ½ ó -½
Para que dos electrones se encuentren en el mismo orbital deben tener spines opuestos
A cada electrón del átomo se le puede adjudicar cuatro números cuánticos: n, l, m y s.
Tres de ellos (n,l,m) definen el orbital en el que se encuentra y el cuarto s, indica el
sentido de giro del electrón.
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El principio de Exclusión de Pauli establece que….
En un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales
CONFIGURACION ELECTRÓNICA
La distribución de los electrones de un átomo sigue diversas reglas:
 Los electrones van ocupando los niveles de menor a mayor valor energético, es decir,
siempre que les sea posible, estarán en el nivel y subnivel más cercano al núcleo.
 Principio de Exclusión de Pauli
 Regla de Hund: cuando un subnivel tiene varios orbitales (p,d,f) los electrones no se
aparean hasta que por lo menos no haya uno en cada uno de ellos
Los orbitales se simbolizan con un recuadro
(casilla cuántica) y cada electrón con
una flecha . Los electrones con spines opuestos se representan con flechas de sentido
contrario.
23
11
Na su configuración electrónica es :
1 s2
2 s2
2 p6
3 s1
 Los números que anteceden a las letras (coeficientes) indican el valor de “n” (número
cuántico principal)
 Las letras indican subnivel (número cuántico secundario)
 Los exponentes señalan el número de electrones en el subnivel
 La suma de todos los exponentes indica la cantidad total de electrones
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Orden de ocupación de los distintos subniveles en el átomo
El electrón ocupa el orbital de menor energía disponible. Así, el orbital 4s tiene menos
energía que los 3d, por lo tanto, el orbital 4s se llena antes que los electrones ocupen los
orbitales 3d.
NÚMERO ATÓMICO – NÚMERO MÁSICO
Número atómico (Z): es el número de protones del átomo
Z: p+

El número de protones coincide con el número de electrones en el átomo neutro

Es un número específico para cada tipo de elementos, es decir, todos los átomos
de un mismo elemento tienen el mismo valor de Z
Número másico (A): es la suma del número de protones y neutrones del núcleo
A = Z + n0
Siendo n0 el número de neutrones
Z
12
X
A
Mg
24,32
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La masa de un elemento está determinada por la suma de las masas de los protones y de
los neutrones dado que la masa de los electrones es despreciable.
n=A-Z
ISOTOPOS
Los átomos de un mismo elementos químicos (igual Z) con distinto número de
neutrones (distinto A) se denominan isótopos
Todos los átomos de un mismo elemento químico siempre tienen igual número de
protones en sus núcleos, pero pueden tener distinto número de neutrones, y por lo tanto
diferentes masas atómicas.
Los isótopos son los responsables de que la masa de los elementos químicos no sea un
número entero, ya que la masa es un promedio de las masas de los diferentes isótopos,
según su abundancia.
Los átomos son neutros, ya que el número de cargas positivas (protones) es igual al
número de cargas negativas (electrones), es decir el número de protones es igual al
número de electrones.
Puede suceder que el átomo pierda o gane electrones (nunca pierde o gana protones
pues ello traería como consecuencia la transformación de ese átomo en otro átomo de un
elemento químico diferente), adquiriendo carga eléctrica neta y dando lugar a un ión.
Si pierde electrones, adquiere carga eléctrica positiva y el ión se llama catión
Si gana electrones, adquiere carga eléctrica negativa y el ión se llama anión
Protón (p, p, P)
PARTICULAS ESTABLES
Electrón (e, e, B)
Neutrón (n, n, N)
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Electrón positivo o positrón (e, e, B)
Neutrino y Antineutrino (V)
PARTICULAS INESTABLES
Mesón ()
Deuterón (d, d, H, D)
PARTÍCULAS COMPUESTAS
Partículas Alfa (, He)
POSITRON. Fue en 1932 cuando Anderson descubrió accidentalmente el positrón al
estudiar los campos magnéticos sobre las partículas expulsadas de los núcleos por la
absorción de rayos cósmicos. Son partículas iguales que los electrones, pero en sentido
opuesto.
NEUTRINO Y ANTINEUTRINO. Partículas pequeñísimas de masa y carga cero, su
existencia fue postulada para explicar la pérdida de energía durante la emisión
radioactiva de electrones y protones. No existen pruebas concretas de su existencia.
MESÓN. Yukawa postuló su existencia para explicar las energías de enlace
descubiertas en los efectos producidos por los rayos cósmicos sobre la materia.
DEUTERÓN. Es un núcleo de Deuterio o Hidrógeno pesado, y guarda la misma
relación que el Hidrógeno y el protón. Se usa en bombardeo de núcleo.
PARTICULAS ALFA. Es un núcleo de Helio de 2 cargas positivas. Es el producto de
la desintegración radioactiva
RADIOACTIVIDAD
Es la propiedad que presentan los núcleos atómicos de ciertos isótopos de modificar
espontáneamente
su
constitución,
emitiendo
simultáneamente
una
radiación
característica
Cuando ocurre algún cambio a nivel del núcleo, no estamos frente a una reacción
química, sino ante una reacción nuclear
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Diferencias entre reacción química y reacción nuclear
REACCIÓN NUCLEAR
REACCIÓN QUÍMICA
 Participan neutrones y protones
 A veces los elementos transmutan
formando nuevos elementos
 En algunos caso aparecen isótopos del
elemento involucrado
 Los isótopos reaccionan de diferente
modo
 Se producen grandes variaciones de
energía
 Es posible detectar variaciones de masa
 La velocidad de reacción no depende de
factores externos
 Participan los electrones
 Los elementos no cambian
 Nunca a parecen isótopos
 Los isótopos reaccionan de manera
similar
 Se producen pequeñas variaciones de
energía
 La masa se conserva
 La velocidad de la reacción depende
de factores como concentración, T, P
Ciertos núcleos son inestables en su estado natural, siendo imposible que existan mucho
tiempo, ya que se desintegran, liberando energía y transformándose en un átomo más
estable que el que les dio origen.
La radiactividad puede ser:
Radiactividad natural: Es la que manifiestan los isótopos que se encuentran en la
naturaleza.
Radiactividad artificial o inducida: Es la que ha sido provocada por transformaciones
nucleares artificiales.
Existen tres tipos de radiación
 Radiación  : identificada con núcleos de Helio, constituido por dos protones y dos
neutrones. Por lo tanto, poseen dos cargas positivas y son desviadas por campos
eléctricos y magnéticos. Es poco penetrante, muy ionizantes.
 Radiación : Son electrones resultantes de la desintegración de los neutrones del
núcleo:
Neutrón
protón + electrón + neutrino
Debido a su carga es desviada por campos eléctricos y magnéticos. Es más penetrante,
aunque su poder de ionización no es tan elevado como el de la radiación 
 Radiación No es corpuscular como las otras 2 anteriores, sino de naturaleza
electromagnética. Al no tener carga, los campos eléctricos y magnéticos no la afectan.
Es la más penetrante, y muy peligrosa.
El estudio y las leyes de desintegración radiactiva, son:
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 Cuando un átomo radiactivo emite una partícula  la masa del átomo resultante
disminuye en 4 unidades y el número atómico en 2.
 Cuando un átomo radiactivo emite una partícula , la masa del átomo resultante
no varía y su número atómico aumenta una unidad.
 Cuando un núcleo excitado emite una radiación  no varia ni su masa ni su
número atómico, solo pierde una cantidad de energía h.v
Las dos primeras leyes indican que cuando un átomo emite una radiación o se
transforma en otro átomo, de un elemento diferente. Este nuevo elemento puede ser
radiactivo, transformándose en otro, y así sucesivamente, dando lugar a las llamadas
series radiactivas.
TABLA PERIODICA
En 1869, un químico ruso, Dimitri Mendeleleev elaboró la Tabla Periódica de los
Elementos para organizar información respecto a las propiedades físicas y químicas de
los elementos.
Los elementos se ordenaron por orden creciente de número atómico y se colocó a todos
los elementos de características químicas semejantes en una misma columna o grupo.
La tabla periódica que se utiliza en la actualidad está constituida por varias columnas
verticales llamadas grupos y por filas horizontales denominados períodos
 Los elementos que se encuentran en un mismo grupo tienen propiedades químicas
similares.
 Los elementos que se encuentran en un mismo periodo tienen propiedades que
cambian en forma progresiva a través del mismo.
 Los grupos de la tabla se identifican con número romano y una letra A o B.
 Los grupos IA al VIIA y el grupo VIII A se conocen como elementos
representativos.
 Los grupos IB al VIIB y el grupo VIII B (formado por una triada) se conocen como
elementos de transición.
 En la parte inferior de la tabla se encuentran los elementos de transición interna. La
primera fila se conoce como primeras tierras raras o lantánidos y la segunda fila
se denomina segundas tierras raras o actínidos.
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Los elementos están ordenados por orden creciente de sus
NUMEROS ATOMICOS
El HIDROGENO pertenece al Grupo IA, por su configuración electrónica
pero NO ES UN METAL
Algunos de los grupos poseen nombre
GRUPO
IA
II A
VII A
VIII A
NOMBRE
Metales Alcalinos ( excepto el H)
Metales alcalinotérreos
Halógenos
Gases raros, gases inertes o gases nobles
Si tomamos por ejemplo el grupo representativo, grupo VIIA
Elementos
Z
Configuración Electrónica
F
9
1s 2, 2 s2, 2p5
Cl
17
1s 2, 2 s2, 2p6, 3s2, 3p5
Br
35
1s 2, 2 s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5
Mientras que los elementos de un mismo periodo su configuración electrónica es:
Elementos
Z
Configuración Electrónica
Li
3
1s 2, 2 s1
Be
4
1s 2, 2 s2
B
5
1s 2, 2 s2, 2p1
C
6
1s 2, 2 s2, 2p2
De las dos tablas podemos concluir:
 Todos los elementos representativos de un mismo grupo poseen la misma
configuración electrónica en su nivel de valencia.
 Un elemento representativo tiene tantos electrones de valencia como el número
de grupo al que pertenece.
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 Todos los elementos que pertenecen a un mismo período de la tabla poseen el
mismo número de niveles energéticos.
 El periodo al que pertenece un elemento es igual al nivel más alto en el que ha
entrado un electrón.
La tabla periódica puede ser dividida en bloques, de acuerdo a los orbitales que se van
poblando de electrones (s,p,d,f)
 Elementos Representativos “s” y “p”: todos los elementos de grupo A se
denominan elementos representativos. En todos el último electrón ingreso en un
subnivel s ó p.
 Elementos de transición “d”: todos los elementos de grupos B se denominan
de transición y se caracterizan porque su último electrón ingreso en un orbital d
 Elementos de transición interna “f”: son todos los elementos “despegados” de
la tabla y en todos ellos el último electrón ingresó en su subnivel f.
s
p
d
f
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Bloque “s” elemento con los últimos electrones en el orbital s
Bloque “p” elemento con los últimos electrones en el orbital p
Bloque “d” elemento con los últimos electrones en el orbital d
Bloque “f” elemento con los últimos electrones en el orbital f
Importante “Los elementos pertenecientes al mismo grupo tienen
la misma
configuración de valencia y difieren en el periodo en que se encuentran esos electrones,
es decir que la diferencia entre un elemento y otro del mismo grupo es de una capa o
nivel completo”
11
Na23
2
, 2 s2, 2p6, 3 s 1
Grupo I A
E. Representativo
Periodo 3
15
P31
1s 2, 2 s2, 2p6, 3 s2, 3 p3
Grupo V A
E. Representativo
Periodo 3
26
Fe53
1s 2, 2 s2, 2p6, 3 s2, 3p6, 4s2, 3 d 6
Grupo VIII A
E. Transición
Periodo 4
Para ubicar un elemento en la tabla periódica debemos:
 Realizar la configuración electrónica del elemento a partir del número atómico
 El periodo es igual al nivel energético más alto en el que ha ingresado un electrón.
 El grupo:
a- Para los elementos representativos (s o p) es igual a la suma de electrones que han
ingresado en el nivel energético más alto.
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b- Para los elementos de transición (d) el orden de grupo B (primero, segundo,
tercero, etc.) es igual a la cantidad de electrones que entraron en el subnivel “d”. El
orden de grupo NO el número de grupo
SIMBOLOS DE LEWIS
En los átomos de los elementos representativos de la tabla periódica, los electrones del
último nivel desempeñan un papel importante, ya que determinan sus propiedades
químicas, éstos se denominan “electrones de valencia” y se localizan en el “nivel de
valencia” que es el nivel de energía superior o más externo de átomo. Por ejemplo,
todos los elementos del grupo IA, como el potasio, tienen un electrón de valencia.
Para representar los electrones del nivel de valencia, se emplea un tipo especial de
notación, denominada “símbolo de Lewis”.
Para formar el símbolo de Lewis de un elemento, se escribe su símbolo químico
rodeado de un cierto número de puntos, cada uno de los cuales representa un electrón de
valencia.
PROPIEDADES PERIODICAS
Varias de las propiedades de los elementos varían en la tabla periódica en forma regular,
según nos desplacemos en ella a lo largo de un periodo o de un grupo.
 RADIO ATOMICO
Existen varios motivos por los cuales es imposible medir el radio de un átomo como si
fuera una pelota. Por un lado es imposible aislar un átomo para medirlo, según el
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principio de Incertidumbre de Heisenberg, es imposible determinar la posición de los
electrones, ya que los mismos se encuentran en una nube difusa alrededor del núcleo.
Como consecuencia, es imposible definir el límite de un átomo, por lo que se define
actualmente el radio atómico como:
La mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales, unidos
mediante un enlace químico.
 Los radios atómicos aumentan al descender por el grupo porque se añaden
electrones a capas más alejadas del núcleo.
 Los atómicos aumentan de derecha a izquierda dentro de un periodo, debido a
una disminución de la carga nuclear efectiva.
Carga nuclear:
cantidad de protones
del átomo y coincide
con el Z
Carga nuclear efectiva: es una medida de la
atracción que el núcleo ejerce sobre los
electrones de valencia y coincide con el
grupo de la tabla
 RADIO IONICO
Comparando un átomo neutro con sus respectivos iones:
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El catión Na+ ha perdido un electrón y por lo tanto su nube electrónica se achica; así
como el anión F- ha ganado un electrón y se agranda su nube electrónica.
En iones isoelectrónicos, los de mayor carga nuclear tienen menor radio
 ENERGIA o POTENCIAL de IONIZACIÓN
Se define como:
La energía mínima necesaria para “arrancarle” un electrón a un átomo
gaseoso aislado y en su estado fundamental
La E.I. mide la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a
los núcleos de los átomos
Como todos los átomos (excepto el hidrógeno) tienen más de un electrón, también
poseen más de una Energía de Ionización.
La cantidad de energía que se necesita para eliminar el primer electrón de un átomo
neutro se denomina primera energía de ionización (E.I1)
A la energía necesaria para eliminar un segundo electrón se la denomina segunda
energía de ionización.
Para todos los átomos E.I2 > E.I1
Los gases nobles tienen la energía de ionización más alta de todos los elementos del
período.
 ENERGIA o POTENCIAL de IONIZACIÓN
Se define como:
La energía mínima necesaria para “arrancarle” un electrón a un átomo
gaseoso aislado y en su estado fundamental
La E.I. mide la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a
los núcleos de los átomos
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Como todos los átomos (excepto el hidrógeno) tienen más de un electrón, también
poseen más de una Energía de Ionización.
La cantidad de energía que se necesita para eliminar el primer electrón de un átomo
neutro se denomina primera energía de ionización (E.I1)
A la energía necesaria para eliminar un segundo electrón se la denomina segunda
energía de ionización.
Para todos los átomos E.I2 > E.I1
Los gases nobles tienen la energía de ionización más alta de todos los elementos del
período.
 AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la energía que se libera cuando un átomo capta un electrón
La afinidad aumenta en un grupo de abajo hacia arriba y en un periodo lo hace de
izquierda a derecha.
 ELECTRONEGATIVIDAD
Es una medida de la tendencia de los átomos a atraer electrones
hacia sí en un enlace químico
Se calcula a partir de la energía de ionización y la afinidad electrónica.
Para los elementos representativos, la electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos
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 CARÁCTER METALICO Y CONDUCTIVIDAD ELECTRICA
De acuerdo a las propiedades eléctricas, los elementos se dividen en:
METALES: son todos los elementos de la región izquierda de la tabla. El
Hidrógeno si bien se encuentra dentro del grupo de los metales no es un metal.
NO METALES: son todos los elementos de la región derecha de la tabla.
SEMIMETALES o METALOIDES: Son elementos que poseen propiedades
características tanto de metales como de los no metales. Se ubican en la tabla en
forma adyacente a la línea en zig – zag, que va desde el boro hasta el telurio.
METALES
NO METALES
Poseen pocos electrones de valencia
Baja energía de ionización
Baja afinidad electrónica
Baja electronegatividad
Se ionizan formando cationes
Poseen brillo
Buenos conductores del calor y la
electricidad
Maleables y dúctiles
Forman óxidos básicos
Poseen varios electrones de valencia
Alta energía de ionización
Alta afinidad electrónica
Alta electronegatividad
Se ionizan formando aniones
No poseen brillo
No son conductores
Quebradizos. Algunos duros y otros blandos
Forman óxidos ácidos
Afinidad Electrónica
Potencial de Ionización
Electronegatividad
Carácter no metálico
Radio Atómico
Electropositividad
Carácter Metálico
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NÚMEROS DE OXIDACIÓN
La nomenclatura en química inorgánica se basa en la atribución de números de
oxidación a los átomos de los elementos. El número de oxidación de un átomo
representa el número de cargas (positivas, negativas o cero) que tendría un átomo
en un compuesto si los electrones de la unión fueran transferidos completamente.
Es un número entero que se antepone con el signo (+) ó (-). Indica el número de
electrones que aporta un determinado átomo en sus uniones con otros átomos.
Es positivo cuando el átomo cede electrones y negativo cuando atrae electrones.
Los números de oxidación tienen relación directa con la unión de los átomos para
formar moléculas. En general los elementos químicos tienen varios números de
oxidación. Por ejemplo los halógenos tienen varios números de oxidación: -1, +1, +3,
+5, +7. Cuando los átomos constituyen sustancias elementales se le asigna el número
cero (0). Los gases nobles que son difíciles de combinar tienen número de oxidación
cero (0).
Los números de oxidación se pueden deducir fácilmente aplicando las siguientes reglas:
1- El número de oxidación de una sustancia en estado libre (no combinada) es cero. Así,
cada átomo en H2, Br2, Na, K, tienen número de oxidación cero.
2- El número de oxidación de un ión monoatómico coincide con su carga. Ej el número
de oxidación de Mg+2 es +2 y del F-1 es -1.
3- El número de oxidación del oxígeno es –2 salvo en sus sustancias simples (en las
cuales es cero), los peróxidos (en las cuales es –1, Na2O2).
4- El número de oxidación del hidrógeno es +1, salvo en su sustancia simple y en los
hidruros metálicos (en las cuales es –1, Na H)
5- En los iones poliatómicos la suma algebraica (suma teniendo en cuenta la cantidad de
cada elemento presente en la fórmula y el número de oxidación de cada uno) de los
números de oxidación coincide con la carga del ión.
Ej. Sabiendo que la fórmula del ión perclorato es ClO4-1 y el número de oxidación del
oxígeno (regla 3) es –2 podemos calcular el número de oxidación del cloro (que
llamaremos x) haciendo la siguiente suma algebraica: 1. x + 4. (-2) = -1 ⇒ x = +7
6- Podemos ver que el número de oxidación del cloro en el ión ClO4 -1 es +7
7- En los compuestos neutros la suma algebraica de los números de oxidación es cero
Ej. Si aplicamos la regla para el compuesto HClO4. Sabemos que el número de
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oxidación del hidrógeno es +1 (regla 4), del oxígeno es -2 (regla 3) y el del cloro +7
(ejemplo anterior), entonces: 1. (+1) + 1. (+7) + 4. (-2) = 0
a. Al+3 es un ión con carga positiva, por lo que es un catión monoatómico
b. S-2 es un ión con carga negativa, por lo que es un anión monoatómico
c. NH4 +1 es un catión poliatómico, por ser una partícula con más de un átomo y poseer
carga positiva
d. PO4 -3 es un anión poliatómico, por ser una partícula con más de un átomo con carga
negativa
Nomenclatura de Cationes
Según las normas IUPAC, para nombrar los cationes se utiliza el nombre del átomo del
que proceden, precedido de la palabra ión. Así Na+ es el ión sodio y el Mg+2 es el ión
magnesio.
Los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica forman cationes monoatómicos en
condiciones habituales. Si un metal puede formar cationes con diferente carga, la carga
positiva se indica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal:
Fe+2 ión hierro (II)
Cu+1 ión cobre (I)
Fe+3 ión hierro (III)
Cu+2 ión cobre (II)
La nomenclatura más antigua o clásica, el llamado sistema latino o sistema de sufijos;
en éste se usa el nombre latino del metal seguido de las terminaciones oso e ico para
distinguir entre los dos iones. Estas terminaciones representan los iones con menor y
mayor carga respectivamente.
Fe+2 ión ferroso
Cu+1 ión cuproso
Fe+3 ión férrico
Cu+2 ión cúprico
Existe un solo catión poliatómico de uso común que es el ión amonio NH4 +.
Nomenclatura de Aniones
Los no metales forman aniones monoatómicos en condiciones habituales. Los aniones
monoatómicos se nombran manteniendo la raíz del nombre del no metal y se añade el
sufijo uro. Así F- es el ión fluoruro, S -2 es el ión sulfuro.
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Iones con Nº de Oxidación Negativo más Comunes. (aniones de ácidos)
Fluoruro F 1Cloruro Cl 1Bromuro Br 1Ioduro I 1Hidroxilo HO 1Nitrito NO21Nitrato NO31Hipoclorito Cl O1Clorito Cl O2 1Clorato Cl O31Perclorato Cl O4 1Sulfuro S 2Sulfito SO3 2-
Sulfato SO4 2Carbonato CO3 2Cromato CrO4 2Arseniato AsO4 3Nitruro N 3Fosfuro P 3Permanganato MnO41Metafosfito PO2 1Pirofosfito P2O5 4Ortofosfito H PO32Metafosfato PO31Pirofosfato P2O7 4Fosfato PO4 3-
Iones con Nº de Oxidación Positivo más Comunes (iones metálicos)
Mercurio ( I ) Hg 1+
Mercurio ( II ) Hg 2+
Cobre ( I ) Cu 1+
Cobre (II) Cu 2+
Plata Ag 1+
Amonio NH4 1+
Cinc Zn 2+
Estaño (II) Sn 2+
Estaño (IV) Sn 4+
Plomo (II) Pb 2+
Plomo (IV) Pb 4+
Bario Ba 2+
Calcio Ca 2+
Hierro ( II ) Fe 2+
Hierro( III ) Fe 3+
Aluminio ( III ) Al 3+
Cobalto (II) Co 2+
Cobalto (III) Co 3+
Níquel (II) Ni 2+
Nïquel (III) Ni 3+
Cromo (III) Cr 3+
Cadmio Cd 2+
Estroncio Sr 2+
Magnesio Mg 2+
Potasio K 1+
Sodio Na 1+
Masas atómicas y moleculares
Masa atómica real o peso atómico real (del orden de 10-23 gramos)
Es la masa real de cada átomo expresada en gramos.
Si se tiene en cuenta que el diámetro promedio de los átomos oscila entre 1 y 2 Å (1 Å =
10-8 cm = 10-10 m) es posible imaginarse que su masa es extremadamente pequeña. De
hecho la masa real de los átomos es del orden de n.10-23 gramos, es decir
0,0000000000000000000000n gramos (donde n es un número mayor que cero). Las
balanzas de mayor precisión con las que se cuenta en la actualidad permiten medir
masas de hasta 10-6 gramos, por lo que la masa de un átomo no puede ser medida
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directamente mediante una balanza. Sin embargo, es posible determinar la masa usando
un instrumento llamado espectrómetro de masas.
Hablar de las masas atómicas reales es hacer referencia a las masas reales de los
isótopos que constituyen un elemento. Por ejemplo la masa real del isótopo C1 2
determinada con un espectrómetro de masas es de 1,99.10-23 gramos.
Las masas reales de los átomos son de mayor interés para los físicos que para los
químicos.
Masa atómica relativa o peso atómico relativo (en números de uma)
La masa atómica relativa expresa cuántas veces es mayor la masa real de un átomo
respecto de una unidad tomada como referencia: la UMA.
UMA es la sigla de Unidad de Masa Atómica y se define como la doceava parte de la
masa real del isótopo C12. Se toma este átomo como referencia por ser un isótopo
natural estable y abundante en la naturaleza. Cuando se divide la masa real de este isótopo
por 12 se obtiene la masa de la UMA:
1 UMA =
Masa del isótopo C12 =
1.999 x 10 -23
12
= 1.66 x 10 -24 gramos
12
Cuando la masa real de cada átomo o isótopo (determinada mediante el espectrómetro
de masas) se divide por la masa de una UMA (1,66.10-24 gramos), se obtiene la masa
atómica relativa expresada en números de UMA.
Las masas atómicas relativas de los isótopos de cada elemento expresadas en números
de UMA junto con la abundancia relativa porcentual de cada de uno de ellos, es la
información necesaria para determinar la masa atómica o peso atómico del elemento;
dato registrado en la tabla periódica que nosotros conocemos, ampliamente usado por
los químicos.
Masa atómica relativa o peso atómico relativo del elemento (pa)
La masa atómica relativa del elemento es el promedio de las masas atómicas relativas
de los isótopos naturales que forman un elemento teniendo en cuenta su abundancia
relativa.
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Ejemplo para el elemento oxígeno:
Isótopos naturales del
elemento oxígeno
8
O 16
8
O 17
8
O 18
Masa atómica relativa
(número de UMA)
15,995
16,991
17,991
Abundancia relativa
porcentual
99.759 %
0.037 %
0.204 %
El peso atómico relativo (o masa atómica relativa) del elemento oxígeno es 15,999, es
número adimensional, porque no tiene unidad). Este es el dato del peso atómico (PA)
que se encuentra en la tabla periódica para este elemento. A este valor se le asigna la
unidad gramo/mol para obtener su peso atómico gramo o átomo-gramo = 15,999
g/mol.
Del mismo modo se determina el peso atómico relativo de todos los elementos químicos
conocidos hasta el momento.
Peso molecular gramo:
Cualquiera de estas denominaciones puede ser usada para expresar lo que en el lenguaje
de los químicos es el “peso molecular”. Se define como la masa o el peso molecular
relativo de la molécula, expresado en gramos.
El “peso molecular” de las sustancias es una información ampliamente usada por los
químicos en los cálculos estequiométricos y resulta de la suma de los pesos atómicos
gramos de todos los elementos que forman la molécula. Esta masa corresponde a un
mol de moléculas (6,022 x 1023 moléculas) de una sustancia y por esta razón deberá ser
expresada en gramos/mol y también recibe el nombre de masa molar molecular.
Por ejemplo, la molécula de agua: H2O tiene un peso molecular gramo de 18,015
gramos/mol, que es el peso molecular relativo expresado en gramos (correspondiente a
un mol de moléculas de agua) e igual a la suma de los pesos atómicos gramos de los
elementos que forman la molécula (O :15,999g/mol + H:1,008 g/mol + H:1,008 g/mol =
18,015 g/mol).
Mol y Número de Avogadro:
Se define un Mol como la cantidad de materia o masa (expresada en gramos)
que contiene el Número de Avogrado de partículas
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El Número de Avogadro es 6,022 x 1023 partículas y surge de determinar
experimentalmente el número de átomos contenidos en 12 gramos del isótopo C12.
Dentro estas partículas, además de átomos, moléculas e iones; se incluyen las partículas
subatómicas: protones, neutrones y electrones. Para el químico es habitual referirse a un
mol de átomos, a un mol de moléculas, a un mol de iones. Así como a un mol de
protones, a un mol de neutrones y a un mol de electrones, el número de moles de
reactivos y de productos puede ser expresado en sus respectivas masas.
Operar con números de moles o con masas de reactivos y de productos tiene la ventaja
de ser válido para cualquier estado de agregación en que se encuentren los mismos.
Sin embargo, cuando una o más de las especies que participan de una reacción química
se encuentran en el estado gaseoso puede resultar más conveniente operar con
volúmenes.
En general, cuando se obtiene un producto gaseoso es más sencillo medir el volumen
que su masa, aún cuando debe tenerse en cuenta la presión y la temperatura. Mientras
que para medir cantidades de reactivos gaseosos encerrados en recipientes, puede
resultar más simple medir directamente una disminución de masa mediante balanza o
inyectar la cantidad requerida de reactivo gaseoso por diferencia de presiones.
Dado que el volumen (V) de una sustancia al estado gaseoso depende de la cantidad de
moléculas o número de moles (n), además de la presión (P) y de la temperatura (T) a la
que se encuentra sometido; es necesario definir una relación válida entre estas variables:
Volumen molar (VM): es el volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia al
estado gaseoso en condiciones normales de presión y de temperatura (CNPT) y es igual
a 22,4 litros.
Es decir que 1 mol o 1 peso molecular gramo de cualquier sustancia al estado gaseoso
en CNPT ocupa un volumen de 22,4 litros. La condición normal de presión es
1atmósfera (o 760 mm de Hg) y la condición normal temperatura es 273 K (273 grados
Kelvin, en la escala absoluta de temperatura) y corresponde a 0°C de la escala Celsius o
centígrada.
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ELEMENTOS Y SÍMBOLOS
Los químicos han desarrollado un sistema de símbolos, fórmulas y ecuaciones para
expresar los cambios o (fenómenos) químicos.
Símbolos: abreviaturas que representan los elementos químicos. Cómo existen varios
elementos que comienzan con la misma letra, también se utiliza la segunda letra. Sus
nombres están dados en latín. Como nuestro idioma deriva del latín algunos de ellos
coinciden en castellano y en latín.
Ejemplos:
Antimonio Sb, stibium Azufre S, sulphur Cobre Cu, cuprum
Fósforo P, phosphorum Litio Li, litium Hidrógeno H
Aluminio Al, aluminium
La tabla periódica se basa en ley periódica. “Las propiedades de los elementos químicos
y sus compuestos dependen de la estructura del átomo y varían sistemáticamente con el
número atómico de los elementos”
Los elementos se encuentran ordenados de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo,
agrupados en filas llamadas periodos y en columnas llamadas grupos.
La tabla posee 7 periodos y 8 grupos. Los elementos del mismo grupo poseen igual
número de electrones externos (aunque en distintos niveles de energía).
Cualquier elemento químico puede ser ubicado en la tabla periódica ya sea a partir de su
nombre, de su símbolo, por su número atómico (Z), por su configuración electrónica
externa, o conociendo el grupo y período al que pertenece.
Algunas propiedades físicas y químicas que definen el carácter metálico:
a- METALES:
-Buenos conductores del calor y la electricidad
-Sólidos a temperatura ambiente (excepto mercurio, cesio y galio)
-Superficie con brillo
-Tendencia a perder electrones externos y formar cationes y enlaces iónicos
-Sus moléculas se consideran monoatómicas
-Reaccionan con el oxígeno para dar óxidos básicos
-Reaccionan con el hidrógeno para dar hidruros metálicos
b- NO METALES:
-Malos conductores del calor y la electricidad (excepto carbono)
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-Presentan alguno de los tres estados de agregación de la materia (sólidos, carbono,
azufre, yodo; líquidos: bromo y gaseoso: oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, cloro, gases
nobles)
-Sus moléculas tienen atomicidad 2 o mayor
- Reaccionan con el oxígeno para dar óxidos ácidos
- Reaccionan con el hidrógeno para dar hidruros no metálicos
c- SEMIMETALES
-Presentan combinaciones de propiedades de metales y no metales
Por ejemplo aluminio tiene propiedades metálicas en cuanto al brillo, conducción del
calor y la electricidad, sólido a temperatura ambiente, pero combinado con el oxígeno
forma óxidos ácidos o básicos. Otros ejemplos antimonio (Sb) y boro (B)
UNIONES QUÍMICAS
La unión o enlace químico, se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de
dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad
fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces.
Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para
romperlo, o sea la energía de enlace.
Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas
de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. En la
mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles que existen libres. Las fuerzas
atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace. Así,
se considera al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos
dentro de una molécula.
Las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos,
se llaman enlaces químicos
Para comprender el enlace químico se debe tener presente que:
 Los enlaces entre átomos ocurren dada la tendencia de todos los sistemas materiales
a alcanzar el estado de “menor energía”, es decir, adquirir estabilidad.
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 Al unirse un par de átomos se libera una cierta cantidad de energía, llamada energía
de enlace, esa misma cantidad de energía debe ser aportada para romper la unión,
llamándose en este caso, energía de disociación de enlace.
 Los átomos unidos por un enlace químico se encuentran vibrando uno frente a otro,
llamándose longitud de enlace a la distancia que hay entre los núcleos.
 Los responsables del enlace químico son los electrones de valencia (electrones del
último nivel de energía).
 Los átomos se encuentran en su punto de máxima estabilidad (menor energía), es
decir cuando poseen 8 electrones en el nivel de valencia, es decir, tienen la misma
configuración electrónica de valencia que los gases nobles. Esta idea se conoce
como:
Regla del octeto: cuando los elementos representativos participan en un enlace
químico, tienden a ganar o perder electrones hasta quedarse con ocho en su
nivel de valencia.
 En un enlace químico el átomo que atrae con más fuerza a los electrones es el más
electronegativo.
ENLACES ENTRE ATOMOS
ENLACE ATOMO –
IONICO O
ELECTROVALENTE
COVALENTE
METALICO
ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro.
Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente,
estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre
dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los
grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.
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Los elementos que se unirán entre sí por enlaces iónicos presentan:
Los elementos con una:
 Baja afinidad electrónica
 Baja energía de ionización
 Baja electronegatividad
Pierden electrones, se convierte en cationes y se enlazan iónicamente con
aniones formados a partir de elementos de:
 Alta afinidad electrónica
 Alta energía de ionización
 Alta electronegatividad
ENLACE COVALENTE
Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya
diferencia de electronegatividad es pequeña.
 Enlace
covalente
apolar:
Se
establece
entre
átomos
con
igual
electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.
En un enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica de
cargas con respecto a los dos núcleos.
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 Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades
próximas pero no iguales
En un enlace covalente polar, hay una distribución asimétrica de cargas con
respecto a los dos núcleos.
 Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones
entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos. ocurre
cuando solamente uno de los átomos que se unen aporta un par de electrones. Este
átomo ya tiene ocho electrones externos, pero aporta un par para facilitar que el
otro átomo adquiera una configuración electrónica estable. En algunos casos un
mismo átomo puede aportar dos pares de electrones. Esta unión se representa con
una flecha horizontal que apunta al átomo que recibe el par de electrones.
En un enlace covalentes en los que el par de electrones compartidos es
proporcionado por un solo átomo, se llaman enlaces covalentes
coordinados o Enlaces covalentes dativos.
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Teniendo en cuenta la diferencia de electronegatividad
Electronegatividad
Enlace
Diferencia
K y Cl
3.0 – 0.8
Mayor de 1.7
Iónico
C y Cl
3.0 – 2.5
Menor de 1.7
Covalente polar
P y Cl
3.0 – 2.1
Menor de 1.7
Covalente polar
IeI
2.5 – 2.5
No hay diferencia
Covalente no polar
Enlace Iónico
Enlace Covalente Polar
Se transfieren
electrones
Los electrones se
comparten de manera
desigual
Enlace Covalente Apolar
Los electrones se
comparten por igual
Resumiendo:





Los enlaces covalentes ocurren entre dos no metales.
En los enlaces covalentes se comparten electrones.
Un conjunto de átomos unidos mediante enlaces covalentes constituyen una
molécula.
Si la diferencia de electronegatividad es mayor que 0 y menor que 1,7 el
enlace es covalente polar.
Si la diferencia de electronegatividad es mayor que 1,7 el enlace es iónico
Las uniones covalentes pueden ser simples, (cuando comparten un par de electrones)
dobles, (cuando comparten dos pares de electrones) o triples (cuando comparten tres
pares de electrones) o múltiples (ejemplo carbono).
Unión covalente simple: ocurre cuando dos átomos comparten un par de electrones,
con el aporte de un electrón por cada átomo. Ambos átomos atraen sus electrones
fuertemente y no están dispuestos a cederlo. Por lo tanto la única posibilidad que les
queda es aportar un electrón cada uno de ellos y compartirlos, formando un enlace
covalente simple:
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Unión covalente doble: ocurre cuando dos átomos comparten dos pares de electrones,
con el aporte de un par de electrones por cada átomo. Esta unión se representa por dos
líneas horizontales paralelas ubicada entre ellos. Por ejemplo el dióxido de carbono
(CO2) es un compuesto en el que hay dos enlaces covalentes dobles entre el átomo de C
y los átomos de O.
Unión covalente triple: ocurre cuando dos átomos comparten tres pares de electrones,
con el aporte de tres electrones por cada átomo. Esta unión se representa por tres líneas
horizontales paralelas ubicada entre ellos.
ENLACE METÁLICO
Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de
atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia. Consiste en un enrejado
tridimensional de átomos que se mantienen fuertemente unidos compartiendo electrones
externos, que se mueven dentro de este enrejado. Los electrones dejan de pertenecer al
átomo para pertenecer al enrejado. Presentan este tipo de unión: cobre (Cu), plata (Ag),
oro (Au), aluminio (Al), zinc (Zn), hierro (Fe), etc. Los electrones que se encuentran
libres entre estos cationes le otorgan estabilidad a esta red cristalina. La movilidad de
los electrones en los metales explica propiedades como: la conducción del calor, la
conducción de la electricidad y el brillo de los metales.
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DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD Y ENLACE
Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace
puede predecirse el tipo de enlace que se formará:
Si la diferencia de electronegatividades es
mayor que 2.
Si la diferencia de electronegatividades es
mayor que 0.5 y menor a 2.0.
Si la diferencia de electronegatividades es
menor a 0.3
sSe formará un enlace iónico
=
=
=
el enlace formado será covalente
polar
el enlace será covalente puro (o no
polar).
Ejemplos:
¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una
Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de
electronegatividades será:
3.44 - 2.2 = 1.24
1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5. Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.
ENLACES QUÍMICOS INTERMOLECULARES
FUERZAS DE VAN der WAALS
DIPOLO-DIPOLO
PUENTE DE HIDROGENO
LONDON
Fuerzas de Van der Waals: Son las fuerzas que mantienen unidas a moléculas de los
elementos no metálicos por ejemplo las moléculas de oxígeno(O2), de hidrógeno (H2),
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de cloro (Cl2), etc. Dentro de estas encontramos la unión dipolo-dipolo (un caso
especial es el enlace puente de Hidrógeno que es la fuerza que mantiene unidas a las
moléculas que tienen hidrógeno, como las moléculas de agua y otras); dipolo-dipolo
inducido y las fuerzas de London.
Interacciones dipolo – dipolo
Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los
electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta
electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran
preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos
regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga
parcial positiva.
Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el
polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos
dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas
polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad
entre los átomos enlazados
Enlaces de Hidrógeno
Cuando en una molécula, existe Hidrógeno enlazado a un átomo pequeño y muy
electronegativo (F, O, N), habrá una gran polarización de ese enlace, lo que producirá
en el hidrógeno un intenso polo positivo. Esa polarización lleva al hidrógeno a
interactuar con el par de electrones de otra molécula vecina, resultando en una
interacción entre las moléculas, el enlace de hidrógeno (que algunos denominan puente
de hidrógeno), más fuerte que la del tipo dipolo-dipolo.
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Ejemplos de sustancias que presentan enlaces de hidrógeno son el agua (H 2O), el fluoruro
de hidrógeno (HF), el amonio (NH3), los alcoholes (ROH), los ácidos carboxílicos
(RCOOH), las amidas con H enlazado al N (RCONH 2) y las aminas primarias (RNH2) y
secundarias (RR´NH).
Interacciones dipolo-dipolo inducido
Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga
de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula
apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece
una fuerza de atracción entre las moléculas
Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden disolver
en agua
Interacciones dipolo inducido-dipolo inducido ( fuerzas de London)
Se deben a fluctuaciones de la nube electrónica, que crea dipolos instantáneos y en el
descorrer de ellos, dipolos inducidos en las moléculas vecinas. Ocurren en todas las
moléculas, polares o apolares, pero son particularmente relevantes en las moléculas
apolares, en que no ocurren los tipos citados anteriormente.
Son también denominadas fuerzas dipolo inducido – dipolo inducido o fuerzas de
dispersión de London.
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Estas fuerzas son mayores al aumentar el tamaño y la asimetría de las moléculas.
Son mínimas en los gases nobles (He, Ne), algo mayores en los gases diatómicos (H 2,
N2, O2) y mayores aún en los gases poliatómicos (O3, CO2).
Fuerzas Intermoleculares y punto de ebullición
Cuando una sustancia molecular pasa de la fase líquida (o sólida) para la fase gaseosa,
ocurre el rompimiento de los enlaces intermoleculares.
Al comparar dos sustancias con el mismo tipo de interacción intermolecular, se espera
que la que tuviese mayor tamaño (estimado generalmente, por la masa molecular o por
el tamaño de la cadena carbonada) presenta mayor punto de ebullición.
Al comparar dos sustancias con masas moleculares y tamaños aproximadamente
iguales, se espera que la que poseyese fuerzas intermoleculares más intensas presente
mayor punto de ebullición.
CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS
Teniendo en cuenta las clases de elementos que lo constituyen, se clasifican en
compuestos orgánicos y compuestos inorgánicos, aún cuando esta división no es
taxativa.
a) COMPUESTOS ORGÁNICOS
Estos compuestos se caracterizan porque en su fórmula química siempre se encuentra
presente el elemento carbono, combinado con otros elementos que pueden ser
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hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y/o azufre. Son estudiados detalladamente por la
Química Orgánica (también llamada Química del Carbono). El nombre de “orgánicos”
proviene de la antigua creencia de que estas sustancias solo podían obtenerse de los
seres vivos. Los químicos orgánicos estudian la estructura de las moléculas orgánicas,
sus propiedades químicas y métodos de síntesis.
Los hidratos de carbono, los alcoholes, las proteínas, las grasas, las vitaminas, la
mayoría de los medicamentos, etc. son compuestos orgánicos. Las siguientes sustancias:
metano (CH4), propano (C3H8), butano (C4H10), etanol (CH3-CH2OH), acetileno (C2H4),
benceno (C6H6), anilina (C6H5NH2), ácido acético (CH3-COOH), etc., son ejemplos de
compuestos orgánicos.
Por conveniencia, algunos compuestos que contienen carbono, tales como monóxido de
carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2), cianuros (CN)-,
carbonatos (CO3)-2 etc., son incluidos dentro de los compuestos inorgánicos.
b) COMPUESTOS INORGÁNICOS
Dentro de este grupo se incluyen todos los compuestos que no poseen el elemento
carbono en su fórmula química, con las excepciones arriba mencionadas. Considerando
el tipo de unión entre los átomos que forman los compuestos, se clasifican en
compuestos covalentes y compuestos iónicos.
Los compuestos inorgánicos, pueden ser clasificados de distintas maneras:
Según el número de elementos diferentes que hay en su fórmula química se clasifican en
COMPUESTOS BINARIOS, TERNARIOS y CUATERNARIOS. Así, por ejemplos,
el NaCl, el H2O y el CO2 son compuestos binarios; el NaOH y el H2SO4 son
compuestos ternarios y el NaHCO3 es un compuesto cuaternario.
FÓRMULA MOLECULAR
Se usa para expresar la composición de sustancias covalentes, es decir aquellas
sustancias en que todos los átomos están unidos mediante enlaces covalentes (sustancias
simples y compuestos covalentes) y siempre expresa al número real de átomos que
forman la molécula
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Como regla general la IUPAC recomienda escribir las fórmulas químicas de los
compuestos, ordenando los elementos de izquierda a derecha, de menos a más
electronegativo.
Previo al desarrollo del método para obtener la fórmula de un compuesto binario,
veremos algunas reglas importantes y necesarias:
1.- El número de oxidación del H en la mayoría de sus combinaciones es +1, excepto en
los hidruros metálicos que es -1.
2.- El número de oxidación del O en la mayoría de sus combinaciones es -2, excepto en
los peróxidos que es -1.
3.- Los elementos de los grupos I A y II A (representativos) de la tabla periódica, tienen
números de oxidación +1 y +2, respectivamente.
4.- El número del grupo al que pertenece un elemento indica su máximo número de
oxidación (son excepciones, para los elementos representativos: O, F y Po).
5.- El número de oxidación negativo con que actúan algunos de los elementos no
metálicos (ó más electronegativos) se puede determinar restando 8 al número de grupo
al que pertenece. Ej.: N, O, S, X (halógenos).
6.- El número de oxidación de los átomos de las sustancias elementales o simples es por
convención cero (0).
7.- El número de oxidación de iones monoatómicos y poliatómicos es de igual magnitud
y signo que su carga.
Un ión es un átomo ó grupo de átomos cargado eléctricamente.
Ejemplo: Na+, su número de oxidación es +1.
S 2- , su número de oxidación es -2.
8.- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un ión
poliatómico, es igual a su carga eléctrica.
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Ejemplos:
a) CO32- (C:+4, O:-2) entonces +4 + (-2).3 = -2
b) SO42- (S:+6, O:-2) entonces +6 +(-2).4 = -2
9.- La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos, multiplicado por el
número de cada átomo, que forman un compuesto neutro, es cero (0).
Ejemplos:
a) HCl (Cl: -1, H:+1) entonces -1+1 = 0
b) KNO3 ( K:+1, N:+5, O:-2) entonces +1+5+(-2).3 = 0
FORMULAS QUIMICAS
Las moléculas se representan mediante “fórmulas químicas”. Estas fórmulas se
construyen agrupando los símbolos de los elementos que componen la molécula,
indicando por medio de subíndices la cantidad de átomos de cada elemento que la
forman.
H2SO4 molécula formada por dos átomos de H, uno de S azufre y cuatro de
oxígeno.
Permanentemente en la naturaleza ocurren reacciones químicas que se pueden
representar por medio de una notación especial conocida con el nombre de ecuación
química.
4 K (S)
+
O2 (g)
Reactivos
2 K2O (g)
productos
Las reacciones exergónicas son aquellas que ocurren con liberación de energía
Las reacciones endergónicas son aquellas que ocurren con absorción de energía
Cuando la energía liberada o absorbida es energía calórica se usan los términos
exótermica y endotérmica respectivamente.
Cada vez que se escribe una reacción química, se debe verificar que la misma esté
balanceada, equilibrada o ajustada
 Una ecuación química balanceada debe contener el mismo número de átomos de
cada elemento, en ambos lados de la ecuación.
 A algunos elementos, siempre que aparecen “sueltos” hay que escribirlos como
moléculas diatómicas O2, N2, H2, F2, Cl2, Br2, I2
 Se deben utilizar coeficientes y No subíndices
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 Las ecuaciones químicas siempre se balancean por tanteo.
Número de oxidación (valencia): es un número entero que indica la capacidad de
combinación del mismo, es decir, la cantidad de electrones ganados, perdidos o
compartidos al formar un compuesto.
METALES
Nombre Símbolo Valencia
Litio
Li
1
Sodio
Na
1
Potasio
K
1
Rubidio
Rb
1
Cesio
Cs
1
Francio
Fr
1
Plata
Ag
1
Berilio
Be
2
Magnesio
Mg
2
Calcio
Ca
2
Estroncio
Sr
2
Bario
Ba
2
Radio
Ra
2
Cinc
Zn
2
Cobre
Cu
1–2
Mercurio
Hg
1–2
Oro
Au
1–3
Hierro
Fe
2–3
Cobalto
Co
2–3
Niquel
Ni
2–3
Estaño
Sn
2–4
Plomo
Pb
2–4
Platino
Pt
2–4
Aluminio
Al
3
NO METALES
Símbolo
H
F
Cl
Br
I
N
P
As
Sb
S
Se
C
Si
B
O
Valencia
1
1
1-3-5-7
1-3-5-7
1-3-5-7
3-5
3-5
3-5
3-5
2-4-6
2-4
2-4
4
3
2
EXCEPCIONES
Nombre
Símbolo
Cromo (metal)
Cr
Cromo (no metal)
Cr
Manganeso (metal)
Mn
Manganeso (no metal)
Mn
Valencia
2-3
6
2-3
4-6-7
Nombre
Hidrógeno
Flúor
Cloro
Bromo
Iodo
Nitrógeno
Fósforo
Arsénico
Antimonio
Azufre
Selenio
Carbono
Silicio
Boro
Oxígeno
FORMACION DE COMPUESTOS QUIMICOS
OXIDOS
Son óxidos todos los compuestos en los que está combinado el oxígeno con cualquier
elemento.
En todos ellos el oxígeno actúa con valencia 2
Podemos dividirlos en:
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ÓXIDOS BÁSICOS
OXÍGENO + METAL
ÓXIDOS ÁCIDOS o ANHIDRIDOS
OXÍGENO + NO METAL
ÓXIDOS NEUTROS
OXÍGENO + N – C – S
ÓXIDOS BÁSICOS
Resultan de la combinación de un metal con oxígeno.
Se intercambian las valencias entre el metal y el oxígeno colocándolas como subíndices.
Son compuestos iónicos, tienen un elevado PF y son sólidos a temperatura ambiente.
Nomenclatura Clásica
a- Si el elemento tiene una sola valencia se emplea
Óxido de ………….
b- Si el elemento tiene dos valencias se emplea
Para la mayor
óxido …………..ico
Para la menor
óxido …………..oso
Nomenclatura moderna o Sistemática de Stock (IUPAC)
Se emplea la expresión óxido de …… , seguida del nombre del metal y a continuación
su valencia entre paréntesis y en números romanos.
Co2O3 - óxido de cobalto (III)
Co O – óxido de cobalto (II)
Pb O - óxido de plomo (II)
Pb O2 – óxido de plomo (IV)
Nomenclatura actual ó estequiométrica
En esta nomenclatura se utilizan prefijos que corresponden a los subíndices de cada
elemento.
Prefijo
Mono
Di
Tri
Tetra
Penta
Hexa
Hepta
Nº de átomos
1
2
3
4
5
6
7
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Números de átomos de oxígeno (monóxido, dióxido, etc.) seguido de la preposición
“de” y del Nº de átomos del elemento metálico (mono.., di.., etc.) y su nombre (el
prefijo mono se omite para el elemento metálico).
Ejemplos: Li2O - monóxido de dilitio
Al2O3 - Trióxido de dialuminio
Pb O monóxido de plomo
Fe O monóxido de hierro
Fórmula Química
Al2O3
FeO
Fe2O3
Nomb. Stock
Óxido de aluminio (III)
Óxido de hierro (II)
Óxido de hierro (III)
Nomb. Sistemática
Trióxido de dialuminio
Monóxido de hierro
Trióxido de dihierro
Nomb. Clásica
Óxido de aluminio
Óxido ferroso
Óxido férrico
OXIDOS ÁCIDOS
Resultan de la combinación de un no metal con oxígeno.
Son compuestos covalentes, tienen bajos PF y generalmente son gases a temperatura
ambiente.
Nomenclatura clásica (para anhídridos).
a) Elementos no metálicos que forman anhídrido con un solo Nº de oxidación:
anhídrido y nombre del no metal terminado en ico
Ejemplo: CO2 anhídrido carbónico
b) Elemento que forman anhídridos con dos Nº de oxidación:
Anhídrido y nombre del no metal terminado en oso (menor)
Anhídrido y nombre del no metal terminado en ico (mayor).
c) Elementos no metálicos que forman anhídridos con 4 Nº de oxidación (Cloro, Bromo,
Iodo)
I) Con los dos números menores ( 1, 3).
(+1) anhídrido hipocloroso - Cl2O
(+3) anhídrido cloroso - Cl2O3
II) Con los dos mayores Nº de oxidación ( 5, 7).
(+5) anhídrido clórico - Cl2O5
(+7) anhídrido perclórico - Cl2O7
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Nomenclatura Moderna - Sistemática de Stock
a) Elementos no metálicos que forman óxidos ácidos con un solo Nº de oxidación.
óxido de nombre del no metal
SiO2 - óxido de silicio
b) Elementos con más de un Nº de oxidación.
óxido de nombre y Nº de oxidación en Nº romanos
SO2 - óxido de azufre (IV)
SO3 - óxido de azufre (VI)
Nomenclatura Estequiométrica
Números de átomos de oxígenos, seguidos de la preposición “de” y del Nº de átomos
del elemento no metálico con su correspondiente nombre (el prefijo mono se omite para
el elemento no metálico).
SO2 - dióxido de azufre
Cl2O5 - pentóxido de dicloro
CASOS ESPECIALES
Se trata de Cromo (Cr) y Manganeso (Mn) como elementos tienen propiedades
metálicas (Nº de oxidación cero). Cuando actúan con sus mayores números de
oxidación poseen carácter no metálico (+6, +7 en Mn y +6 en Cr) formando óxidos
ácidos y los ácidos oxácidos correspondientes.
Manganeso con Nº de oxidación:
+2 y +3 forma óxidos básicos
+4 óxidos anfóteros (dióxido de manganeso-pirolusita).
Cromo con Nº de oxidación +2 y +3 forma óxidos básicos
Ejemplo de óxido ácido (anhídrido)
C02 (la valencia del carbono es 4 y del oxígeno es 2, se les saca mitad y se cruzan)
Anhídrido carbónico (tradicional terminada en ico porque 4 es la valencia más grande
del carbono).
Dióxido de carbono (sistemática IUPAC, dióxido porque el subíndice del oxígeno es 2)
Óxido de carbono (IV) (numeral o stock, el (IV) es porque la valencia del carbono es 4)
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Excepciones en la nomenclatura de los anhídridos
F2O (el flúor con valencia 1), en la nomenclatura tradicional se le llama anhidrido
hipofluoroso como si el flúor tuviera tres o más valencias. El caso del nitrógeno también
es especial, NO (nitrógeno con valencia 2) es óxido nitroso, NO 2 (nitrógeno con
valencia 4) es óxido nítrico, N2O3 (nitrógeno con valencia 3) es anhídrido nitroso y
N2O5 (nitrógeno con valencia 5) es anhídrido nítrico; es decir que para la nomenclatura
tradicional, el nitrógeno con valencia par forma óxidos y con valencia impar forma
anhídridos.
Comentamos el caso del fósforo que lo debemos considerar con solamente dos
valencias 3 y 5 formando el anhídrido fosforoso con valencia 3 P2O3 ; y el anhídrido
fosfórico con valencia 5 P2O5, ( a veces veremos que se nos habla del anhídrido
hipofosforoso P2O en donde el fósforo tiene valencia 1.
ÁCIDOS
Existen dos tipos de ácidos: oxácidos (u oxoácidos) e hidrácidos.
HIDRÁCIDOS
El hidrógeno reacciona con no metales con su menor valencia
Nomenclatura:
Se antepone la palabra ácido al nombre del no metal terminado en hídrico.
H Cl (g)
cloruro de hidrógeno (hidruro)
H Cl (aq)
ácido clorhídrico (hidrácido)
SALES BINARIAS
Son compuestos binarios cuya fórmula química contiene elemento metálico y un no
metálico.- Sales neutras derivadas de hidrácidos.
Ej.: FeS , NaCl
Nomenclatura:
1)- Nomenclatura Clásica.
A) Elementos metálicos con un solo número de oxidación, por ejemplo Na, Li, K, Ca,
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Nombre del elemento no metálico, terminado en uro, seguido del elemento metálico.
Ejemplos: NaCl - cloruro de sodio
ZnS - sulfuro de zinc
CaF2 - fluoruro de calcio
B) Elementos metálicos con dos números de oxidación, por ejemplo: Fe, Co, Ni, Sn, Pb,
1- Con el menor número de oxidación: se escribe el nombre del elemento no metálico
terminado en uro, seguido del nombre del elemento metálico terminado en oso
NiCl2 - cloruro niqueloso
CoCl2 - cloruro cobaltoso
2- Con el mayor número de oxidación: se escribe el nombre del elemento no metálico
terminado en uro, seguido del nombre del elemento metálico terminado en ico.
NiCl3 - cloruro niquélico
CoCl3 - cloruro cobáltico
2)- Nomenclatura Moderna o Sistemática de Stock
A) Elemento metálico con un solo número de oxidación: ídem a la nomenclatura
clásica.
B) Elementos metálicos con dos números de oxidación: nombre del elemento no
metálico, terminado en uro, seguido de la preposición de y el nombre del metal,
indicando entre paréntesis y en números romanos, el número de oxidación con que
actúa.
FeCl2 - cloruro de hierro (II)
PbCl4 - cloruro de plomo (IV)
COMPUESTOS TERNARIOS
Son compuestos cuya fórmula química está formada por tres clases de elementos. Ej.:
H2SO4; NaOH;
1- BASES O HIDRÓXIDOS.
Son compuestos cuya fórmula química contiene: elemento metálico, oxígeno e
hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno unidos forman una especie iónica llamada ión
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oxhidrilo ó hidroxilo: (HO -1), que es la función que caracteriza a las bases. Ej.:
NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3
Na2O + H2O
2 Na (OH)
Me (OH)n donde n es el Nº de oxidación con que actúa el metal
NOMENCLATURA
1- Clásica ó funcional
a- Con un solo nº de oxidación: Hidróxido de ….nombre del metal
Ej.: NaOH – hidróxido de sodio
Ca(OH)2 - hidróxido de calcio
Mg(OH)2 - hidróxido de magnesio
b- Con dos nº de oxidación: Hidróxido nombre del metal… terminado en oso (<)
Hidróxido nombre del metal terminado en ico (>)
Hierro (Fe) con Nº de oxidación [+2, +3]
Fe(OH)2 - hidróxido ferroso
Fe(OH)3 - hidróxido férrico
2- Moderna ó Sistemática de Stock
Cuando el elemento metálico tiene un solo nº de oxidación, coincide con la clásica y
cuando se trata de elementos metálicos con dos nº de oxidación, se coloca al lado, en nº
romano y entre paréntesis el correspondiente número.
Fe (OH)2 hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 hidróxido de hierro (III).
3- Estequiométrica
Anteponer el prefijo mono, di, tri, etc. según el nº de iones oxhidrilos de la fórmula
química a la palabra hidroxilo, seguido de la preposición de y a continuación el nombre
del metal. Fe(OH)2 dihidróxido de hierro
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OXÁCIDOS
Resultan de la combinación de un ÓXIDO ÁCIDO + H2 O
SO3 + H2O
Anhídrido sulfúrico
H2 SO4
Ácido sulfúrico
NOMENCLATURA
1- Clásica ó funcional: deriva del nombre del anhídrido correspondiente, cambiando la
palabra anhídrido por ácido.
Ej.: Cl2O5 - anhídrido clórico
HClO3 - ácido clórico
SO2 – anhídrido sulfuroso
H2SO3 – ácido sulfuroso
Para elementos que pueden formar ácidos con cuatro números de oxidación, tomar
como referencia la nomenclatura de los anhídridos correspondientes.
2- Moderna ó Sistemática de Stock: a la palabra ácido, le sigue el número de átomos
de oxígeno de su fórmula química (oxo, dioxo, trioxo, tetraoxo, etc), continuando con el
número de átomos y el nombre del elemento no metálico, terminado en ico, señalando
entre paréntesis y en números romanos su número de oxidación. Cuando hay un sólo
átomo del elemento no metálico, el prefijo mono se omite.
Ej.: HClO - ácido oxoclórico (I)
HClO3 - ácido trioxoclórico (V)
HNO3 - ácido trioxonítrico (V)
H2SO4 - ácido tetraoxosulfúrico (VI)
H2Cr2O7 - ácido heptaoxodicrómico (VI)
Los prefijos meta, piro, orto, hipo, y per no se usan en esta nomenclatura.
Métodos para obtener la fórmula química.
Son dos, basados en las nomenclaturas anteriores.
1º) A partir de la nomenclatura clásica y de la fórmula del anhídrido
Correspondiente,
a)- escribir la fórmula del anhídrido.
b)- sumarle una molécula de H2O (agua), colocando como subíndices las sumatorias de
cada átomo.
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c)- colocar los elementos en este orden: Hidrógeno - no metal - Oxígeno.
d)- simplificar cuando es posible los subíndices.
Nota: son excepciones:
H2Cr2O7 - ácido dicrómico (dos moléculas de anhídrido y una de agua).
Los ácidos del fósforo (III y V), varían las moléculas de agua.
H3PO3 - ácido ortofosforoso ó fosforoso (anhídrido + 3 moléculas de agua).
H4P2O7 - ácido pirofosfórico (anhídrido + 2 moléculas de agua).
H3PO4 – ácido ortofosfórico ó fosfórico (anhídrido + 3 moléculas de agua).
Como norma, en el caso del P; As; Sb; y B la forma “natural” del ácido es la “orto” por
lo que se suele omitir este prefijo.
Los ácidos metafosforoso y metafosfórico (anhídrido + 1 molécula de agua) y
pirofosforoso (anhídrido + 2 moléculas de agua), no existen como tales, pero si algunas
sales de ellos, por este motivo sólo se pueden formular teóricamente.
ÁCIDOS DEL FÓSFORO
Los anhídridos del fósforo, forman más de un oxácido, ya que pueden reaccionar con
una, dos ó tres moléculas de agua; que se indica con los prefijos meta; piro y orto
A partir de P2O5 anhídrido fosfórico

P2O5 + H2O
H2P2O6
2 HPO3 (ácido metafosfórico)

P2O5 + 2 H2O
H4P2O7
H4P2O7 (ácido pirofosfórico)

P2O5 + 3 H2O
H2P2O6
2 H3PO4 (ácido fosfórico)
A partir de P2O3 anhídrido fosforoso

P2O3 + H2O
H2P2O4
2 HPO2 (ácido metafosforoso)

P2O3 + 2 H2O
H4P2O5
H4P2O5 (ácido pirofosforoso)

P2O3 + 3 H2O
H6P2O6
2 H3PO3 (ácido fosfororoso)
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2º) A partir de la nomenclatura sistemática de Stock
Se basa en que la suma algebraica de los Números de Oxidación de los átomos que
constituyen la fórmula química del compuesto neutro es igual a CERO (0).
Entonces: escribir el elemento central (no metal) con su número de oxidación; luego el
elemento oxígeno con su nº de oxidación y el nº de átomos que se deduce de su
nomenclatura. Finalmente completar con los hidrógenos necesarios, para que se cumpla
la electroneutralidad.
Fórmula Química
H2 SO4
H2 SO3
Ácido sulfúrico
Ácido sulfurosa
Ácido perclórico
Tetraoxosulfato
de dihidrógeno
Moderna - Sistemática Sulfato (VI) de
hidrógeno
de Stock
Trioxosulfato de
dihidrógeno
Sulfato (IV) de
hidrógeno
Tetraoxoclorato
de hidrógeno
Clorato (VII) de
hidrógeno
Clásica (para anhídridos).
Estequiométrica
Metal + O2
HClO4
No Metal + O2
Óxidos Básicos
Óxidos Ácidos
+ H 2O
Hidróxidos
Ácidos
+
SALES
SALES
1- SALES NEUTRAS DERIVADAS DE OXÁCIDOS (oxosales)
Son compuestos que en su fórmula química contienen: elemento metálico, oxígeno y
elemento no metálico.
Se incluye los casos especiales Cr (+6), Mn (+6, +7). Son excepciones de este tipo de
sales las oxosales de amonio que no poseen elemento metálico y los fosfitos neutros que
son sales cuaternarias.
Ejemplo de sales neutras derivadas de oxácidos: CaSO4; KNO3 ; Na2CO3
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Nomenclatura
1) Clásica
Deriva del nombre del oxácido correspondiente, eliminando la palabra ácido y
cambiando la terminación oso por ito ó la terminación ico por ato.
O sea: ácido sulfuroso
sulfito de............
ácido sulfúrico
sulfato de ...........
a) Según el elemento metálico posea: uno Nº de oxidación, se procede de igual forma
que lo mencionado anteriormente.
CaCO3 carbonato de calcio
K2MnO4 manganato de potasio
b) Para elementos con dos N° de oxidación: con el menor ….el nombre del elemento
terminado en oso:
FeSO4 sulfato ferroso
Ni (NO3)2 nitrato niqueloso
c) Cuando el elemento metálico actúa con el mayor N° de oxidación…..el nombre del
elemento metálico terminado en ico.
CuCO3 carbonato cúprico
CuSO3 sulfito cúprico
2) Nomenclatura moderna
Para oxosales de elementos metálicos con un número de oxidación es igual a la
nomenclatura clásica.
Para oxosales de elementos metálicos con dos números de oxidación: la primera parte es
igual a la clásica, seguido de la preposición de y el nombre del elemento metálico
indicando a continuación entre paréntesis su número de oxidación en números
romanos.
3) Sistemática de Stock.
El nombre se constituye colocando adelante el Nº de átomos de oxígeno de la fórmula
química, (1: oxo, 2: dioxo, 3: trioxo, etc.), luego el nombre del elemento no metálico ó
central, terminado siempre en ato y a continuación entre paréntesis y en nº romano el Nº
de oxidación con que actúa el no metal. Luego sigue la preposición de y el nombre del
elemento metálico, indicando entre paréntesis y en nº romano su Nº de oxidación si
posee más de uno. Cuando hay un solo átomo del elemento no metálico, el prefijo mono
se omite.
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Ej.: CaCO3 - trioxocarbonato (IV) de calcio.
NaNO3 - trioxonitrato (V) de sodio.
K2Cr2O7 - heptoxodicromato (VI) de potasio
Métodos para obtener la fórmula química.
1º) A partir de la fórmula del oxácido del cual deriva (según nomenclatura clásica y
moderna).
Fe2(SO4)3 sulfato férrico
deriva de: H2SO4 ácido sulfúrico
El método consiste en eliminar los hidrógenos del ácido correspondiente, considerando
al resto (de átomos) como unidad, asignándole a esta un Nº de oxidación igual al nº de
hidrógenos eliminados y de signo negativo.
H2SO4..................(SO4)2 Luego se escribe el elemento metálico adelante:
Fe3+
SO42 - y se cruzan los Nº de oxidación como en los compuestos binarios.
Fe2(SO4)3
Si es factible, se simplifican. Cuando el subíndice es 1 (uno) no se coloca paréntesis al
grupo de átomos considerados como unidad
2º) Este método propone memorizar el nombre y la fórmula de un conjunto de iones
(monoatómicos ó poliatómicos). Se considera la carga del ión como su Nº de oxidación
y los iones poliatómicos como una unidad, entonces es posible obtener la fórmula
química de la sal aplicando las reglas del Nº de oxidación cruzado, a partir de cualquier
nomenclatura.
Ejemplo: perclorato de potasio
K1+ (ClO4)1- primero se escribe el ión positivo y luego el negativo.
K1 (ClO4)1
KClO4 se cruzan los Nº de oxidación, se simplifican si es posible y se
eliminarán los subíndices 1 y en este caso también el paréntesis.
H2CO3
Ácido
Carbónico
+ 2 Na (OH)
hidróxido de
sodio
Na2CO3 + 2 H2O
Carbonato
de sodio
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2- SALES ÁCIDAS DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS
Son compuestos ternarios cuya fórmula química contiene: elemento metálico, hidrógeno
ácido (que pueden desprenderse como H+) y elemento no metálico. Trabajaremos con
H2S.
Nomenclaturas
a). anteponer el prefijo bi a la nomenclatura clásica de la sal neutra correspondiente.
NaHS - bisulfuro de sodio.
b). intercalar la palabra ácido a la nomenclatura clásica o moderna de la sal neutra
correspondiente.
NaHS - sulfuro ácido de sodio.
c). anteponer el prefijo hidro a la nomenclatura clásica o moderna de la sal neutra
correspondiente.
NaHS - hidrosulfuro de sodio.
d). anteponer la palabra hidrógeno a la nomenclatura moderna de la sal neutra
correspondiente.
NaHS - hidrógeno sulfuro de sodio.
Fórmula Química: dada la nomenclatura, hacemos este camino:
H2S ...............(HS)1Na1+ (HS)1- y cruzamos Nº de oxidación.
Na1 (HS)1
Na HS
REACCIÓN QUÍMICA
Es el proceso en el que, por una redistribución de átomos de un sistema material inicial
formado por una o más sustancias (llamadas reactivos), se obtiene una o más sustancias
con propiedades químicas y físicas diferentes (llamadas productos).
La “redistribución átomos”, implica que se deben conservar la clase y la cantidad de
átomos. No pueden aparecer o desaparecer átomos durante una reacción química. Por lo
tanto necesariamente se deberán romper enlaces entre los átomos de las sustancias
iniciales (reactivos) para formar nuevos enlaces que darán origen a otras sustancias
(productos). La condición para que esto ocurra es que la energía potencial de los
productos sea menor que la energía potencial de los reactivos. Una reacción química
puede ocurrir por el simple contacto de dos o más sustancias a temperatura ambiente
(espontánea). En otros casos es necesario aplicar a los reactivos alguna forma de energía
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(calórica, eléctrica, solar, etc.) para activar el inicio de la reacción química, la que podrá
continuar sola o requerir de la aplicación permanente de energía. En las reacciones de
descomposición, para que un único reactivo de origen a dos o más productos es
necesario aplicar algún tipo de energía externa (generalmente energía calórica) durante
el transcurso de la misma.
En el lenguaje químico, las reacciones químicas se representan mediante las ecuaciones
químicas.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación de una reacción química en la que se indica la clase y cantidad de
cada una de las sustancias que participan en ella y el sentido de la reacción. Si es
conveniente, se indica también el estado de agregación en que se encuentran las
sustancias participantes.
La clase de sustancia se representa mediante su fórmula química.
La cantidad de cada una de las sustancias que participa de la reacción química, se indica
mediante un número entero que se antepone a la respectiva fórmula química. Siendo
este el número de moléculas o el número de moles de una sustancia, que reaccionan
químicamente. Se debe cumplir con de la ley de la conservación de la masa y de los
elementos, para lo cuales necesario realizar un balance material, el que se logra cuando
la cantidad de cada clase de átomo es la misma en reactivos y en productos.
El sentido de la reacción química se indica con una flecha que separa los reactivos de
los productos.
El estado de agregación de cada sustancia se indica a la derecha de su fórmula química,
mediante subíndice encerrado entre paréntesis:(g)=gas;(l)=líquido (para indicar
cualquier sustancia líquida que no sea el agua); (s)= sólido y (ac)=medio líquido acuoso.
Cuando en la reacción química participan más de un reactivo, se representan en la
ecuaciónquímica, sumando las respectivas fórmulas químicas. Del mismo modo se
procede para representar más de un producto.
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ESQUEMA GENERAL DE REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN
QUÍMICA MEDIANTE UNA ECUACIÓN QUÍMICA
A, B, C y D: fórmulas químicas de las respectivas sustancias.
a, b, c y d son el número de moléculas o bien el número de moles de las sustancias A, B,
C y D respectivamente. Estos coeficientes deben ser números enteros porque no existen
fracciones de moléculas. Se usan con la finalidad de cumplir con de la ley de la
conservación de la masa y de los elementos en una reacción química. Esta ley establece
que en toda reacción química, la clase y número de átomos que forman las sustancias
reactivas debe ser igual a la clase y número de átomos que forman las sustancias
productos. En otras palabras, en un sistema material cerrado la masa total debe ser la
misma antes y después de la reacción química. La aplicación de esta ley en la práctica,
permite lograr el balance de masa de una reacción química.
Para el ejemplo, la ecuación química se lee de la siguiente manera: a moléculas (o
moles) del reactivo A reacciona con b moléculas (o moles) del reactivo B para dar c
moléculas (o moles) del producto C y d moléculas (o moles) del producto D.
RESUMEN DEL PROCEDIMIENTO PARA PLANTEAR, ESCRIBIR Y
BALANCEAR UNA REACCIÓN QUÍMICA
1.- Seleccionar un sistema material en el que ocurre reacción química.
2.- Identificar las sustancias que participan de la reacción química (reactivos y
productos).
3.- Escribir la ecuación química ordenando de izquierda a derecha: las fórmulas
químicas de los reactivos (sumadas), la flecha (orientada a la hacia la derecha) y las
fórmulas químicas de los productos (sumadas).
4.- Balancear materialmente la reacción química
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CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas pueden ser clasificadas de acuerdo a distintos criterios. Por esta
razón una misma reacción química puede pertenecer a distintos grupos de clasificación.
1.- Según que la reacción química ocurra en un solo sentido, o que luego de formada
una cierta cantidad de productos éstos reacciones entre sí para dar los reactivos, se
clasifican en irreversibles y reversibles.
REACCIONES QUÍMICAS IRREVERSIBLES
Se incluyen en este grupo a todas las reacciones químicas que transcurren en un solo
sentido hasta el consumo total de al menos uno de los reactivos. Estas reacciones se
identifican porque la ecuación química se representa con una sola flecha en la dirección
de reactivos iniciales a productos finales.
REACCIONES QUÍMICAS REVERSIBLES
Son las reacciones químicas en que los productos obtenidos a partir de los reactivos
iniciales, reaccionan entre sí para volver a formar las sustancias que les dieron origen.
Estas reacciones alcanzan un equilibrio, en el cual permanecen constantes las
concentraciones de todas las sustancias que participan de la misma, mientras se
mantenga constante la temperatura. Se trata de un equilibrio dinámico, porque la
velocidad de formación de productos es igual a la velocidad de formación de reactivos.
Se representan mediante ecuaciones químicas en las que los reactivos están separados
de los productos mediante dos flechas con sentidos contrarios, colocando arriba la
flecha de sentido izquierda a derecha (ya que primero se deben formar los productos
para que éstos luego reaccionen para formar las sustancias iniciales).
Cuando una o más de las sustancias que participan de una reacción química reversible
se encuentran al estado gaseoso, para alcanzar el equilibrio es necesario mantener el
sistema cerrado, de manera de retener la fase gaseosa en el medio de reacción. Caso
contrario las sustancias gaseosas escaparán hacia el ambiente y nunca podrán alcanzar la
concentración necesaria para regenerar los reactivos y permitir el equilibrio. En este
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último caso la reacción transcurrirá en un solo sentido hasta que se agote alguno de los
reactivos, siendo una reacción irreversible.
2.- Algunas reacciones químicas solo ocurren cuando a los reactivos se les suministra
calor. Por el contrario, en otros casos los productos se forman con desprendimiento de
calor. Teniendo en cuenta estas características, las reacciones químicas se clasifican en
endotérmicas y exotérmicas respectivamente.
REACCIONES QUÍMICAS ENDOTÉRMICAS
Son las reacciones químicas que transcurren solamente cuando se les suministra calor a
los reactivos y se detiene cuando se deja de suministrarlo.
REACCIONES QUÍMICAS EXOTÉRMICAS
Las reacciones químicas exotérmicas son las que transcurren con liberación de calor. En
general estas reacciones ocurren por simple contacto de las sustancias reactivas. Aunque
en algunos casos se debe suministrar calor u otra forma de energía a los reactivos para
que se inicie la reacción, que luego continúa con liberación de calor.
Considerando que: si a partir de dos o más reactivos se obtiene un solo producto, o que
a partir de un solo reactivo se obtengan dos o más productos, las reacciones químicas se
clasifican respectivamente en reacciones de combinación y en reacciones de
descomposición.
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ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría es el estudio de las cantidades de reactivos y de productos que
participan en una reacción química. Operar con cantidades estequiométricas de
reactivos y productos en una reacción química, significa trabajar con las cantidades
exactas de sustancias puras, lo que permite el máximo aprovechamiento de las mismas;
siendo esta una condición crítica cuando se trata de reactivos y/o productos de elevado
costo. Los cálculos matemáticos que permiten determinar estas cantidades de reactivos
y productos respetando
las
leyes estequiométricas,
se denominan cálculos
estequiométricos.
Dada una reacción química y su correspondiente ecuación química, los coeficientes
numéricos que se encuentran delante de cada una de las fórmulas químicas de reactivos
y productos, son números enteros que indican el número de moléculas o bien el número
de moles de cada uno de ellos, que participan en la reacción química. Estos coeficientes
numéricos se denominan coeficientes estequiométricos. Para producir una reacción
química en el laboratorio o en la industria, es necesario usar cantidades macroscópicas
(masas o volúmenes) de reactivos y productos. Por lo tanto los coeficientes
estequiométricos deben ser considerados como números de moles de reactivos y de
productos puros, y sus respectivas cantidades deben ser expresadas en moles.
COFICIENTES Y CANTIDADES ESTEQUIOMÉTRICAS
Se definió un mol de moléculas de una sustancia, como la masa (expresada en gramos)
de 6,022 x 1023 moléculas de la misma y corresponde a su peso molecular gramo. Así,
el número de moles de reactivos y de productos puede ser expresado en sus respectivas
masas.
Operar con números de moles o con masas de reactivos y de productos tiene la ventaja
de ser válido para cualquier estado de agregación en que se encuentren los mismos. Sin
embargo, cuando una o más de las especies que participan de una reacción química se
encuentran en el estado gaseoso puede resultar más conveniente operar con volúmenes.
En general, cuando se obtiene un producto gaseoso es más sencillo medir el volumen
que su masa, aún cuando debe tenerse en cuenta la presión y la temperatura. Mientras
que para medir cantidades de reactivos gaseosos encerrados en recipientes, puede
resultar más simple medir directamente una disminución de masa mediante balanza o
inyectar la cantidad requerida de reactivo gaseoso por diferencia de presiones.
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Dado que el volumen (V) de una sustancia al estado gaseoso depende de la cantidad de
moléculas o número de moles (n), además de la presión (P) y de la temperatura (T) a la
que se encuentra sometido; es necesario definir una relación válida entre estas variables:
 volumen molar (VM): es el volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia al
estado gaseoso en condiciones normales de presión y de temperatura (CNTP) y es igual
a 22,4 litros.
Es decir que 1 mol o 1 peso molecular gramo de cualquier sustancia al estado gaseoso
en CNTP ocupa un volumen de 22,4 litros.
La condición normal de presión es 1 atmósfera (o 760 mm de Hg) y la condición
normal temperatura es 273 K (273 grados Kelvin, en la escala absoluta de
temperatura) y corresponde a 0°C de la escala Celsius o centígrada.
Pero una vez obtenido el resultado en número de moles, es necesario realizar cálculos
adicionales para expresarlo en la masa o en el volumen correspondiente.
1- Por ejemplo
A) se quiere obtener 200 litros de oxígeno en CNPT por descomposición térmica de
clorato de potasio.
2 KClO3 + calor
Masas:
2 KCl + 3 O2
2 KClO3
2 KCl +
2 PM= 245g
2PM= 149g 3PM= 96g
Volumen en CNPT
3 O2
3. 22,4 l = 67,2 L
El PM del clorato de potasio es:
PA K (39g) + PA Cl (35,5g) + 3PA O (16g) = 39 g+35.g+3(16g) = 122,5g.
122,5 x 2 = 245g
Expresadas en volumen (válido solamente para sustancias al estado gaseoso)
Para el ejemplo solo es posible expresar en volumen la cantidad de oxigeno, porque es
la única sustancia en estado gaseoso.
La cantidad estequiométrica, 3 moles de O2 en CNPT expresada en volumen es:
3 x 22,4L = 67,2 L
2 KClO3
67,5 L de O2 en CNPT
2 KCl +
245 g de
200 L de O2 en CNPT
3 O2
KClO 3(masa de 2 moles)
X= 245 x 200 / 67,5 = 729 g KClO 3
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Se necesitan 729 g de KClO3 para obtener 200 L de O2 en CNPT
B) ¿Qué masa de cloruro de potasio se obtendrá si se quiere producir 200 litros de
oxígeno en CNPT por descomposición térmica de clorato de potasio?.
67,5 L de O2 en CNPT
149g de ClK (2 moles)
200 L de O2 en CNPT
X = 149g X 200L / 67,5L = 441,48 g de ClK
Se necesitan 441,48 g de KCl para obtener 200 L de O2 en CNPT
2-
AgNO3 + HCL
AgCl + HNO3
A) ¿Qué masa de ácido clorhídrico será necesaria para que reaccione completamente con
100 kg de nitrato de plata?
AgNO3 + HCL
PM
170g
36.5g
170 g de AgNO3
100Kg
100.000 g de AgNO3
AgCl + HNO3
143,5g
63g
36,5 g de HCl
36,5 g X 100.000 g / 170g = 21.470,58 g HCl
Se necesitan 21470,58 g = 21,47058 kg de HCl para reaccionar completamente con
100 kg de AgNO3
B) ¿Qué masa de cloruro de plata se obtendrá a partir de 100 kg de AgNO3 y cantidad
suficiente de HCl?
170 g de AgNO3
100Kg
100.000 g de AgNO3
63 g de AgNO3
63 g X 100.000 g / 170g = 37.058,82 g AgNO3
Se obtendrán 37.058,82 g = 37,05882 kg de HNO3 a partir de 100 kg de AgNO3
C) ¿Qué masa nitrato de plata comercial con una pureza del 90% en peso contiene 100
kg de reactivo puro?
La pureza porcentual en peso o concentración porcentual en peso expresa la masa de
sustancia pura contenida en 100 gramos del producto comercial. Por ejemplo, una
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concentración del 90% en peso significa que en 100 g del producto comercial hay 90 g
de reactivo puro.
90 g de AgNO3 puro
100Kg
100.000 g de AgNO3
100 g de AgNO3 comercial
100 g X 100.000 g / 90g = 111.111,11 g
En 111,11111 kg de producto comercial están contenidos los 100 kg de nitrato de
plata puro, necesario para un lote de producción
D) Qué volumen de ácido clorhídrico de concentración 36% en peso y densidad 1,16
g/mL será necesario para que reaccione completamente con 100 kg de nitrato de
plata?
170 g de AgNO3
100Kg
36,5 g de HCl
100.000 g de AgNO3
36,5 g X 100.000 g / 170g = 21470,58 g HCl
Se necesitan 21470,58 g = 21,47058 kg de HCl (puro) para reaccionar completamente
con 100 kg de AgNO3 (puro)
3- Calcular en que volumen de solución de ácido clorhídrico comercial de
concentración 35% en peso y densidad 1,16 g/mL está contenida la masa de HCl
puro
La concentración de la solución indica la cantidad de reactivo puro contenido en la
solución (soluto + disolvente).
La densidad indica cuál es la masa de 1 centímetro cúbico (o de 1 mililitro) de solución.
Una solución de densidad de 1,16 g/mL, significa que 1 mL de esta solución tiene una
masa de 1,16 g.
Matemáticamente la densidad: δ = m/V
Para el problema planteado, la concentración de la solución es de 35% en peso. Esto
significa que hay 35 g de HCl puro por cada 100 g de solución comercial. Este dato
permite calcular la masa de HCl puro contenida en 100 g de la solución comercial:
35 g de HCl puro
21.470, 58 g HCl puro
100g de solución comercial
100g X 21.470,58g / 35g = 61.344,51 g
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61.344,51 g = 61,34451 kg de solución de HCl comercial contiene 21470,58 g =
21,47058 kg de HCl (puro)
Para determinar el volumen de 61.344,51g de solución de ácido clorhídrico comercial se
usa el dato de densidad: 1,16 g/mL.
1,16 g de solución comercial
1 ml de solución comercial
61.344, 51 g de solución comercial
61.344,51g x 1 ml / 1,16 g = 52.883,2 mL
Se necesitan 52.883,2 mL = 52,88321 L de solución comercial para reaccionar
completamente con 100 kg de AgNO3 (puro)
REACCIONES REDOX
Las reacciones redox (reacciones de reducción-oxidación) se producen en todas las
áreas de la química y la bioquímica, ya que muchas de las reacciones involucradas en
los metabolismos son de tipo redox.
El término oxidación originalmente se refería a la ganancia de oxígeno por parte de
una sustancia.
4 Fe (s) + 3 O2 (g)
2 Fe2O3 (s)
El Fe se ha oxidado
Mientras que el término reducción, proceso inverso a la oxidación, implicaba la
pérdida de oxígeno.
2 Fe2O3 + 3 H2
2 Fe + 3 H2O
El Fe se ha reducido
Nuevos experimentos ampliaron los conceptos de oxidación y reducción a otros
procesos en los que no participaba el oxígeno. Se comprobó que un elemento puede
oxidarse por pérdida de hidrógeno y reducirse por ganancia de hidrógeno.
3 H2S
+ 2 HNO3
3S + 2 NO + 4 H2O
El S se ha oxidado
Hoy se sabe que:
En todas las reacciones redox se transfieren electrones.
4 Fe(s)
+ 3 O2(g)
2 Fe2O3(s)
El hierro se oxido, perdió electrones
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Oxidación
Reducción
Pérdida de electrones
Ganancia de electrones
OXIDACIÓN
Ganar oxígeno
Perder electrones
Perder hidrógeno
REDUCCIÓN
Perder de oxígeno
Ganar electrones
Ganar hidrógeno (en compuestos orgánicos)
La oxidación y la reducción siempre van juntas, porque en cualquier reacción, siempre
que una sustancia pierde electrones, otra sustancia los gana. Nunca los electrones son el
producto de una reacción, es decir, nunca “quedan sueltos”, esto provoca que:
La oxidación y la reducción son procesos simultáneos”
REDUCTOR
ELECTRONES
OXIDANTE
Pierde electrones
Gana electrones
Se oxida
4 Fe(s)
+ 3 O2(g)
Se reduce
2 Fe2O3(s)
El Fe en su reacción con el O2, actúa como agente reductor, porque le da al O2, los
electrones que necesita para reducirse. Por otra parte el O acepta los electrones del Fe,
es decir permite que el Fe se oxide, por lo tanto es el agente oxidante.
El elemento que se oxida, el agente reductor, aumenta su carga positiva, mientras que el
elemento que se reduce, el agente oxidante aumenta su carga negativa.
Números de Oxidación
El número de oxidación puede definirse como: “la cantidad de electrones ganados o
perdidos en una reacción química por un átomo o ion”
 Cuando un átomo gana electrones adquiere cargas negativas, se transforma en
un anión.
 Cuando un átomo pierde electrones gana cargas positivas, se convierte en un
catión.
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Fe O el número de oxidación del Fe es +2 porque perdió dos electrones
O el número de oxidación es -2 porque ganó dos electrones.
En la mayoría de los casos, el número de oxidación es igual a la valencia del elemento,
pero difiere de ella en que el número de oxidación posee signo, mientras que la valencia
no.
Reglas para determinar los estados de oxidación
El número de oxidación de cualquier elemento al estado libre es cero,
independientemente de la complejidad de la molécula. Por ejemplo:
E.O
Na
Cl2
O3
P4
Ca
0
0
0
0
0
El estado de oxidación de un ión es igual a su carga. Por ejemplo:
E.O
Na+
Cl1-
Al+++
Ca++
+1
-1
+3
+2
El estado de oxidación de un metal (formando parte de un compuesto), es su valencia
con signo positivo.
Cuando el oxígeno forma parte de compuestos (casi siempre) tiene estado de
oxidación -2
Cuando el hidrógeno forma parte de compuestos (casi siempre) tiene estado de
oxidación +1
En una molécula (conjunto neutro de átomos) la suma algebraica de las cargas
de todos los átomos constituyentes de la molécula debe resultar cero.
La suma algebraica de las cargas de los átomos que forman un ion compuesto,
es igual a la carga del ión.
Cuando se combinan dos no metales, el estado de oxidación del elemento más
electronegativo es negativo.
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POTENCIALES DE REDUCCION
Teniendo en cuenta la celda ( Zn / Cu) en la que coexisten dos cationes Zn++ y Cu++.
Cada uno de estos iones tiene una cierta tendencia a adquirir electrones y quedar
reducidos. Esta “tendencia a adquirir electrones” se conoce como “potencial de
reducción”.
Zn++ + 2 e-
Zn
E0= - 0.763
Cu++
Cu
E0= + 0.337
+ 2 e-
“Cuanto mayor sea el Potencial de Reducción de cualquier media-reacción, mayor es
la probabilidad de que esta ocurra”
Los iones que tengan el mayor potencial de reducción se reducirán, los iones con el
menor potencial de reducción se oxidarán.
Resumiendo
Un elemento se oxida cuando:
•
Gana oxígeno
•
Pierde hidrógeno
•
Pierde electrones
•
Aumenta el estado de oxidación
•
Tiene menor potencial de reducción que el otro elemento
Un elemento se reduce cuando:
• Pierde oxígeno
• Gana hidrógeno
• Gana electrones
• Disminuye el estado de oxidación
• Tiene mayor potencial de reducción que el otro elemento
El elemento que se oxida es el agente reductor
El elemento que se reduce es el agente oxidante.
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Distintas formas en que la célula puede transferir electrones
1.- Transferencia de 1 e-:
Fe +++
Fe++
2.- Transferencia de un átomo de hidrógeno: (H+ + e-): AH2 + B
3.- Transferencia de un ion Hidruro (:H-)
A + BH2
AH2 + NAD+ → A + NADH + H+
4.- Transferencia de e- desde un reductor orgánico al oxígeno:
R-CH3 + ½ O2
RCH2-OH
OXIDACIONES BIOLÓGICAS
• El oxígeno se encuentra en toda la superficie de la tierra.
• El oxígeno difunde fácilmente a través de las membranas celulares, cosa que no
ocurre con otros aceptores de electrones.
• La molécula de oxígeno es muy reactiva de modo que acepta fácilmente los
electrones.
• Esto también se relaciona con otra propiedad del oxígeno que es su tendencia a
formar metabolitos tóxicos
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PROCESOS DE OXIDACION Y REDUCCION BIOLOGICAS
Este principio de oxido- reducción se aplica a los sistemas bioquímicos y es un
concepto importante para la comprensión de la naturaleza de las oxidaciones biológicas.
El uso principal del oxígeno es en la respiración y este es el proceso por el cual las
células obtienen energía en forma de ATP
CONCEPTO DE pH
El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una solución. El pH indica la
concentración de iones hidrógeno [H]+ presentes en determinadas disoluciones
Una solución es ácida cuando hay un predominio de iones H+
Una solución es básica o alcalina cuando hay un predominio de iones OH-
pH + pOH = 14
[H+]
> 10-7
= 10-7
< 10-7
Solución ácida
Solución neutra
Solución básica
[H+] 1
pH
10-1
0 1
[OH-]
< 10-7
= 10-7
> 10-7
pH
<7
=7
>7
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Ácido
Básico ó Alcalino
Neutro
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AGUA
SUSTANCIAS
INORGANICAS
MINERALES
COMPOSICION
QUIMICA
DE LOS SERES
VIVOS
GLUCIDOS
SUSTANCIAS
ORGANICAS
LIPIDOS
PROTEINAS
ACIDOS
NUCLEICOS
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QUÍMICA ORGANICA ó QUÍMICA DEL CARBONO
La química orgánica es la química de los compuestos de carbono, exceptuando los
óxidos y los carbonatos.
Existen compuestos orgánicos naturales (como el petróleo, la celulosa que forma parte
de la madera, la sacarosa o azúcar de mesa, los alimentos y otros) y sintéticos como el
plástico, los medicamentos, los pesticidas y otros.
Algunas características de los compuestos orgánicos son:
• En su constitución principalmente C,H,O y N, estos elementos llamados
biolelementos constituyen el 96% de los compuestos orgánicos; otros elementos
presentes, pero de menor importancia son N, P, Ca, Cl, I, Na
• Los compuestos orgánicos típicos presentan punto de fusión y puntos de ebullición
relativamente bajos.
• La mayor parte de ellos son insolubles en agua pero solubles en solventes orgánicos
• Sus soluciones no son conductoras de la electricidad
• Son termolábiles, fotosensibles y los oxidantes pueden destruirlas con facilidad
• Difícilmente se ionizan
• Los enlaces presentes en la mayoría de las moléculas orgánicas son enlaces
covalentes
• Sufren reacciones de polimerización
EL ÁTOMO DE CARBONO
La gran cantidad que existe de compuestos orgánicos tiene su explicación en las
características del átomo de carbono, que tiene cuatro electrones en su capa de valencia:
según la regla del octeto necesita ocho para completarla, por lo que forma cuatro
enlaces
(valencia = 4) con otros átomos formando un tetraedro, una pirámide de base
triangular
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El carbono C ocupa el periodo 2 y grupo IV A de la tabla periódica. Al no formar iones,
el átomo de carbono forma enlaces covalentes, en la mayoría de los casos lo hace con
otros átomos de carbono o de hidrógeno. En estos casos el enlace es muy estable y no
polar, pues la diferencia de electronegatividades es muy pequeña.
Al unirse los átomos de carbono entre sí se forman cadenas carbonadas muy largas que
forman el soporte o sostén de los compuestos orgánicos.
Estado Fundamental del Carbono
El carbono en su estado fundamental distribuye sus 6 electrones 1s2, 2s2, 2p6, por lo
tanto la distribución de sus electrones sería:
2px1
2py1
2 s2
2pz
Estado Fundamental
1 s2
El número de enlaces que forma un átomo es igual a la cantidad de electrones
desapareados que el mismo posee, el carbono debería formar solo 2 enlaces, sin
embargo en los compuestos orgánicos, el carbono forma cuatro enlaces covalentes,
lo cual significa que tiene cuatro electrones desapareados.
Teoría de la Hibridización
En el momento de unirse con otros átomos, los átomos de carbono se exitan de
manera tal que el orbital 2s se mezcla con los tres orbitales 2p, formándose cuatro
nuevos orbitales atómicos llamados “orbitales híbridos”
Estado excitado del carbono
El electrón del orbital 2s salta al orbital 2pz, quedando la configuración:
2px1
2py1
2pz1
1
1 s2
2s
Los cuatro electrones desapareados justifican la tetra valencia.
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Estado excitado
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ENLACE SIMPLE. Estado Híbrido sp3 del Carbono
El electrón del orbital 2s y los electrones de los orbitales 2p, suman sus energías y las
redistribuyen entre sí por partes iguales. Formando “orbitales híbridos sp3”
2s1
1 s2
2px1
2py1
2pz1
Orbitales Híbridos sp3
Metano
ENLACE DOBLE. Estado Híbrido sp2 del Carbono
Mezcla de un orbital s y dos orbitales p
Eteno
ENLACE TRIPLE. Estado Híbrido sp del Carbono
Mezcla de un orbital s y un orbital p
Etino
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CADENAS CARBONADAS
 Cadenas simples: son aquellas en que los átomos de carbono se disponen uno a
continuación del otro.
Estas cadenas pueden ser lineales o no
 Cadenas ramificadas: son aquellas en las que existen una o más cadenas
colaterales que se desprenden de la cadena principal (la de mayor número de
átomos de carbono).
 Cadenas abiertas: son aquellas en las que existen carbonos terminales
 Cadenas cerradas: son cadenas en donde los extremos se unen entre sí formando
ciclos o anillos.
TIPOS DE ATOMOS DE CARBONO
Según la posición que un átomo de carbono ocupe en la cadena, se pueden clasificar en:
•
Carbono 1rio: son terminales y están unidos a 1 átomo de C
C
•
Carbono 2rio: no son terminales y están unidos a 2 átomos de C
C
•
C
C
C
Carbono 3rio: no son terminales y están unidos a 3 átomos de C. La presencia de
un C terciario da origen a una ramificación en la cadena.
C
C
C
C
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•
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Carbono 4rio: no son terminales y están unidos a 4 átomos de C
C
C
C
C
C
Hidrocarburos
Son compuestos binarios, formados por C e H. La gran mayoría de los compuestos,
derivan del petróleo y son combustibles.
Los hidrocarburos se dividen en dos clases principales:
• Alifáticos ( no contienen el anillo o grupo benceno)
• Aromáticos (contienen uno o más anillos bencénicos)
El compuesto más simple es el metano, un átomo de carbono con cuatro de hidrógeno
(valencia = 1), también puede darse la unión carbono-carbono, formando cadenas de
distintos tipos, ya que pueden darse enlaces simples, dobles o triples.
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Cuando el resto de enlaces de estas cadenas son con hidrógeno, se habla de
hidrocarburos:

saturados: con enlaces covalentes simples, alcanos.

insaturados, con dobles enlaces covalentes (alquenos) o triples (alquinos).

aromáticos: estructura cíclica.
Propiedades físicas de compuestos orgánicos
Los compuestos orgánicos covalentes se distinguen de los compuestos inorgánicos en
que tienen puntos de fusión y ebullición más bajos.
Por ejemplo, cloruro de sodio (NaCl), tiene un punto de fusión de unos 800°C, pero el
tetracloruro de carbono (CCl4), molécula estrictamente covalente, tiene un punto de
fusión de 76,7°C.
Los hidrocarburos tienen densidades relativas bajas, alrededor de 0,8, pero los grupos
funcionales pueden aumentar la densidad. Sólo unos pocos compuestos orgánicos tienen
densidades mayores de 1,2, y son generalmente aquéllos que contienen varios átomos
de halógenos ( Cl, Br, I, F ).
ALCANOS
Los alcanos son hidrocarburos, tienen sólo átomos de carbono e hidrógeno.
La fórmula general para alcanos alifáticos (de cadena lineal) es Cn H 2n+2.
La fórmula general para cicloalcanos es Cn H 2n. (hidrocarburos saturados).
Los alcanos se presentan en estado gaseoso, líquido o sólido según el tamaño de la
cadena de carbonos.
Hasta 4 carbonos son gases (metano, etano, propano y butano)
A partir del pentano hasta el hexadecano (16 carbonos) son líquidos.
Compuestos superiores a 16 carbonos se presentan como sólidos aceitosos
(parafinas).
Todos los alcanos son combustibles, y liberan grandes cantidades de energía durante la
combustión.
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Solo presentan enlaces covalentes sencillos (saturados). Se conocen como
hidrocarburos saturados porque tienen el número máximo de átomos de
hidrógenos que pueden unírsele a los átomos de carbono.
El miembro más sencillo, el metano: CH4
Es un producto natural de la descomposición bacteriana anaeróbica de materia vegetal
acuática. Como se extrajo por primera vez en los pantanos se lo llamó “gas de los
pantanos”.
También producen metano las bacterias que se encuentran en la flora intestinal de las
termitas. Los primeros cuatro alcanos (n=1 hasta 4) reciben nombres especiales
CH4 ---> Metano
CH3 - CH3 ---> Etano
CH3 - CH2 - CH3 ---> Propano
CH3 - CH2 - CH2 - CH3 ---> Butano
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 ---> Pentano
Un alcano de 10 carbonos se le llama decano.
De 10 en adelante:
unodecano
dodecanotetra
tridecano
hexadecano
Los cuatro primeros (metano, etano, propano, butano) son gases a temperatura ambiente
y del pentano al decano son líquidos. De 10 en adelante son sólidos aceitosos.
A medida que aumenta el tamaño molecular se incrementa el punto de ebullición
porque aumentan las fuerzas de dispersión (fuerzas de atracción que se generan por
dipolos temporarios en los átomos, nubes de electrones difusas que no se ve definido a
que átomo pertenecen)
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Los nombres de los términos superiores dependen del número de átomos de carbono
que tenga la cadena, se utiliza el prefijo latino que indique el número de carbonos y se
añade la terminación ano.
El gas natural es una mezcla de metano, etano y propano.
 El petróleo es una mezcla compleja de alcanos, alquenos, cicloalcanos, y
compuestos aromáticos que se formó en la corteza terrestre hace millones de años.
Nomenclatura de alcanos ramificados: Reglas de nomenclatura según la IUPAC
1- El nombre base del hidrocarburo está dado por la cadena continua más larga
2- Un alcano menos un átomo de hidrógeno es grupo alquilo. El CH4 (metano) menos
un hidrógeno CH3 (metilo). Cualquier ramificación de la cadena más larga se
conoce cómo grupo alquilo.
3- Cuando se reemplaza uno o más hidrógenos por otros grupos, se debe indicar donde
se produjo tal reemplazo. Se enumera la cada uno de los átomos de carbono de la
cadena más larga en la dirección en que las ramificaciones tengan el número más
pequeño posible.
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Cuando hay más de una ramificación de grupos alquilos de la misma clase se
utilizan los prefijos di- tri o tetra.
RADICALES ALQUILOS
Los radicales son alcanos que han perdido un H y están unidos a una cadena lineal de
carbonos (cadena principal) . Se simbolizan: R‘
Cuando hay dos ramificaciones de grupos alquilos diferentes se nombra cada una de
ellos con su localización respectiva.
Cuando hay dos ramificaciones de grupos alquilos diferentes se nombra cada una de
ellos con su localización respectiva.
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5-Los alcanos pueden tener muchos tipos de sustituyentes distintos: por ejemplo
ISOMERIA
Los compuestos diferentes que tienen la misma fórmula molecular se llaman isómeros
(del griego: iso, igual, y meros, parte). Contienen igual número de las mismas clases de
átomos, pero éstos están unidos entre sí de manera distinta. Los isómeros son
compuestos diferentes, porque tienen estructuras moleculares distintas.
Distinta conectividad, tienen los mismos átomos conectados de forma diferente (distinta
fórmula estructural).
La isomería constitucional se clasifica en:
 Isomería de cadena u ordenación: compuestos que tienen distribuidos los átomos de
C de la molécula de forma diferente.
 Isomería de posición: compuestos que teniendo las mismas funciones químicas están
enlazadas a átomos de carbono que tienen localizadores diferentes.
 Isomería de función: compuestos que tienen distinta función química.
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ALQUENOS
Presentan enlaces covalentes dobles (al menos uno) fórmula general: Cn H2n
ETENO: CH 2 = CH 2 donde el enlace doble está enlazando los dos carbonos y los
enlaces sencillos están ocupados por hidrógenos.
Propiedades
• Son insolubles en H2O
• Son solubles en benceno, éter y cloroformo.
• Son menos densos en agua.
• Su doble ligadura se rompe fácilmente.
Propiedades Generales:
Las propiedades físicas de los alquenos son similares a las de los alcanos
correspondientes.
Los alquenos más pequeños son gases a temperatura ambiente. Comenzando por los
compuestos C5, los alquenos son líquidos volátiles.
Los alquenos isómeros tienen puntos de ebullición parecidos y las mezclas sólo pueden
ser separadas mediante una destilación fraccionada.
Nomenclatura:
Se indican las posiciones del doble enlace carbono-carbono (C=C) con la terminación
eno. Como en el caso de los alcanos, el nombre del compuesto base se determina por el
número de átomos de carbono de cadena más larga.
CH2=CH-CH2-CH3
1-buteno
CH3-CH=CH-CH3
2-buteno
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POLIENOS
Son alquenos que contienen dos o más enlaces dobles y se nombran con la terminación
– dieno, trieno, para indicar el número de enlaces dobles en la molécula
 Dienos: son alquenos con dos enlaces dobles

Dienos acumulados: dos enlaces dobles continuos
H2C =C=CH2 propanodieno

Dienos conjugados: dos enlaces dobles alternados
H2C=CH-CH=CH-CH3

1,3- pentanodieno
Dienos aislados: los enlaces dobles están separados por más de un enlace
simple
CH2 =CH-CH2-CH=CH-CH2-CH3
1,4 – heptadieno
 Trienos: tres dobles enlaces
CH2=CH-CH2-CH=C=CH-CH3
1,4,5- heptatrieno
ALQUINOS
Presentan enlaces covalentes triples (al menos uno)
Fórmula general: CnH 2n-2
Etino: HC ≡ CH, donde el enlace triple se encuentra uniendo a los carbonos y el único
enlace sencillo que posee cada carbono, está ocupado por hidrógenos.
Propiedades Generales:
Los alquinos tienen puntos de fusión y ebullición próximos a los de los
correspondientes alcanos y alquenos. El triple enlace introduce una cierta polaridad en
la molécula.
Nomenclatura:
Se indican las posiciones del triple enlace carbono-carbono (C≡C) con la terminación
ino. Como en el caso de los alcanos y alquenos el nombre del compuesto base se
determina por el número de átomos de carbono de cadena más larga.
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CH2≡CH-CH2-CH3
1-butino
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CH3-CH≡CH-CH3
2-butino
HIDROCARBUROS CÍCLICOS
EL BENCENO
El benceno compuesto base de una gran familia de sustancias orgánicas fue descubierto
en 1826. A pesar del pequeño número de átomos de la molécula hay pocas formas de
representar la estructura del benceno sin violar la tetravalencia del carbono.
August Kekulé propuso la siguiente estructura cíclica de 6 carbonos
Es una molécula de 6 carbonos, situados cada uno en los vértices.
Todos los enlaces C-C son iguales en longitud y fuerza.
Los enlaces de benceno forman orbitales moleculares deslocalizados, ya que no están
confinados entre dos átomos enlazados, sino que realmente están dispersos entre tres o
más átomos. Como consecuencia de ellos los electrones tienen libertad para moverse
alrededor del anillo
Resonancia del Benceno: uso de dos o más estructuras de Lewis para representar una
molécula:
Cada carbono tiene tres electrones enlazados y el cuarto localizado que gira alrededor
del anillo. La longitud de los enlaces es intermedio entre la longitud de enlace entre un
enlace simple de C-C y uno doble de C=C
Al dibujar el anillo del benceno se le ponen tres enlaces dobles y tres enlaces simples
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Dentro del anillo no existen en realidad dobles enlaces conjugados resonantes, sino que
la molécula es una mezcla simultánea de todas las estructuras, que contribuyen por igual
a la estructura electrónica
Todos los derivados del benceno, siempre que se mantenga intacto el anillo, se
consideran aromáticos.
La aromaticidad puede extenderse a sistemas policíclicos, como el naftaleno,
antranceno, fenantreno y otros más complejos.
Para que se dé la aromaticidad, deben cumplirse ciertas premisas, por ejemplo que los
dobles enlaces resonantes de la molécula estén conjugados y que se den al menos dos
formas resonantes equivalentes.
Otros derivados del benceno
Cloro benceno (Cl) bromo benceno (Br), nitro benceno (NO2), tolueno (CH3), anilina
(NH2), fenol (OH), naftaleno (2 anillos)
Entre los hidrocarburos aromáticos más importantes se encuentran
Todas las hormonas y vitaminas, excepto la vitamina C;
Prácticamente todos los condimentos, perfumes y tintes orgánicos, tanto sintéticos como
naturales
Sustancias como el triinitrotolueno (TNT) y los gases lacrimógenos.
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Los hidrocarburos aromáticos suelen ser nocivos para la salud, como el benceno,
tolueno, etilbenceno y xileno (dimetilbenceno) por estar implicados en numerosos tipos
de cáncer o el alfa-benzopireno (5 anillos bencénicos unidos) que se encuentra en el
humo del tabaco, extremadamente carcinógenico igualmente, ya que puede producir cáncer
de pulmón
Compuestos Aromáticos de importancia
Fenantreno
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CLASES DE COMPUESTOS ORGÁNICOS
La clase de compuestos orgánicos se distinguen por sus grupos funcionales, este es un
grupo de átomos responsable del comportamiento químico de la molécula que la
contiene. Moléculas diferentes con iguales grupos funcionales, reaccionan de forma
semejante.
ALCOHOLES
Son compuestos orgánicos, cuya característica principal es la de tener unidos a los
átomos de carbono de la cadena uno o más grupos hidroxilo
C
OH
Se consideran derivados de los alcanos donde se ha sustituido un hidrógeno por un
hidroxilo.
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Nomenclatura: terminan en …..ol
Propiedades
Son líquidos incoloros y de olor característico, solubles en el agua y menos densos que
ella.
Algunos alcoholes (principalmente polihidroxílicos y con anillos aromáticos) tienen una
densidad mayor que la del agua, sus puntos de fusión y ebullición suelen estar muy
separados, por lo que se emplean frecuentemente como componentes de mezclas
anticongelantes.
Vitamina C
ALDEHIDOS
Se caracterizan por tener en carbono primario el grupo carbonilo
H
C=O
Nomenclatura: terminan en ……..al
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CETONAS
Se caracterizan por tener el grupo funcional carbonilo en carbono secundario
C=O
Nomenclatura: terminan en ……ona
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ACIDOS CARBOXILICOS
Se caracterizan por tener el grupo funcional carboxilo
Nomenclatura: Ácido terminado en …….oico
ÉTERES
Se caracterizan por tener el grupo funcional oxi
Nomenclatura: nombre de los radicales…éter
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ÉSTERES
Se caracterizan por tener el grupo funcional éster
Nomenclatura: …ato de ….ilo
Un éster de alto valor biológico son los triglicéridos, principal reserva de energía
del organismo.
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AMINAS
Se consideran como derivadas del amoníaco, al que se le ha sustituido uno o más
hidrógenos por un derivado de un alcano. Presentan el grupo funcional amino
Nomenclatura: ….il amina
AMIDAS
Son compuestos derivados del amoníaco, al que se le ha sustituido uno o más
hidrógenos por un derivado de un ácido. Presentan el grupo funcional carboxamida.
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Nomenclatura: ….an amida
BIOMOLECULAS
Sustancias de interés biológico
Las sustancias que constituyen los seres vivos presentan una enorme variedad, aunque
en su gran mayoría son compuestos del carbono, con estructuras moleculares complejas.
Sin embargo, esta variedad de moléculas orgánicas es consecuencia de las
combinaciones de un número reducido de moléculas sencillas que se unen entre sí para
dar origen a largas cadenas.
Los cuatro grupos principales de macromoléculas que constituyen los seres vivos son:
proteínas, polisacáridos, lípidos y ácidos nucleicos. Cada uno de estos grupos cumple
una función específica en todas las células.
 Las proteínas son las macromoléculas más abundantes en el interior de las células,
constituyendo el 50 % o más de su peso seco. Unas tienen funciones estructurales en
las células y otras, actividades catalíticas específicas.
 Los polisacáridos son almacén energético y cumplen funciones estructurales
extracelulares.
 Los lípidos también cumplen dos funciones principalmente: son constituyentes de
membranas celulares y almacenes ricos en energía.
 Los ácidos nucleicos actúan almacenando y transmitiendo la información genética.
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COMPONENTE ORGÁNICO
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MONÓMERO
GLÚCIDOS (HIDRATOS DE CARBONO)
MONOSACÁRIDO
PROTEINAS
AMINOÁCIDO
ÁCIDOS NUCLEICOS
NUCLEÓTIDO
LÍPIDOS (No son polímeros)
PROTEINAS
Son macromoléculas formadas por alfa-aminoácidos unidos entre sí por enlaces
peptídicos
COMPOSICIÓN
Las proteínas están constituidas por carbono, nitrógeno, oxígeno e hidrógeno y, casi
todas, también por azufre, pudiendo contener otros átomos como hierro y fósforo, en
menor proporción. Tienen masas moleculares muy elevadas y por hidrólisis ácida dan
aminoácidos.
Los aminoácidos son compuestos sencillos que presentan un grupo carboxilo
(—COOH) libre y un grupo amino (—NH2) en el carbono. Además, cada aminoácido
posee un radical R característico.
aminoácido- Fórmula general
Alanina
Glicina
AMINOÁCIDOS
Todas las proteínas están formadas por aproximadamente 20 diferentes alfaaminoácidos.
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Están formados por un grupo amino, un grupo carboxilo, un átomo de hidrogeno y un
resto lateral R distintivo que está unido al carbono α (alfa), llamado así porque es
adyacente al grupo carboxilo. A este resto R también se lo llama cadena lateral y es el
que le confiere la individualidad a cada aminoácido.
PÉPTIDOS Y PROTEÍNAS
El producto resultante de la unión de 2 aminoácidos se llama dipéptido. La unión de un
dipéptido con otro aminoácido mediante otra unión peptídica origina un tripéptido y así
añadiendo mas aminoácidos se pueden formar teetrapéptidos, pentapéptidos, etc.
Aquellos polímeros formados por más de 10 aminoácidos se designan polipéptidos.
Cuando esto polipéptidos tiene más de 6000 daltons (más de 50 aminoácido ) se llaman
proteínas.
Para formar las proteínas, los aminoácidos se unen eliminando agua entre el grupo
carboxílico de un aminoácido y el grupo -amino del siguiente. Este tipo de enlace se
llama enlace peptídico
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Por convención además se escribe el primer aminoácido de una cadena peptídica a la
izquierda y el ultimo a la derecha.
El primer aminoácido es aquel cuyo grupo amino (-NH2) está libre, mientras que el
ultimo es el que tiene libre el grupo carboxilo (-COOH) unido al carbono α. Se los llama
extremo amino y carboxilo terminal respectivamente.
ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS:
La organización de una proteína viene definida por cuatro niveles estructurales
denominados: estructura primaria, estructura secundaria, estructura terciaria y estructura
cuaternaria.
Estructura primaria
La estructura primaria es la secuencia de aminoácidos de la proteína. Nos indica qué
aminoácidos componen la cadena polipeptídica y el orden en que dichos aminoácidos se
encuentran. La función de una proteína depende de su secuencia y de la forma que ésta
adopte.
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Estructura secundaria
La estructura secundaria es la disposición de la secuencia de aminoácidos en el espacio.
Los aminoácidos, a medida que van siendo enlazados durante la síntesis de proteínas y
gracias a la capacidad de giro de sus enlaces, adquieren una disposición espacial estable.
Existen dos tipos de estructura secundaria:
1.- La alfa)-hélice
Esta estructura se forma al enrollarse helicoidalmente sobre sí misma.
Se debe a la formación de enlaces de hidrógeno entre el -C=O de un aminoácido y el NH- del cuarto aminoácido que le sigue.
2.-
La conformación beta
En esta disposición los aminoácidos no forman una hélice sino una cadena en forma de
zigzag, denominada disposición en lámina plegada. Presentan esta estructura secundaria
la queratina de la seda o fibroína.
Estructura terciaria
La estructura terciaria informa sobre la disposición de la estructura secundaria de un
polipéptido al plegarse sobre sí misma originando una conformación globular.
En definitiva, es la estructura primaria la que determina cuál será la secundaria y por
tanto la terciaria. Esta conformación globular facilita la solubilidad en agua y así
realizar funciones de transporte, enzimáticas, hormonales, etc.
Esta conformación globular se mantiene estable gracias a la existencia de enlaces entre
los radicales R de los aminoácidos. Aparecen varios tipos de enlaces:
1.- el puente disulfuro entre los radicales de aminoácidos que tienen azufre.
2.- los puentes de hidrógeno.
3.- los puentes eléctricos.
4.- las interacciones hidrófobas.
Estructura cuaternaria
Se forma mediante la unión de enlaces débiles (no covalentes) de varias cadenas
polipeptídicas con estructura terciaria para formar un complejo proteico. Cada una de
estas cadenas polipeptídicas recibe el nombre de protómero.
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FUNCIONES
Las proteínas desempeñan distintas funciones en los seres vivos
1- Estructural: Participan en la estructura, protección y sostén de numerosas
estructuras celulares. Ej Las proteínas de la membrana plasmática, colágeno
(Tendones, cartílagos, pelos).
2- Enzimática: Todas las enzimas son de naturaleza proteica y tiene como función
acelerar las reacciones químicas en los seres vivos. Por ej. Enzimas del ciclo de
Krebs, enzimas de la glucolisis
3- Transporte: La hemoglobina transporta el oxígeno en el torrente sanguíneo, la
albúmina es una proteína del plasma que puede transportar diferentes sustancias.
4- Hormonales: algunas hormonas son de naturaleza proteica. Ej. Insulina, tirotrofina.
5- Defensa: Los anticuerpos o inmunoglobulinas son proteínas producidas por las
células plasmáticas con el objetivo de neutralizar a los antígenos (sustancias extrañas
que ingresan al organismo)
6- Contráctil: algunas proteínas como actina y miosina participan en la contracción
muscular
7- Coagulación: algunas proteínas del plasma por ejemplo fibrinógeno participan en la
coagulación de la sangre
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HIDRATOS DE CARBONO – GLÚCIDOS
Son compuestos formados por C, H, O, pueden definirse químicamente como
polihidroxialdehídos o polihidroxicetonas.
Sus principales funciones son:
1) Almacenamiento y fuente de energía
2) Donantes de carbono para la síntesis de otras biomoléculas
3) Componentes estructurales de las células.
CLASIFICACIÓN
PENTOSAS (5 C)
Ribosa: ARN
Desoxirribosa: ADN
MONOSACARIDOS
HEXOSAS (6C)
DISACÁRIDOS
Glucosa
Galactosa
Fructosa
LACTOSA (glucosa + galactosa)
MALTOSA (glucosa + glucosa)
SACAROSA (glucosa + fructosa)
HOMOPOLISACÁRIDOS
Glucógeno (animal)
Almidón (vegetal)
POLISACÁRIDOS
HETEROPOLISACÁRIDOS
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Glicosaminglicanos
• Condritinsulfato
• Heparina
• Ácido hialurónico
Peptidoglicanos
Proteoglicanos
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MONOSACÁRIDOS
Los monosacáridos son los hidratos de carbono más simples. Son monómeros, están
formados por una sola unidad.
 Según la función química se clasifican en :
•
ALDOSAS (aldehído)
•
CETOSAS (cetonas)
 Según el número de carbonos que presentes en cada molécula se clasifican en:
•
Triosas (tres carbonos)
•
Tetrosas (cuatro carbonos)
•
Pentosas (cinco carbonos)
•
Hexosas (seis carbonos)
Los monosacáridos más sencillos son las triosas
Aldotriosa
Cetotriosa
Todos los monosacáridos poseen uno o varios carbonos asimétricos, lo que les confiere
la propiedad de presentar isomería óptica.
La actividad óptica de cada isómero se designa con (+) ó (-) para indicar el poder dextro
o levó rotatorio (desvía la luz polarizada en sentido antihorario).
Los enantiómeros (imágenes especulares) entre sí, se les antepone las letras D y L;
estas indican la configuración del carbono asimétrico más alejado de la función
principal (posición del - OH).
Serie D
Serie L
La mayoría de los azúcares en los sistemas biológicos son de la serie D.
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Algunos ejemplos de monosacáridos de importancia biológica son:
La D-ribosa y la 2-desoxi-D-ribosa son importantes constituyentes de los ácidos
nucleicos; ADN (2-desoxi-D-ribosa) y RNA (D-ribosa)
La D-glucosa, también llamada dextrosa por sus propiedades dextro-rotatorias, es el
principal combustible usado por las células, está libre en sangre y forma parte de
importantes disacáridos (sacarosa, lactosa) y polisacáridos (almidón, glucógeno,
celulosa)
La D-galactosa, muy raramente libre en la naturaleza, forma el disacárido lactosa o
azúcar de la leche y oligosacáridos de estructuras más complejas.
Nótese que la glucosa y la galactosa difieren sólo en la configuración del C-4.
Los D-azúcares que difieren en la configuración de un único centro de asimetría son
epímeros. Así, la D-glucosa y la D-galactosa son epímeros en el C-4.
La D-fructosa, es el azúcar común de las frutas y de la miel.
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Estructuras cíclicas de los monosacáridos
Es muy común representar a los monosacáridos como moléculas de cadena lineal, pero
ellos no existen predominantemente en esa forma.
La cadena se dobla porque el grupo carbonilo reacciona fácilmente con los grupos
hidroxilos o alcoholes. El grupo aldehído reacciona con un grupo hidroxilo formando un
hemiacetal, es decir, un compuesto en el cual un grupo –OH, un grupo –OR y un átomo
de hidrógeno están unidos en el mismo átomo de carbono.
La glucosa puede existir en distintas formas en los sistemas biológicos: una forma lineal y en
estructuras cíclicas.
Los grupos aldehídos o cetonas pueden reaccionar con un hidroxilo de la misma
molécula convirtiéndola en anillo
 - OH arriba
 -OH abajo
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DISACÁRIDOS
Los disacáridos son compuestos constituidos por dos monosacáridos unidos por enlace
glicosídico. Este enlace surge al reaccionar el C-1 de un monosacárido con un grupo
hidroxilo del otro azúcar simple mediante la pérdida de una molécula de agua.
H de C1 y OH de C4, formando 1 molécula de agua. Reacción de deshidratación
Los disacáridos más abundantes son maltosa, sacarosa y lactosa.
MALTOSA
En la maltosa denominada también azúcar de malta, Se obtiene por hidrólisis de
almidón y glucógeno. Posee dos moléculas de glucosa unidas por enlaces
α 1-4 glucosídico. Se forma por la unión del C-1 de una α-D- glucosa al C-4 de la otra
molécula de α-D- glucosa. El C-1 se une al oxigeno del hidroxilo sustituyente del C-4.
LACTOSA
La lactosa o azúcar de la leche consiste de galactosa unida a glucosa por un enlace
β 1-4 glucosídico. La unión entre estos monosacáridos (glucosa y fructosa) se establece
entre el C-1 de β-D-galactosa y el C-4 de D-glucosa.
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β-D-galactosa
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D-glucosa
SACAROSA
La sacarosa o azúcar común de mesa, se obtiene de la caña de azúcar y de la remolacha.
Está formada por glucosa y fructosa, unidas por un enlace doblemente glucosídico, ya
que participan el C-1 de α- glucosa y el C-2 de β-fructosa.
β-fructosa
α- glucosa
Es el único disacárido no reductor, ya que los dos carbonos anoméricos de la glucosa y
fructosa están implicados en el enlace (1 ,2 ).
No se sintetiza en animales. Es un intermediario de la fotosíntesis. Es la forma en que la
planta transporta el azúcar.
POLISACÁRIDOS
Están compuestos por muchas unidades de monosacáridos unidos entre sí por enlaces
glicosídicos. Si son polímeros de un solo tipo de monosacáridos se denominan
homopolisacáridos, mientras que los que por hidrólisis liberan más de una clase de
monosacáridos, reciben el nombre de heteropolisacáridos.
Entre los homopolisacáridos se destacan el almidón, sustancia de reserva nutricia
vegetal y principal glúcido de la dieta humana, el glucógeno, sustancia de reserva
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energética en células animales, la celulosa, principal polisacárido de las plantas con
funciones más bien estructurales y de sostén que nutricionales.
El glucógeno es un polímero de α-D-glucosa con estructura ramificada. La mayoría de
las unidades de glucosa presentan enlaces glicosídicos α (1-4) formando largas cadenas
lineales.
En los puntos de ramificación las glucosas se unen por enlaces glicosídicos α (1-6).
LIPIDOS
Es un grupo muy heterogéneo de moléculas orgánicas, cuya característica común es la
relativa insolubilidad en agua y la solubilidad
en solventes orgánicos de escasa
polaridad como el cloroformo, el benceno y el éter.
FUNCIONES
•
Principal fuente de reserva energética
•
Función estructural
•
Función mecánica de amortiguación
•
Aislamiento térmico
•
Componentes de sustancias de alta actividad biológica: hormonas y vitaminas
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ÁCIDOS GRASOS
•
Son los lípidos más sencillos que existen en el organismo
•
Son anfipáticos dado que presentan una porción hidrofóbica (cadena carbonada)
y una porción hidrofílica (grupo carboxilo)
•
Generalmente presentan número par de carbonos y se encuentran en las células
escasamente sueltos
•
Hay ácidos grasos insaturados NO pueden ser sintetizados por el organismo, por
este motivo se los considera ácidos grasos esenciales
•
Los tres ácidos grasos esenciales son: linoleico, linolénico y araquidónico
Los lípidos NO son polímeros, NO son macromoléculas
Se clasifican en:
SIMPLES
Alcohol + Ac. Graso
ACILGLICEROLES
Ó
GRASAS NEUTRAS
TRIGLICERIDOS
CERAS
FOSFOLÍPIDOS
GLICEROFOSFOLÍPIDOS
ESFINGOLÍPIDOS
COMPLEJOS
Alcohol + Ac Grasos +
GLICOLÍPIDOS
CEREBRÓSIDOS
GANGLIÓSIDOS
SUSTANCIAS
ASOCIADAS
ESTEROLES
COLESTEROL
VITAMINA D
ESTRÓGENOS
Ác. BILIARES
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ÁCIDOS GRASOS
Son los lípidos anfipáticos más simples. Están formados por un grupo carboxilo y una
cadena hidrofóbica larga que, por lo general, contiene un número par de átomos de
carbono. Están presentes en las células en forma libre en muy pequeña proporción.
Algunos ácidos grasos presentan enlaces etilénicos como los ácidos grasos insaturados;
otros, en cambio, presentan solamente enlaces simples denominados ácidos grasos
saturados.
En la Tabla se mencionan algunos ácidos grasos más abundantes en los seres vivos y su
nomenclatura sistemática.
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GLICÉRIDOS
Son lípidos simples formados por glicerol o glicerina, es un polialcohol que puede
sufrir uno, dos, o tres esterificaciones con ácidos grasos, con pérdida de una molécula
de agua y en cuyo caso se denominan: monoglicérido, diglicérido o triglicérido
respectivamente.
Los glicéridos también se denominan grasas neutras, ya que no tienen grupos cargados.
En los vegetales son habitualmente líquidas a temperatura ambiente y reciben el nombre
de aceites, también se encuentran en depósitos adiposos de los animales y sirven como
reserva alimentaria, así como de aislamiento térmico.
ÁCIDO GRASO
GLICEROL
ÁCIDO GRASO
TRIGLICÉRIDOS
ÁCIDO GRASO
FOSFOLÍPIDOS
Es un grupo importante de lípidos que contienen fósforo en su composición.
Se suelen dividir en dos grupos de acuerdo al alcohol que poseen:
1) glicerofosfolípidos, que son los contienen glicerol y que se encuentran en mayor
cantidad en los diferentes tejidos
2) esfingofosfolípidos, que tienen esfingol o esfingosina
Los fosfolípidos se encuentran en todas las células por lo general asociados a proteínas
y formando parte de la membrana plasmática. Son moléculas complejas formadas por
una molécula de glicerol, 2 ácidos grasos (saturados o insaturados) y un fosfato.
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Los dos extremos de la molécula son diferentes física y químicamente.
La parte que corresponde a las moléculas de ácido graso son no polares, hidrofóbicas,
en tanto que la porción formada por el fosfato y la base orgánica está ionizada, es
soluble en agua, es polar e hidrofílica. Las moléculas de este tipo, que presentan dos
partes: hidrofílica e hidrofóbica se llaman anfipáticas.
Estas moléculas cuando se ponen en contacto con el agua, se ordenan constituyendo
una fina película, con las cabezas hidrofílicas en contacto con el agua y las colas
hidrofóbicas, fuera de ellas
COLESTEROL Y OTROS ESTEROIDES
El colesteroles una sustancia anfipática que está presente en las membranas biológicas,
en la sangre y en sitios de almacenamiento tisular.
El colesterol es uno de los principales componentes de los cálculos biliares y de las
placas ateromatosas que se forman en las paredes de las arterias y que restringen el flujo
sanguíneo en el desorden circulatorio conocido con el nombre de ateroesclerosis.
El colesterol y las sustancias que derivan de él son denominados esteroides.
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Lo más característico en todas ellas es la estructura de 4 anillos que se denomina
ciclopentanoperhidrofenantreno que posee anillos que se designan con las letras A, B, C
y D y cuyos carbonos se enumeran de una manera muy particular.
A partir del colesterol se sintetizan en el organismo humano moléculas de mucha
importancia biológicas tales como la vitamina D, los ácidos biliares, las hormonas
sexuales y los corticoesteroides.
La vitamina D se sintetiza en la piel por la acción de los rayos ultravioletas del sol sobre
7- dehidrocolesterol, compuesto que sufre ruptura del anillo B adquiriendo una
estructura que caracteriza a los secoesteroides.
Las hormonas sexuales son sustancias esteroideas producidas por las gónadas
(estrógenos y progesterona en ovario y testosterona en testículo) y los corticoesteroides
son producidos en la corteza de las glándulas suprarrenales.
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ÁCIDOS NUCLEICOS
Los ácidos nucleicos están constituidos por carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y
fósforo. Son macromoléculas cuyos monómeros son los nucleótidos, igual que los
aminoácidos lo son de las proteínas.
Los nucleótidos son moléculas complejas formadas por una base nitrogenada, un
azúcar con cinco carbonos y el ácido fosfórico .
Las bases nitrogenadas pueden ser púricas (adenina y guanina) y pirimidínicas
(citosina, timina y uracilo).
Los azúcares de cinco carbonos son la ribosa y la desoxirribosa.
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Ácido fosfórico
Los nucleótidos pueden tener 1,2 o 3 grupos fosfatos unidos entre sí por lo que suelen
ser designado como nucleósidos fosfatos. Si poseen

1 grupo fosfato: nucleósidosmonofosfatos

2 grupos fosfatos: nucleósidosdifosfatos

3 grupos fosfatos: nucleósidostrifosfatos
El ATP es el nucleótido más abundante, es el principal transportador de energía de las
células, es mediador en reacciones de transferencia de grupo fosfato las que se
acompañan con grandes cambios de energía. La hidrolisis del enlace entre el segundo y
el tercer fosfato, produce adenosina difosfato (ADP). Cuando se liberan los 2 últimos
fosfatos, el ATP se transforma en adenosina monofosfato (AMP).
El adenosintrifosfato (ATP) se conoce como la «moneda energética» de la célula, ya
que los enlaces entre los fosfatos son muy ricos en energía. Cuando se rompen estos
enlaces se desprende gran cantidad de energía. De la misma manera, si en un proceso
metabólico (por ejemplo, en la glucólisis) se desprende energía, ésta es captada en
forma de ATP para su posterior utilización.
ATP
ADP + P + ENERGIA
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Polinucleótidos
Un polinucleótido es un polímero de nucleótidos unidos mediante enlaces fosfodiéster,
que se establecen entre el –OH del carbono 5’ de la pentosa de un nucleótido y el –OH
del carbono 3’ de la pentosa del nucleótido siguiente. La secuencia de nucleótidos en la
cadena le confiere propiedades y funciones particulares al polinucleótido, como la
secuencia de aminoácidos determina la naturaleza de una proteína.
El primer nucleótido de una cadena polinucleotídica tiene su fosfato libre, mientras que
el último presenta libre el hidroxilo del C-3`de su pentosa; así, a los extremos inicial y
final de la cadena se los denomina respectivamente extremo 5`y 3`.
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ACTIVIDADES INTEGRADORAS
1- Clasificar los siguientes sistemas materiales con la letra correspondiente
Salmuera con cristales de sal
(……)
Agua con trozos de hielo
(……)
Agua con nafta en reposo
(……)
Agua
(……)
Un litro de salmuera líquida
(……)
Granito
(……)
A: sistema homogéneo
B: sistema heterogéneo
2- Proporcione ejemplos de un sistema material constituido por:
a- Dos fases y dos componentes
b- Tres fases y tres componentes
c- Cuatro fases y tres componentes
d- Cuatro fases y cuatro componentes
3- Indicar cuál de las afirmaciones es correcta:
a- Las propiedades intensivas permiten conocer si un sistema heterogéneo es sustancia
pura o solución.
b- En todas las soluciones necesitamos 2 o más componentes en diferente estado
c- Una mezcla coloidal es ópticamente heterogénea.
d- Si una solución es una mezcla, todas las mezclas son soluciones
e- Cuando formamos una solución, los componentes pierden sus propiedades para
adquirir nuevas propiedades
4- El Yodo (I2) es:
a- Un elemento
b- Un compuesto
c- Una mezcla homogénea
d- Una mezcla heterogénea
e- Una solución
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5- El único sistema material formado por cuatro componentes y tres fases es
a- Agua líquida, 2 cubos de hielo, azufre disuelto en sulfuro de carbono y sal
b- Agua líquida, limaduras de hierro, 3 cubos de hielo y sal
c- Agua líquida, limaduras de hierro, 3 cubos de hielo y sulfuro de carbono
d- Agua líquida y 3 cubos de hielo
e- Agua líquida, 1 cubo de hielo y sal
6- Se estudio un trozo de metal desconocido y se informaron las siguientes propiedades
Masa:80 gr; Volumen:10,26 ml; Densidad: 7,8 g/cm3 ; Punto de Fusión: 1426 ºC; se
oxida con facilidad; es insoluble en agua.
Es correcto decir que:
a- Todas las propiedades informadas son intensivas
b- Todas las propiedades informadas son extensivas
c- Sólo una de las propiedades informadas es intensiva
d- Existen dos propiedades intensivas y cuatro propiedades extensivas
e- Ninguna de las opciones anteriores es correcta
7- ¿Con cuál de los siguientes fenómenos asociarías la palabra fusión?
a-
El paso de líquido a vapor
b- El paso de una fase extremadamente ordenada a otra de fluidez intermedia
c-
A un fenómeno químico que ocurre a presión constante
d- A una reacción estequiométrica
e-
Ninguna es correcta
8- En relación a un sistema material que presenta a simple vista una sola fase, es
correcto decir que:
a- Puede corresponder a una dispersión coloidal
b- Debe ser constituido por una sola sustancia
c- Puede presentar dos o más fases visto al microscópio
d- Puede contener más de un elemento químico
e- a,c y d son correctas
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9- Indica Verdadero o Falso
____ Los sistemas homogéneos pueden estar formados por uno o varios componentes.
____ Los sistemas homogéneos se fraccionan en sustancias puras por métodos químicos
____ En una sustancia pura compuesta, los elementos constituyentes no mantienen sus
propiedades y se encuentran siempre en la misma proporción
____ Los compuestos pueden descomponerse en sustancias puras simples por métodos
químicos
____ Los sistemas heterogéneos y las soluciones son de composición variable.
____ Las sustancias puras son de composición variable.
10- Señalar la opción incorrecta
a- El punto de ebullición de un líquido depende de las fuerzas de atracción
b- En un fenómeno químico hay cambio de las propiedades de las sustancias que
forman el sistema
c- En un sistema heterogéneo puede haber un solo tipo de moléculas
d- Todos los sistemas materiales tienen interfases
e- Fase es cada uno de los sistemas homogéneos que forman un sistema heterogéneo.
11- Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo
número de…
12- Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número
atómico?
a-
12
b- 13
c- 24
13-
Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:
a-
El número de protones
b-
El número atómico
c-
El número de neutrones
d-
El número de electrones
125
d- 25
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14- Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su
representación adecuada?
a-
b-
c-
d-
15- Señala las afirmaciones correctas:
1.
El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y
electrones
2.
Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de
neutrones
3.
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico
4.
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico
5.
Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones
16- ¿Cuántos electrones desapareados tiene un átomo de nitrógeno?
7
N
a- 3
b- 1
c- 7
d- 23
e- Faltan datos
17- Dadas las siguientes configuraciones. ¿Cuál de ellas no cumple con la regla de
Hund?
a-
1s2, 2s2, 2p1x, 2pz1
b- 1s2
c-
1s2, 2s2, 2p2x
d- 1s2, 2s2, 2p1x, 2py1
e-
1s2, 2s2, 2p1x, 2py1, 2pz1
18- Indique cuantos protones, neutrones y electrones tienen los siguientes elementos.
13
Al28 -
16
S32 -
35
Br
126
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19- Formula los siguientes compuestos ternarios:
a- Hidróxido de plomo (II)
b- Sulfato de plata
c- Hidróxido de níquel (III)
d- Clorato de cinc
e- Ácido silícico
f- Ácido cloroso
g- Nitrito de hierro (II)
20- Nombra los siguientes compuestos ternarios:
a- Pt (OH)4
b- ZnSO4
c- H2SO3
d- CuSO3
e- HNO2
f- AgNO3
21- Formula los siguientes compuestos binarios:
a- Óxido de litio
b- Bromuro de sodio
c- Óxido de potasio
d- Sulfuro de hidrógeno
e- Óxido de bario
f- Fluoruro de níquel (II)
g- Óxido de cobre (II)
h- Cloruro de plomo (IV)
i- Óxido de estaño (IV)
22- Nombra los siguientes compuestos binarios:
a- N2O5
b- FeO
c- PtO2
d- Ni2O3
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e- Cu2O
23- En la unión carbono-carbono, por una doble covalencia la hibridación es del tipo.
a) sp
b) s2p
c) sp3
d) sp2
24- Son elementos que intervienen frecuentemente en compuestos orgánicos.
a) N, O, Na, Ca
b) Cl, Br, H, N
c) Ar, C, N, Kr
d) O, N, C, H
25- Por la combinación de tres orbitales puros p con un orbital puro s; resultan.
a) 3 orbitales híbridos sp2
b) 4 orbitales híbridos sp3
c) 4 orbitales híbridos sp2
d) 3 orbitales híbridos sp
26- Es la fórmula general de los alcanos.
a) CnH2n -2
b) Cn(H2O)n
c) CnH2n
d) Cn H2n+ 2
27- El grupo funcional cetona es:
a) – CONH2
b) H– C =O
c) C - OH
28- Las cadenas se denominan saturadas porque.
a) Poseen enlaces múltiples
b) Son lineales
c) Todos sus enlaces son simples
d) Son cadenas cerradas
128
d)
C=O
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29- Los enlaces que unen a los aminoácidos se denominan.
a) Peptídicos
b) Glucosídico
c) Puente de hidrógeno
d) iónico
30- El polímero formado por dos o más monómeros diferentes se llama.
a) Macromolécula
b) Isómero
c) Copolímero
d) Plástico
31- Nombre que recibe la isomería generada por la capacidad de las moléculas para
desviar la luz polarizada hacia la izquierda o la derecha.
a) Estructural
b) De grupo funcional
c) Óptica
d) Cis-trans
32- Son los monómero de los ácidos nucleicos.
a) Aminoácidos
b) sacáridos
c) péptidos
d) nucleótidos
C) Quitina
d) Sacarosa
33- Polímero de la glucosa alfa.
a) Almidón
b) Celulosa
34- Relaciona el grupo funcional de la columna de la derecha con su nombre de la
columna de la izquierda y coloca en el paréntesis la letra correcta.
( ) Alcohol
A)
R – COOH
( ) Acido
B)
R – CO – R
( ) Amina
C)
R – CH = O
( ) Eter
D)
R - COO – R
( ) Ester
E)
R–X
( ) Derivado halogenado
F)
R – NH2
( ) Alqueno
G)
R–O–R
( ) Cetona
H)
–C=C–
( ) Aldehído
I)
R – OH
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35- Escribe el nombre de cada una de las siguientes estructuras
a) CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
b) CH3 – CH2 – COOH
c) CH3 – CH2 - CH – CH3
|
OH
d) CH3 – CH2 – C– CH2 – CH3
||
O
e) CH3 – CH2 – CH2 – N – CH3
CH3
f) CH3 – O – CH2 - CH2 – CH3
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GLOSARIO
Afinidad electrónica (AE):
Definición 1: es la energía necesaria (aplicada al sistema) para quitar un electrón a
cada ion de un mol de iones al estado gaseoso, y formar un mol de átomos de un
determinado elemento.
Definición 2: es la energía liberada cuando cada uno de los átomos de un mol de
átomos de un determinado elemento al estado gaseoso, toma un electrón para
transformarse en un mol de iones negativos.
Anión: especie química con carga eléctrica negativa.
Atomicidad: número total de átomos que constituyen la fórmula química molecular de
una sustancia.
Átomo: menor porción de materia eléctricamente neutra, que reacciona químicamente
y es unidad constitutiva de los elementos químicos y de las sustancias elementales.
Ejemplos: átomos de gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe), átomos de elementos metálicos
(Ag. Au, Cu, Pt, etc.), átomos de elementos no metálicos (S, P, Cl, O, H, etc.).
Autooxidoreducción: proceso por el cual la transferencia de electrones ocurre entre
átomos de una misma especie química.
Balance material de una reacción química: proceso que permite cumplir con la ley de
la conservación de la masa y de los elementos. Se logra cuando la cantidad de cada
clase de átomos que participan en una reacción química es la misma en reactivos y en
productos.
Cálculos estequiométricos: cálculos matemáticos que permiten determinar las
cantidades estequiométricas de reactivos y productos que participan en una reacción
química, respetando las leyes estequiométricas.
Catión: especie química con carga eléctrica positiva.
Coeficientes estequiométricos: números enteros que indican el número de moléculas o
bien el número de moles de cada una de las sustancias que participan en la reacción
química.
Componente: cada una de las sustancias puras que forman un sistema material.
Compresible: que el volumen disminuye por aumento de presión.
Compuesto binario: sustancia formada por dos clases de elementos. Ejemplos: NaCl,
H2O, CO2, SeH2
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Compuesto covalente: compuesto formado por átomos que están unidos por enlaces
covalentes y se representa mediante la fórmula química molecular.
Ejemplos: SO2, H2O, HCl(g), N2O5
Compuesto cuaternario: compuesto formado por cuatro clases de elementos.
Ejemplos: NH4SO4, NaKSO4, etc..
Compuesto inorgánico: compuesto que no tiene elemento carbono en su fórmula
química. Con algunas excepciones: monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono
(CO2), disulfuro de carbono (CS2), cianuros (CN-), carbonatos (CO3)2-, bicarbonatos
(CO3H-), etc. que son considerados compuestos inorgánicos.
Compuesto iónico: compuesto con uno o más enlaces iónicos que se representa
Por la fórmula mínima o empírica. Ejemplos: NaCl, KI, CuSO4, etc.
Compuesto orgánico: compuesto que tiene elemento carbono en su fórmula química.
Excepto monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro
de carbono (CS2), cianuros (CN)-, carbonatos (CO3)2-, bicarbonatos (CO3H)-, que son
considerados compuestos inorgánicos. Ejemplos: C H4, C6H6, CH2OH, etc.
Compuesto ternario: compuesto formado por tres clases de elementos.Ejemplos: KNO3,
Na2SO3, HClO4, NaOH, etc.
Concentración de una solución: cantidad de soluto contenido en una solución respecto
de una determinada cantidad de solución.
Condiciones normales de presión y de temperatura (CNPT): la condición normal de
presión es de 1 atmósfera o 760 mm de Hg y la condición normal de temperatura es de
273 K ó 0°C. Estas condiciones deben ser tenidas en cuenta para sistemas materiales
que tienen una o más sustancias al estado gaseoso.
Configuración electrónica: distribución de electrones en orbitales de la nube
electrónica de un átomo o de una molécula, respetando niveles de energías y leyes
físicas eléctricas y magnéticas.
Configuración electrónica externa: parte de la configuración electrónica de un átomo
correspondiente a los electrones involucrados en las uniones químicas y responsable de
las propiedades químicas de los elementos.
Densidad: conceptualmente es la masa de una sustancia (m) dividida por su
correspondiente volumen (V): δ =m/V. Por definición es la masa de una sustancia por
unidad de volumen (masa de 1 cm3 de sustancia).
Disolvente: componente de una solución que se encuentra en mayor proporción.
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El agua es considerada disolvente universal aún cuando se encuentre en menor
proporción.
Dispersión: acción de difusión de una sustancia en el seno de otra u otras.
Dispersión coloidal: sistema heterogéneo en el que la fase dispersa (coloide)
permanece indefinidamente como tal. En este sentido se aproxima a las propiedades de
una solución, pero la dispersión no es homogénea. Por esta razón las propiedades
intensivas varían de un punto a otro del sistema. Las partículas de la fase dispersa sólo
son observables al ultramicroscopio.
Dispersión fina: sistema heterogéneo en el que las fases pueden ser integradas y que
requiere de cierto tiempo para que las mismas se separen. Las partículas de la fase
dispersa son visibles al microscopio. Ejemplo: niebla.
Dispersión gruesa: sistema heterogéneo en el que las fases pueden ser integradas
mientras se ejercen acciones en este sentido; pero que se separan inmediatamente
cuando el sistema se deja en reposo, siendo visibles a simple vista. Ejemplo: talco y
agua.
Ebullición: fenómeno por el cual un líquido puro pasa a fase vapor desde toda la masa
del mismo, a temperatura constante.
Ecuación química: Es la representación de una reacción química, en la que se indica
la clase y cantidad de cada una de las sustancias que participan en ella (mediante
fórmulas químicas y coeficientes estequiométricos) y el sentido de la reacción
(mediante una o dos flechas que separan los reactivos de los productos).
Electrón: partícula constitutiva del átomo que tiene masa aproximadamente 1840 veces
menor que la masa del protón (su aporte a la masa del átomo es prácticamente
despreciable) y una unidad de carga eléctrica negativa. Se simboliza: -1e0.
Electrones de valencia: electrones externos de un átomo que participan de las uniones
con otro/s átomos y por lo tanto responsables de las propiedades químicas del mismo.
Electronegatividad (E): es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los
electrones involucrados en sus enlaces químicos con otros átomos cuando forma una
molécula. Es una propiedad relativa, ya que solo puede medirse con respecto a otro
elemento.
Elemento químico: material formado por especies químicas que tienen el mismo
número atómico (átomo o ion). Ejemplo: se denomina elemento hidrógeno
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(H), al material formado por 3 átomos o isótopos: protio, deuterio y tritio y por el ion
H1+ (protón).
Emulsión: dispersión fina en la cual la fase dispersante es un líquido y la fase dispersa
también es un líquido. Ejemplo: agua y aceite batido.
Energía: capacidad de producir trabajo
Energía mecánica: es la suma de la energía potencial y de la energía cinética
Energía cinética: energía de movimiento de un sistema material.
Energía potencial: energía de interacción entre dos o más objetos materiales que se
manifiesta por las fuerzas de atracción o de repulsión entre ellos. Estas interacciones
pueden ser de distintos tipos: gravitatoria, eléctrica, magnética etc.
Energía reticular: energía requerida para liberar los iones de un mol de un compuesto
iónico sólido llevándolo al estado gaseoso
Estado gaseoso: estado de agregación de la materia que se caracteriza porque las
fuerzas de repulsión entre las partículas son mucho mayores que las fuerzas de
cohesión. No presentan forma ni volumen propios, adquieren la forma y el volumen del
recipiente que los contiene. Las partículas tienen máxima libertad de movimientos:
vibración, rotación y translación. Poseen gran capacidad para fluir y son muy
compresibles. En el estado gaseoso se incluyen los gases y los vapores.
Estado líquido: estado de agregación de la materia que se caracteriza por tener
volumen propio, pero adquiere la forma del recipiente que lo contiene. Las partículas
presentan los tres movimientos: vibración, rotación y translación, atenuados. Existe un
equilibrio entre las fuerzas de cohesión y las fuerzas de repulsión, con cierto
predominio de las fuerzas de cohesión. Pueden fluir. Son muy poco compresibles,
cuando se los somete a elevadas presiones externas pueden reducir hasta un 3% de su
volumen inicial.
Estado sólido: estado de agregación de la materia que se caracteriza por tener forma y
volumen propios. Las partículas ocupan posiciones fijas y solamente pueden vibrar. Las
fuerzas de cohesión entre las partículas son mucho mayores que las fuerzas de
repulsión, haciendo que se mantengan muy próximas entre sí. Los sólidos son
incompresibles.
Estequiometría: es el estudio de las cantidades de reactivos y de productos que
participan en una reacción química.
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Evaporación: proceso por el cual las moléculas de la superficie libre de un líquido
pasan a la fase vapor o gas, a cualquier temperatura y a una determinada presión.
Fase: cada una de las partes homogéneas de un sistema heterogéneo que está en
contacto con otra parte del sistema a través de límites bien definidos.
Fase dispersa: fase cuyas partículas difunden en el seno de la fase dispersante.
Fase dispersante: fase en la cual difunden las partículas de la fase dispersa
Fenómeno: cualquier cambio o transformación que sufre la materia.
Fenómeno físico: es cualquier cambio natural o provocado que sufre un sistema
material, asociado a una propiedad física de la materia (que no produce variación en
la composición del sistema material).
Fenómeno químico: es cualquier cambio natural o provocado que sufre un sistema
material, asociado a una propiedad química de la materia en el que si ocurre un
cambio de la composición (al menos una sustancia del sistema material se debe
transformar total o parcialmente en otra clase de sustancia).
Física: ciencia natural que estudia la composición y la estructura fundamental de la
materia, las energías interactuantes y sus efectos.
Física clásica: física que estudia el comportamiento de sistemas materiales
macroscópicos, que se caracterizan por cambios energéticos continuos.
Física mecanocuántica: física que estudia el comportamiento de sistemas materiales
microscópicos (moléculas, átomos, iones, etc.), que se caracterizan por cambios
energéticos cuantizados (la energía no varía en forma continua, sino por saltos a
niveles permitidos).
Fluir: propiedad que presentan las partículas de líquidos y gases de desplazarse con
cierto grado de libertad en el espacio libre disponible. Los líquidos fluyen por
desplazamiento de capas moleculares. Las moléculas de los gases fluyen
desordenadamente.
Fórmula mínima o empírica: fórmula química que se usa para representar los
compuestos iónicos, que corresponde a la menor relación iónica de la “celda unidad”
que permite la electroneutralidad (por convención no se indican las cargas de los iones
que la constituyen). Ejemplos: NaCl, KBr, CuSO4
Fórmula molecular: fórmula química que se usa para representar la composición de
sustancias moleculares (todos los átomos están unidos mediante enlaces covalentes) y
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que expresa al número real de átomos que forman la molécula. Ejemplos: SO2, H2O,
HCl)g), N2O5
Fórmula química: fórmula que se usa para expresar la clase y número de elementos
que constituyen una sustancia química. Existen dos tipos de fórmulas químicas: las
fórmulas moleculares y las fórmulas empíricas o mínimas.
Fusión: cambio de estado de agregación sólido a estado líquido.
Gas: sustancia que se encuentra al estado gaseoso por encima de su temperatura
crítica. Ejemplo: nitrógeno (N2).
Grupo: conjunto de elementos químicos pertenecientes a una columna de la tabla
periódica que presentan propiedades químicas semejantes, porque tienen el mismo
número de electrones externos.
Hidrácido: hidruro no metálico disuelto en agua. Ejemplo: HCl(ac), H2S(ac), etc.
Hidróxido o base: compuesto ternario constituido por elemento metálico, oxígeno e
hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno se encuentran unidos formando una especie
iónica con una carga eléctrica negativa, llamada ion oxhidrilo o hidroxilo: (OH)-1.
Ejemplos: KOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, etc.
Hidruro metálico: compuesto inorgánico binario constituido por hidrógeno y elemento
metálico y que se encuentra al estado gaseoso. Ejemplos: NaH, PbH2, AsH3
Hidruro no metálico: compuesto inorgánico binario constituido por hidrógeno y
elemento no metálico y que se encuentra al estado gaseoso. Ejemplos: HCl(g), H2S(g),
Humo: dispersión fina en la que la fase dispersante es un gas y la fase dispersa es un
sólido. Ejemplo: humos de combustión de materia orgánica.
Incompresible: que no cambia el volumen por variación de la presión.
Inercia: propiedad de la materia de permanecer en el estado en que se encuentra
mientras no actúe una fuerza externa que cambie esa condición.
Interfase: límite bien definido que separa dos fases de un sistema material heterogéneo.
Ion: especie cargada eléctricamente que proviene de un átomo, o de un conjunto de
átomos, o de una molécula, que ha ganado o perdido electrones. Ejemplos:
Na1+, H1+, Ca2+, Al3+, Cl1-, (NO3)1-, (SO4)2-, etc.
Ion monoatómico: ion formado por un solo átomo. Ejemplos: Na1+, H1+, Ca2+, Al3+,
Cl1Ion poliatómico: ion formado por dos o más átomos diferentes. Ejemplos: NO31-,
(SO4)2136
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Isótopos: átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico Z (el mismo
número de protones) y diferentes números másicos (distintas masas atómicas).
Ejemplo: los isótopos del elemento hidrógeno (H), son: protio 1H1 (que tiene un protón
y una unidad de masa atómica), deuterio 1H2 (que tiene un protón y dos unidades de
masa atómica) y el tritio 1H3 (que tiene un protón ytres unidades de masa atómica).
IUPAC (International Unión of Pure and Applied Chemical – Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada): Institución internacional creada con la finalidad de dirimir
y acordar cuestiones relacionadas con la química y proponer reglas, que una vez
aceptadas adquieren validez universal.
Ley de conservación de la masa (Lavoisier): “la masa total de un sistema material
cerrado permanece constante, cualquiera sea la transformación a que sea sometido el
mismo”.
Ley de la conservación de la materia y la energía (Lavoisier-Mayer): “la cantidad
total de materia y energía del universo no aumenta ni disminuye; no obstante pueden
transformarse entre sí”.
Ley de las proporciones definidas (Proust): “La relación de masas de dos elementos
químicos que forman un determinado compuesto es siempre constante”.
Ley de las proporciones múltiples (Dalton): “cuando dos elementos determinados se
unen químicamente para formar distintos compuestos binarios, mientras la masa de
uno de ellos se mantiene constante, la masa del otro varía en una relación numérica
sencilla”.
Ley de las proporciones recíprocas (Richter): “las masas de dos elementos diferentes
que reaccionan completamente con una masa fija de un tercer elemento, son las mismas
con que reaccionarán completamente entre sí, siendo esta relación de masas
constante”.
Ley periódica: “las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos dependen
de la estructura del átomo y varían sistemáticamente con el número atómico (Z) de los
elementos”.
Licuación: cambio de estado de agregación gaseoso a estado líquido.
Masa: cantidad de materia contenida en un determinado objeto material (que se puede
expresar en función del número de partículas que constituyen dicho objeto material y
que en la práctica se determina mediante una balanza).
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Masa molar molecular o peso molecular gramo: es la masa o peso molecular relativo
de la molécula, al que se le asigna la unidad gramos. Se expresa en unidades g/mol.
Masa molar atómica o peso atómico gramo o átomo-gramo del elemento: es el peso
atómico relativo del elemento (dato de la tabla periódica) al que se le asigna la unidad
gramo (g). Se expresa en unidades g/mol.
Masa o peso atómico real: masa real de cada átomo expresada en gramos (del orden
de 10-23 gramos). Se expresa en unidades de masa (gramo:g).
Masa o peso atómico relativo: expresa cuántas veces es mayor la masa real de un
átomo respecto de una unidad tomada como referencia: la UMA.
Masa o peso atómico relativo del elemento: promedio de las masas atómicas relativas
de los isótopos naturales de un elemento considerando su abundancia relativa.
Adimensional. Dato registrado en la tabla periódica.
Masa o peso molecular real: masa real de una molécula expresada en gramos. Del
orden de 10-23 gramos en adelante.
Masa o peso molecular relativo: número adimensional que expresa cuántas veces es
mayor la masa de una molécula respecto de la UMA.
Materia: todo lo que posee masa, inercia y ocupa un lugar en el espacio.
Mol: es la cantidad de materia o la masa expresada en gramos, que contiene el Número
de Avogrado (6,023x1023) de partículas.
Mol de átomos o peso atómico gramo: es la masa expresada en gramos, de
6,022 x 1023 átomos de un elemento. Esta masa corresponde al peso atómico gramo de
dicho elemento.
Mol de moléculas peso molecular gramo: es la masa expresada en gramos, de 6,022 x
1023 moléculas de una sustancia. Esta masa corresponde al peso molecular gramo de
dicha sustancia.
Molécula: porción más pequeña de una sustancia eléctricamente neutra.
Neutrón: partícula subatómica que tiene una UMA y es eléctricamente neutra.
Niebla: dispersión fina en la que la fase dispersante es un gas y la fase dispersa es un
líquido. Ejemplos: nubes (pequeñas partículas de agua dispersas en el aire),
nebulizadores
Nube electrónica: espacio entre el núcleo y la superficie externa de un átomo en el que
se distribuyen los electrones respetando un orden de energía.
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Núcleo atómico: parte de un átomo de forma esférica y ubicada en el centro del mismo,
que tiene un diámetro aproximadamente 10.000 veces más pequeño que el diámetro del
átomo y donde se encuentran los protones, los neutrones y otras partículas
subatómicas. Contiene prácticamente toda la masa del átomo.
Número atómico (Z): número entero que indica la cantidad de protones contenidos en
el núcleo de un átomo. Este número es único para cada elemento y se usa para
identificarlo.
Número de Avogadro: se refiere a 6,023x1023 partículas (átomos, moléculas, iones,
partículas subatómicas). El número de Avogadro de cualquier partícula corresponde a
1 mol de la misma.
Número de neutrones (N): cantidad de neutrones que tiene un átomo en su núcleo.
Número másico (A): número de UMA que tiene un isótopo y que corresponde a la
suma del número de protones y del número de neutrones del mismo.
Número de oxidación: es un número arábigo generalmente entero, al que se le
antepone un signo (+) o un signo (-). El número arábigo indica el número de electrones
que aporta un determinado átomo en sus uniones con otro u otros átomos, en las
moléculas. El signo positivo (+) se antepone al número arábigo cuando el átomo
considerado tiende a ceder los electrones del enlace. El signo negativo (-) se antepone
al número arábigo cuando el átomo considerado tiende a atraer los electrones del
enlace
Orbital atómico: región del espacio que rodea al núcleo donde es probable encontrar
el electrón.
Orbitales atómicos degenerados: orbitales atómicos que tienen la misma energía.
Oxácido: compuesto inorgánico ternario constituido por hidrógeno, elemento no
metálico y oxígeno. Ejemplos: HNO3, H2SO4, H2CO3.
Oxiácido: ver oxácido.
Oxidación: proceso por el cual una especie química (molécula o ion) cede uno o más
electrones a otra especie química; hecho que se manifiesta por un aumento en el
número de oxidación de un determinado átomo de la misma.
Oxidante: especie química que ejerce la acción de oxidar a otra especie química
quitándole electrones, lo que provoca su propia reducción (la especie oxidante siempre
se reduce).
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Óxido: compuesto inorgánico binario constituido por oxígeno y otro elemento
(metálico o no metálico). Ejemplos: K2O, CaO, CO2, N2O3.
Óxido ácido: compuesto inorgánico binario constituido por oxígeno y elemento no
metálico. Ejemplos: CO2, N2O5 , SO2, I2O.
Óxido básico: compuesto inorgánico binario constituido por oxígeno y elemento
metálico. Ejemplos: CaO, Na2O, FeO, Fe203
Oxosal ácida: compuesto inorgánico ternario formado por elemento metálico,
hidrógeno (ácido o protónico), elemento no metálico y oxígeno. Ejemplos: NaHSO4,
KHCO3, Ca(HSO3)2
Oxosal de amonio: compuesto inorgánico cuaternario que se caracteriza porque
contiene hidrógeno y nitrógeno (como ion NH41+), oxígeno y elemento no metálico.
Ejemplos: (NH4)2SO4, (NH4)2CO3
Oxosal neutra: compuesto inorgánico constituido por elemento metálico, oxígeno y
elemento que actúa con carácter no metálico (elementos no metálicos y algunos
elementos metálicos cuando actúan con sus mayores números de oxidación: Cr(+6),
Mn(+6) y Mn(+7), etc.). Ejemplos: CaCO3, NaNO3, Na2SO3, K2MnO4, KMnO4,
Na2CrO4,
Partícula: porción muy pequeña de materia. Ejemplos: átomo, ion, molécula,
partículas subatómicas
Partícula elemental: partícula que no puede dividirse en porciones más pequeñas.
Ejemplos: electrón, protón, neutrón, partícula alfa, partícula beta
Periodo: cada una de las siete filas horizontales de elementos químicos que constituyen
la tabla periódica. Los elementos químicos pertenecientes a un periodo están
ordenados de izquierda a derecha con número atómico creciente en una unidad; tienen
diferentes configuraciones electrónicas de valencia y por lo tanto varían en sus
propiedades químicas.
Peróxido o superóxido: compuesto inorgánico binario formado por elemento oxígeno
(que siempre actúa con número de oxidación -1) y por elemento no metálico. La
denominación de peróxido o superóxido se debe a que estas sustancias presentan
mayor cantidad de oxígeno que los óxidos correspondientes. Ejemplos: Na2O2 , K2O2 ,
H2O2
Peso: fuerza con que un objeto es atraído por la gravedad de un planeta.
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Plasma: cuarto estado de agregación constituido por un conjunto de iones positivos y
negativos en cantidades aproximadamente iguales, en fase gaseosa.
Polvo: fase sólida finamente dividida
Potencial de oxidación (I): diferencia de potencial eléctrico (expresada en voltios)
necesaria para oxidar un elemento. Cuanto más fácilmente se oxida un elemento,
menor será su potencial de oxidación.
Principio de exclusión de Pauli: establece que cada orbital atómico solo puede ser
ocupado por dos electrones, a condición de que giren sobre su propio eje en sentidos
contrarios (que tengan distintos “spines”).
Propiedad de la materia: cualquier descripción que caracteriza un sistema material.
Propiedad extensiva: propiedad que varia con la cantidad de materia considerada.
Ejemplos: peso, volumen, presión, etc. Las propiedades extensivas son propiedades
generales de la materia que no sirven para caracterizar un sistema material en
particular.
Propiedad física: propiedad que se pone de manifiesto como respuesta a estímulos, que
no provocan cambios en la composición de un sistema material.
Ejemplos: la masa, el peso, la densidad, el volumen, los cambios de estados de
agregación, la temperatura de fusión, la temperatura de ebullición, el color, el sabor, el
olor, la textura, la resistencia a distintos esfuerzos mecánicos.
Propiedad intensiva: propiedad que no depende de la cantidad de materia y permite
caracterizar un sistema material. Ejemplos: punto de fusión, punto de ebullición,
densidad.
Propiedad química: propiedad que se pone de manifiesto como respuesta a estímulos,
que si producen cambios en la composición de un sistema material.
Todo cambio en la composición de un sistema material implica una reacción química
(transformación parcial o total de la composición de un sistema material, dando origen
a una o más sustancias diferentes a las iniciales)
Protón: partícula subatómica que tiene una unidad de masa atómica (UMA) y una
unidad de carga eléctrica positiva. Se simboliza: +1p1.
Punto de ebullición: temperatura constante a la cual un líquido pasa desde la fase
líquida a la fase vapor desde toda la masa del líquido.
Punto de fusión: temperatura constante a la cual un sólido pasa desde la fase sólida a
la fase líquida.
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Pureza: cantidad de un determinado componente en una mezcla, generalmente
expresada en porcentaje.
Química: ciencia que estudia la composición y la estructura de la materia; así como
las interacciones entre las sustancias y las transformaciones provocadas sobre ellas
cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus formas.
Radiación nuclear: fenómeno de emisión de radiación que proviene del núcleo de un
“isótopo radiactivo” y que se transforma en un isótopo de otro elemento.
Este fenómeno no es considerado ni físico ni químico porque si bien existe
transformación en la clase de materia, no se conservan los elementos originales
(desaparece al menos una parte del elemento radiactivo para dar origen otro elemento
químico que no existía en el sistema material inicial).
Reacción química: proceso en el que, por una redistribución de átomos de un sistema
material inicial formado por una o más sustancias (llamadas reactivos), se obtiene una
o más sustancias con propiedades químicas y físicas diferentes (llamadas productos).
Reacción química de combinación: reacción química en la que a partir de dos o más
reactivos se obtiene un solo producto. Ejemplo: S + Fe --------------FeS
Reacción química de descomposición: reacción química en la que a partir de un solo
reactivo se obtienen dos o más productos. En general estas reacciones requieren de la
aplicación de alguna forma de energía sobre el reactivo para que transcurran.
Ejemplo: CaCO3 + calor --------------CaO + CO2
Reacción química de desplazamiento: un elemento metálico (desplazante) reacciona
con una sal o con un ácido (compuesto), para liberar el elemento metálico de la sal
(desplazado) o el H del ácido (desplazado) y unirse al resto dando otra sal.
Ejemplo: Zn(s) + CuSO4(ac) --------------ZnSO4(ac) + Cu(s)
Reacción química de doble desplazamiento: reacción química que se produce entre
dos sustancias reactivas (sal+sal o sal+ácido o sal+base) para dar como productos
otras dos sustancias del mismo tipo. Ejemplo:
Na2CO3 + Ca(NO3)2 --------------CaCO3 + 2 Na NO3
Reacción química de neutralización o ácido-base: reacción química entre una base y
un ácido en medio acuoso, que dan como productos sal y agua. El agua se forma por la
neutralización de un protón del ácido con un oxhidrilo de la base y el anión del ácido
con el catión de la base se forman la sal. Ejemplo:
HCl + NaOH -------------- NaCl + H2O
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Reacción química de oxidación-reducción: reacción química que transcurre con
transferencia de electrones entre los reactivos, hecho que se manifiesta por un cambio
en el número de oxidación de uno o más átomos de los reactivos cuando forman los
productos. Ejemplo: 2 HCl(ac) + Zn(s) -------------- ZnCl2(ac) + H2(g)
Reacción química de precipitación: reacción química que transcurre en medio líquido
con formación de al menos un producto sólido que precipita, porque es insoluble en ese
medio líquido. Ejemplo: CO2(g) + Ca(OH)2(ac) --------------CaCO3(s) + H2O(l )
Reacción química endotérmica: reacción química que transcurre solamente cuando se
le suministra calor a los reactivos y se detiene cuando se deja de hacerlo.
Ejemplo: 2 KClO3 + calor --------------2 KCl + 3 O2
Reacción química exotérmica: reacción química que transcurre con liberación de
calor. Ejemplo: CaCO3 + calor-------------- CaO + CO2
Reacción química irreversible: reacción química que transcurre en un solo sentido
hasta el consumo total de al menos uno de los reactivos. Estas reacciones se identifican
porque la ecuación química se representa con una sola flecha en la dirección de
reactivos iniciales a productos finales ( ). Ejemplo: CaO + H2O---------- Ca (OH)2
Reacción química reversible: reacción química en que los productos obtenidos a partir
de los reactivos iniciales, reaccionan entre sí para volver a formar las sustancias que
les dieron origen, hasta alcanzar un equilibrio dinámico, en el que permanecen
constantes las concentraciones de todas las sustancias que participan de la misma, a
temperatura constante. Se representan mediante ecuaciones químicas en las que los
reactivos están separados de los productos mediante dos flechas con sentidos
contrarios ( ). Ejemplo:
CaCO3 (s) + calor-------------- CaO(s) + CO2(g)
Reactivo en exceso: reactivo que acompaña al reactivo limitante en una reacción
química.
Reactivo limitante: reactivo que se consume primero en una reacción química en la que
participan dos o más reactivos, limitando la cantidad de productos a obtener y la
cantidad que reacciona de cada uno de los reactivos restantes.
Reducción: proceso por el cual una especie química gana uno o más electrones cedidos
por otra especie química; hecho que se manifiesta por una disminución en el número de
oxidación de un determinado átomo de la misma.
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Reductor: especie química que ejerce la acción de reducir a otra especie química
cediéndole electrones, lo que provoca su propia oxidación (la especie reductora
siempre se oxida).
Regla de Hund: en el orden de llenado de los orbitales para determinar la
configuración electrónica de un átomo, en un subnivel de energía con orbitales
degenerados, se debe llenar cada orbital con un solo electrón y con el mismo
“spin”; si aún restan electrones estos se ubican apareando con “spin” opuesto a los
primeros, completando dos electrones por cada orbital.
Rendimiento porcentual: cantidad de producto que realmente se obtiene respecto del
máximo posible en una reacción química (cantidad estequiométrica), expresado en
porcentaje.
Rendimiento real o práctico: cantidad de producto que realmente se obtiene y que casi
siempre es menor que la correspondiente al rendimiento teórico. Existen diversos
motivos que hacen el rendimiento real o práctico sea menor que el rendimiento teórico:
si la reacción química es reversible, cuando se pierde parte de un producto de interés
inestable que se descompone o reacciona para dar otros productos, porque a veces es
imposible recuperar completamente el producto de interés desde medio de reacción,
etc.
Rendimiento teórico: cantidad de productos que se obtendría por reacción química
completa del reactivo limitante (es decir suponiendo una reacción química
irreversible).
Sal ácida derivada de hidrácido: compuesto inorgánico temario constituido por
elemento metálico, hidrógeno y elemento no metálico. El nombre de sal ácida es debido
a que el H presente en su fórmula química tiene carácter ácido, es decir que puede
desprenderse como protón (H1+) en medio acuoso. Ejemplos: NaHS, Ca(HS)2,
Sal básica: compuesto cuaternario inorgánico formado por elemento metálico,
hidrógeno, oxígeno y elemento no metálico. El hidrógeno y el oxígeno están unidos
formando el ion oxhidrilo (HO1-), que da el carácter básico que poseen estas sales.
Ejemplos: MgOHCl, (CuOH) 2CO3, etc.
Sal binaria: compuesto inorgánico binario constituido por elemento metálico y
elemento no metálico (sales neutras derivadas de hidrácidos). Ejemplos: NaCl ,FeS,
K2S
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Sal de amonio derivada de hidrácido: compuesto inorgánico ternario constituido por
hidrógeno, nitrógeno y elemento no metálico. Con la característica particular que el
hidrógeno se encuentra siempre unido a nitrógeno formando una unidad, denominada
ion amonio: (NH4)1+. Ejemplos: NH4Cl, (NH4)2S, etc.
Sal doble: compuesto inorgánico cuaternario constituido por elemento metálico 1,
elemento metálico 2 (incluido el ion(NH4)1+, oxígeno y elemento no metálico.
Ejemplos: KAl(SO4)2 , LiAl(SO4)2, KCr(SO4)2, etc.
Sistema heterogéneo fino o dispersión heterogénea: sistema en los que las fases
pueden ser integradas durante cierto tiempo, al cabo del cual terminan separándose
(excepto las dispersiones coloidales que persisten en el tiempo).
Sistema heterogéneo grosero: sistema en el que las fases permanecen siempre
separadas y son observables a simple vista.
Sistema material: porción limitada del universo que se separa real o imaginariamente
del resto para su estudio. El ambiente inmediato que lo rodea, se llama medio ambiente
o ambiente circundante.
Sistema material abierto: sistema material que intercambia materia y energía con el
medio circundante
Sistema material aislado: sistema material que no intercambia ni materia ni energía
con el medio circundante.
Sistema material cerrado: sistema material que solo intercambia energía con el medio
circundante.
Sistema material heterogéneo: sistema material en el que las propiedades intensivas
varían en al menos dos puntos del mismo.
Sistema material homogéneo: sistema material que presenta iguales propiedades
intensivas en todos sus puntos.
Solidificación: pasaje del estado de agregación líquido al estado sólido.
Solución o Disolución: sistema homogéneo formado por dos o más componentes, de
composición variable dentro de ciertos límites. Uno de los componentes es el disolvente
y el otro u otros, el soluto o los solutos. En general se considera disolvente al
componente que se encuentra en mayor proporción, excepto para el caso del agua que
es considerada disolvente universal cualquiera sea su proporción en la solución.
Soluto: componente de una solución que generalmente se encuentra en menor
proporción
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Spin: nombre que se le asigna al giro del electrón sobre su propio eje.
Sublimación: pasaje directo del estado de agregación gaseoso al estado sólido.
Suspensión: dispersión fina en la que la fase dispersante es un líquido y la fase
dispersa es un sólido. Ejemplo: talco y agua.
Sustancia compuesta o Compuesto: sustancia formada por dos o más clases de
elementos.
Sustancia pura: sustancia formada por una sola sustancia química.
Sustancia química: clase especial de materia de composición constante y propiedades
físicas y químicas propias. Sus propiedades son siempre las mismas en las mismas
condiciones de observación. Ejemplos: nitrato de potasio, cloruro de sodio, sulfato
cúprico, hipoclorito de sodio, etc.
Sustancia simple: sustancia formada por una sola clase de elemento químico.
Ejemplos: cloro (Cl2), ozono (O3), hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2), etc.
Tabla periódica moderna de los elementos químicos: forma de presentación de la
información conocida sobre los elementos químicos, basada en la Ley. En ella los
elementos se encuentran ordenados de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo en
orden de número atómico (Z) creciente (en la misma secuencia que se lee un texto),
formando conjuntos verticales llamados grupos y filas horizontales llamadas periodos.
Temperatura crítica: es la máxima temperatura a la que puede ser licuado un gas. Por
encima de esta temperatura es imposible licuar un gas por grande que sea la presión
que se aplique sobre el mismo. Cada gas tiene una temperatura crítica propia
UMA (Unidad de Masa Atómica): es la doceava parte de la masa del isótopo C12 e
igual a 1,68x10-24 gramos.
Unión covalente: unión que se produce entre átomos de elementos cuya diferencia de
electronegatividades (E) es menor que 2. Consiste en compartir pares de electrones
externos, para adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo y
alcanzar un estado mayor estabilidad química. Puede ser simple, doble, triple,
covalente coordinada o covalente pura.
Unión covalente coordinada: unión covalente en la que solamente uno de los átomos
que se unen aporta un par de electrones. Se representa mediante una flecha horizontal
entre los átomos que se unen, dirigida hacia el átomo aceptor del par de electrones.
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Unión covalente doble: ocurre cuando dos átomos comparten dos pares de electrones,
con el aporte de un par de electrones por cada uno de ellos. Esta unión se representa
por dos líneas horizontales paralelas entre los átomos.
Unión covalente pura: unión entre dos átomos de un mismo elemento, en la que cada
uno de ellos aporta igual número de electrones para formar una sustancia simple o
elemental. El enlace puede ser simple (cuando se comparte un par de electrones), doble
(cuando se comparten dos pares de electrones) o triple (cuando se comparten 3 pares
de electrones).
Unión covalente simple: unión entre dos átomos que comparten un par de electrones,
con el aporte de un electrón por cada uno de ellos. Se representa mediante una línea
horizontal entre los átomos que se unen.
Unión covalente triple: unión entre dos átomos que comparten tres pares de electrones,
con el aporte de tres electrones por cada uno de ellos. Esta unión se representa por tres
líneas horizontales paralelas entre los átomos que se unen.
Unión iónica: en una primera etapa se forman los iones a partir de dos átomos cuya
diferencia de electronegatividades es igual o mayor que 2 (el ion positivo o catión y el
ion negativo o anión) y en una segunda etapa los iones se unen por fuerzas de atracción
coulómbicas, dando lugar a estructuras tridimensionales de largo alcance, típicas de
las sustancias sólidas cristalinas.
Unión química: proceso por el cual los elementos químicos pueden alcanzar un estado
de menor energía y mayor estabilidad química, tratando de adquirir la configuración
electrónica del gas noble más próximo y dando origen a las sustancias químicas
conocidas.
Universo: es todo lo que existe: materia, energía, espacio y tiempo.
Vapor: sustancia al estado gaseoso que se encuentra por debajo de su temperatura
crítica o a su temperatura crítica. Ejemplo: dióxido de carbono (CO2) a 31,1°C o a
menor temperatura y a presión atmosférica.
Vaporización: pasaje del estado líquido al estado gaseoso. La vaporización puede
ocurrir por dos fenómenos: evaporación o ebullición.
Volatilización: pasaje directo del estado sólido al estado gaseoso.
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Bibliografia:
MAUTINO JOSÉ MARÍA Química 4. Aula taller de, Editorial Stella
BABOR IBARZ, Quimica general moderna, 7° edición, Eitorial Marín
ASIMOV, I.: Breve Historia de la Química. Alianza Editorial, España. 1984.
CHAMIZO, J. A.: El Maestro de lo Infinitamente Pequeño. Pangea, México 1992.
GARRITZ, A., y J: A. Chamizo. Química. COSNET, 1988.
HEIN, Morris: Química. Iberoamericana, 1992.
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