MODULO QUIMICA CICLO VI GRADO UNDECIMO
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1 I.E. CÁRDENAS CENTRO MÓDULO DE QUÍMICA CICLO VI GRADO UNDÉCIMO 2 TABLA DE CONTENIDO pág. 1. 1.1. 1.1.1. 1.1.2. 1.1.3. 1.1.4. ACIDEZ ÁCIDOS, BASES Y POTENCIAL DE HIDRÓGENO Los Ácidos Las Bases Ph Influencia del ph en los seres vivos 4 5 5 5 6 7 ACTIVIDAD 9 2. 2.1. 2.2. 2.2.1. SISTEMAS TERMODINÁMICOS VARIABLES DE ESTADO EQUILIBRIO QUÍMICO Ley de acción de masas. constante de equilibrio (KC) 10 10 10 11 3. 3.1. 3.1.1. 3.1.2. 3.1.3. 3.1.4. QUÍMICA DEL CARBONO ESTRUCTURA, CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES DEL CARBONO Estructura atómica Características Propiedades químicas del Carbono Estados alotrópicos 12 12 12 12 12 13 4. COMPUESTOS ORGÁNICOS 4.1. FUNCIONES QUÍMICAS ORGÁNICAS 4.1.1. Hidrocarburos 4.1.2. Oxigenados 4.1.2.1. Alcoholes 4.1.2.2. Aldehídos 4.1.2.3. Cetonas 4.1.2.4. Ácidos carboxílicos 14 14 14 14 15 15 15 15 5. 5.1. 16 16 BIOQUÍMICA METABOLISMO DE LOS BIOCOMPUESTOS PRUEBA TIPO ICFES 17 BIBLIOGRAFÍA 21 3 1. ACIDEZ HC1 + H 2O → En nuestra vida diaria utilizamos cientos de sustancias que se pueden clasificar de acuerdo con su grado de acidez en acidas, básicas o neutras. Estas sustancias tienen la propiedad de cambiar el color de otras sustancias llamadas adas indicadores. Por ejemplo, la fenolftaleína se torna fucsia al reaccionar con los hidróxidos y permanece incolora con los ácidos. El papel tornasol rojo vira a azul y el papel tornasol azul vira a rojo con los ácidos. H 3O + + Cl- ácido + base → ácido conjugado + base ba conjugada Teoría de Lewis. Gilbert Lewis estableció que un ácido es aquella sustancia que acepta pares de electrones, y una base es la sustancia que cede pares de electrones. Por ejemplo: Los ácidos y las bases presentan propiedades químicas diferentes. Existen algunas teorías que explican el proceso por el cual las reacciones ácidoácido base se llevan a cabo. Teoría de Svante Arrhenius. Las teorías anteriores explican el proceso por el cual las reacciones ácido-base ácido se llevan a cabo. Es importante tener en cuenta que, en una solución + acida acuosa, la concentración de H es mayor que 1la concentración ón de OH ; en una solución básica 1acuosa, la concentración de OH es mayor que la + concentración de H , y en una solución neutra, estas concentraciones son iguales. Esta teoría plantea que un ácido es un compuesto que, al ser disuelto en agua, aumenta la l + concentración de hidrogeniones, H ; y una base es un compuesto que, al ser disuelto en agua, incrementa la concentración de iones hidroxilo, OH . Para medir la acidez, el bioquímico Sören Sörensen inventó la escala de pH (potencial de hidrogeniones). Esta escala está entre los valores de 0 a 14. Las sustancias que presentan un pH entre 0 y 6,4 son acidas, como los cítricos y los jugos gástricos. Aquellas que tienen un pH entre 7,4 y 14 son básicas, como los detergentes y la leche de magnesia. nesia. Las que presentan un pH entre 6,5 y 7,3 son neutras, como el agua y la sangre humana. La expresión matemática para determinar el pH de una sustancia, teniendo en cuenta la concentración + de iones H , es: Los indicadores de pH son sustancias orgánicas que cambian de color al contacto con sustancias acidas, básicas o neutras. Consulta cómo se elaboran los indicadores de pH a partir de vegetales. pH = log 1 H + o pH = − log H + Teoría de Bronsted-Lowry. Por ejemplo, para una sustancia cuya + -5 concentración de H es de 1 x 10 M, su pH es: La teoría de Bronsted-Lowry Lowry plantea que un ácido + es una sustancia que cede protones, H , originando una base conjugada; y una base es una sustancia que acepta estos protones, originando un ácido conjugado. Por ejemplo: pH = − log 1 x 10-5 pH = 5 4 1.1. ÁCIDOS, HIDRÓGENO BASES Y POTENCIAL DE disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera: Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH ) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH): En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases alcalis) de acuerdo a las siguientes características: 1.1.1. Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por qué todos + los ácidos sueltan H ia la solución (y todas las bases sueltan OH ). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización. 1.1.2. Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después. La Neutralización. Tal como puede ver arriba, los + ácidos sueltan H en la solución y las bases sueltan OH . Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el + ión H se combinaría con el ión OH ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua: A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo: 5 + Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno. porque pueden aceptar un H de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por qué las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra a continuación: En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases. En este ejemplo, el acido carbónico formado (H2CO3) pasa por descomposición rápida a agua y dióxido de carbono gaseoso, y también las burbujas de solución como el gas CO2 se liberan. La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes + de protones porque un ión- hidrógeno H menos su electrón - es simplemente un protón). 1.1.3. Ph. En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno. Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, seguirían siendo consideradas bases + En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula: -7 Por ejemplo, una solución con [H ] = 1 x 10 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va + de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H ] están inversamente + relacionados, menor pH significa mayor [H ]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 + son bases (mayor pH significa menor [H ]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra 6 + s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H ] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana. 1.1.4. Influencia del ph en los seres vivos. El agua de mar es uno de los principales sistemas homogéneos que encontramos en la naturaleza. En él se desarrollan cientos de especies animales y vegetales, y en sus profundidades existe la posibilidad de que se encuentren seres vivos que el ser humano todavía no ha descubierto. En su composición hay una gran cantidad de sólidos y gases, por lo que se podría afirmar que los elementos químicos presentes en la tierra, están presentes en los mares. La proporción en la cual existe cada uno de ellos es diferente y depende de la zona donde esté ubicado este sistema. elementos requieren de técnicas analíticas muy finas. Sin embargo, en los animales la presencia de otros elementos es cuantificable, como el caso del cobre que se necesita para la formación de hemocianina en los moluscos y otros crustáceos. En cuanto a la acidez, los valores de pH del agua de mar oscilan entre 7,1 y 8,3, por lo que se puede afirmar que el mar es ligeramente alcalino. También se ha establecido que, en ocasiones, el rango depH está entre 8,1 y 8,3, ya que la salinidad, la fotosíntesis, la concentración de dióxido de carbono y la temperatura pueden influir. El pH varía de acuerdo con la profundidad. A los 50 m los valores de pH oscilan entre 7,1 y 7,3, ya que hay baja concentración de oxígeno gaseoso, O2, y elevada concentración de gas carbónico, CO2. El Algunos elementos son de difícil cuantificación, ya que sus porcentajes son extremadamente bajos. Por ejemplo, para obtener 1 g de radio, Ra, se necesitan 5000 litros de agua de mar. Otros 7 pH cambia a medida que aumenta la profundidad, hasta estabilizarse en un valor aproximado de 8,5. parte de los suelos varía entre 4 y 8, pero varios se salen de este rango. En algunos bosques varía entre 2,8 y 3,9, es decir, es muy ácido, pero en suelos salinos es mayor a 8,5. El rango óptimo del pH de un suelo para un adecuado crecimiento de la mayor parte de las plantas es de 6,0 a 7,0. La mayoría de las sustancias nutritivas de las plantas están disponibles en este intervalo. La actividad biológica de las especies marinas se ve influida por el pH. Simultáneamente, el pH se afecta por la fotosíntesis y el proceso de respiración de los seres vivos que se desarrollan en los mares. El pH condiciona numerosas reacciones químicas que solubilizan o precipitan las sales, que en definitiva son los compuestos, que mantienen los ecosistemas marinos. Además, el pH influye en las migraciones de las especies, factor determinante en las características de los medios marinos. Así como el pH influye en la vida marina, influye también en la vida terrestre. Por esta razón, es importante conocer las características del suelo o del terreno antes de sembrar vegetales, pues las plantas necesitan suelos con diferentes grados de acidez. Algunas requieren de pequeñas variaciones de pH y otras necesitan suelos básicos para su crecimiento normal. El pH del suelo afecta principalmente la disponibilidad de nutrientes, como fósforo, potasio, hierro, cobre y boro, entre otros, que las plantas deben tomar. El pH de la mayor Ideas • • • • • • • • • Los mares y los océanos están entre los principales sistemas homogéneos de la naturaleza. Los componentes de una solución son soluto y solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve, y el solvente es la sustancia que disuelve al soluto. La solubilidad de una sustancia depende de factores como la temperatura, la presión, la naturaleza del soluto y del solvente, el tamaño de las partículas y el grado de agitación. La relación cuantitativa entre el soluto y el solvente se denomina concentración y se puede medir mediante las unidades físicas y las unidades químicas de concentración. El pH determina el grado de acidez de las sustancias. Su valor depende de la concentración de iones + hidronio, H . En la vida diaria utilizamos sustancias acidas, básicas y neutras. Ellas están presentes en nuestro cuerpo y en nuestro entorno. Los indicadores de pH son sustancias que se elaboran a partir de extractos vegetales, que cambian de color al contacto con los ácidos, las bases y las sustancias neutras. En una solución acida la concentración de hidrogeniones es mayor que la concentración de iones hidroxilo. En una solución básica la concentración de hidroxilos es mayor que la concentración de iones hidronio. El proceso por el cual se combinan un ácido y una base se denomina neutralización. 8 ACTIVIDAD…… Explica 1. La siguiente tabla muestra los valores de pH de varias sustancias. Haz una gráfica con estos datos y responde las preguntas que están a continuación. Sustancias pH Tomates 4,2 Huevos frescos 7,8 Leche de vaca 6,4 Saliva 6,6 Jugo de naranja 3,5 Lluvia acida 5,6 Amoníaco casero 11,5 a. ¿Cuáles sustancias son acidas? + b. ¿Qué sustancia presenta la mayor concentración de iones hidronio, H1 ? c. ¿Qué sustancias son ligeramente básicas? d. ¿Cuál es la diferencia de pH entre los tomates y el jugo de naranja? e. ¿Qué se podría hacer para disminuir el pH del amoníaco casero? 9 2. SISTEMAS TERMODINÁMICOS 2.1. VARIABLES DE ESTADO Un sistema termodinámico (también denominado sustancia de trabajo) se define como la parte del universo objeto de estudio. Un sistema termodinámico puede ser una célula, una persona, el vapor de una máquina de vapor, la mezcla de gasolina y aire en un motor térmico, la atmósfera terrestre, etc. En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio. Dado un sistema termodinámico en equilibrio puede escogerse un número finito de variables de estado, tal que sus valores determinan unívocamente el estado del sistema. El sistema termodinámico puede estar separado del resto del universo (denominado alrededores del sistema) por paredes reales o imaginarias. En este último caso, el sistema objeto de estudio sería, por ejemplo, una parte de un sistema más grande. Las paredes que separan un sistema de sus alrededores pueden ser aislantes (llamadas paredes adiabáticas) o permitir el flujo de calor (diatérmicas). El valor de una función de estado sólo depende del estado termodinámico actual en que se encuentre el sistema, sin importar cómo llegó a él. Esto significa que si, en un instante dado, tenemos dos sistemas termodinámicos en equilibrio con n grados de libertad y medimos un mismo valor de n funciones de estado independientes, cualquier otra función de estado tendrá el mismo valor en ambos sistemas con independencia del valor de las variables en instantes anteriores. En general, los sistemas fuera del equilibrio no pueden ser representados por un número finito de grados de libertad, y su descripción es mucho más compleja. Los sistemas termodinámicos pueden ser aislados, cerrados o abiertos. • Sistema intercambia ni alrededores. aislado: es aquél materia ni energía que con no los Algunas variables de estado de un sistema en equilibrio son: • Sistema cerrado: es aquél que intercambia energía (calor y trabajo) pero no materia con los alrededores (su masa permanece constante). la energía interna la presión. la temperatura. el volumen la entalpía la entropía la densidad la polarización. • Sistema abierto: es aquél que intercambia energía y materia con los alrededores. En la siguiente figura se han representado los distintos tipos de sistemas termodinámicos. 2.2. EQUILIBRIO QUÍMICO En una reacción química, cuando los reactivos se mezclan en un recipiente de reacción (y con calefacción, si es necesario), la totalidad de los reactivos no se convierten en los productos. Después de un tiempo (que puede ser inferior a millonésimas de un segundo o mayor que la edad del universo), las reacciones opuestas, pueden alcanzar iguales velocidades de reacción, creando un equilibrio dinámico en el que la relación entre los reactivos y productos será fija. Esto se llama equilibrio químico. 10 El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se define la constante de equilibrio (K ( C) de la siguiente manera: pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan S y T son las especies productos, y α, β β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reactivos. siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos). Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) io) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto. En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g) 2.2.1. Ley ey de acción de masas. constante de equilibrio (KC) El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado ajustad como: ½ H 2(g) + ½ I 2(g) Á HI (g),, la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. La constante KC cambia con la temperatura. ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. Ejemplo: En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido tablecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc. a) Equilibrio: N2(g) + b) Moles inic.: 4 Moles equil. 4 – 0,46 = 3,54 conc. eq(mol/l) 0,354 11 3 H2(g) 12 12 – 1,38 = 10,62 1,062 Á 2 NH3(g) 0 0,92 0,092 EJERCICIO…… En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) Á PCl3 (g) + Cl2(g). Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio. 3. QUÍMICA DEL CARBONO El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre. 3.1. ESTRUCTURA, CARACTERÍSTICAS PROPIEDADES DEL CARBONO 3.1.2. Características. El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono (IV), vital para el crecimiento de las plantas, con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol. Y 3.1.1. Estructura atómica 3.1.3. Propiedades químicas del Carbono Nombre: Número atómico: Valencia: Estado de oxidación: Electronegatividad: Radio covalente (Å): Radio iónico (Å): Radio atómico (Å): Configuración electrónica: Primer potencial de ionización (eV): Masa atómica (g/mol): Densidad (g/ml): 12 Carbono 6 2,+4,-4 +4 2,5 0,77 0,15 0,914 2 2 2 1s 2s 2p 11,34 12,01115 2,26 Punto de ebullición (ºC): Punto de fusión (ºC): Descubridor: antiguos 4830 3727 Los 3 electrones de valencia en orbitales híbridos 2 planos sp y el cuarto en el orbital p. Las grafito conocidas alfa (hexagonal) y beta (romboédrica) tienen propiedades físicas idénticas. Los grafitos naturales contienen más del 30% de la forma beta, mientras que el grafito sintético contiene únicamente la forma alfa. La forma alfa puede transformarse en beta mediante procedimientos mecánicos, y ésta recristalizar en forma alfa al calentarse por encima de 1000 °C. 3.1.4. Estados alotrópicos. Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, diamante, fullerenos, nanotubos y carbinos. dos formas de Debido a la deslocalización de los electrones del orbital pi, el grafito es conductor de la electricidad, propiedad que permite su uso en procesos de electroerosión. El material es blando y las diferentes capas, a menudo separadas por átomos intercalados, se encuentran unidas por enlaces de Van de Waals, siendo relativamente fácil que unas deslicen respecto de otras, lo que le da utilidad como lubricante. Una de las formas en que se encuentra el carbono es el grafito, que es el material del cual está hecha la parte interior de los lápices de madera. El grafito tiene exactamente los mismos átomos del diamante, pero por estar dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y color son diferentes. Los diamantes naturales se forman en lugares donde el carbono ha sido sometido a grandes presiones y altas temperaturas. Los diamantes se pueden crear artificialmente, sometiendo el grafito a temperaturas y presiones muy altas. Su precio es menor al de los diamantes naturales, pero si se han elaborado adecuadamente tienen la misma fuerza, color y transparencia. A muy altas presiones, el carbono adopta la forma del diamante, en el cual cada átomo está unido a otros cuatro átomos de carbono, encontrándose los 3 4 electrones en orbitales sp , como en los hidrocarburos. El diamante presenta la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio y, gracias a la resistencia del enlace químico carbono-carbono, es, junto con el nitruro de boro, la sustancia más dura conocida. La transición a grafito a temperatura ambiente es tan lenta que es indetectable. Bajo ciertas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleíta, una forma similar al diamante pero hexagonal. El 22 de marzo de 2004 se anunció el descubrimiento de una sexta forma alotrópica: las nanoespumas. La forma amorfa es esencialmente grafito, pero no llega a adoptar una estructura cristalina macroscópica. Esta es la forma presente en la mayoría de los carbones y en el hollín. 1 El orbital híbrido sp que forma enlaces covalentes sólo es de interés en química, manifestándose en algunos compuestos, como por ejemplo el acetileno. A presión normal, el carbono adopta la forma del grafito, en la que cada átomo está unido a otros tres en un plano compuesto de celdas hexagonales; este estado se puede describir como 13 Los fullerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y en ciertos casos, heptágonos), lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica, elipsoidal o cilíndrica. El constituido por 60 átomos de carbono, que presenta una estructura tridimensional y geometría similar a un balón de fútbol, es especialmente estable. Los fulerenos en general, y los derivados del C60 en particular, son objeto de intensa investigación en química desde su descubrimiento a mediados de los 1980. A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, que pueden describirse como capas de grafito enrolladas en forma cilíndrica y rematadas en sus extremos por hemiesferas (fulerenos), y que constituyen uno de los primeros productos industriales de la nanotecnología. 4. COMPUESTOS ORGÁNICOS 4.1. FUNCIONES QUÍMICAS ORGÁNICAS orgánicas e inorgánicas. Los químicos modernos consideran compuestos orgánicos a aquellos que contienen carbono e hidrógeno, y otros elementos (que pueden ser uno o más), siendo los más comunes: oxígeno, nitrógeno, azufre y los halógenos. Se llama función Química al conjunto de propiedades comunes a una serie de compuestos análogos. Se conocen funciones en las dos químicas, mineral y orgánica; así son funciones de la química mineral la función anhídrido, función óxido, función ácido, función base y función sal. 4.1.1. Hidrocarburos. El compuesto más simple es el metano, un átomo de carbono con cuatro de hidrógeno (valencia = 1), pero también puede darse la unión carbono-carbono, formando cadenas de distintos tipos, ya que pueden darse enlaces simples, dobles o triples. Cuando el resto de enlaces de estas cadenas son con hidrógeno, se habla de hidrocarburos, que pueden ser: Las funciones de la química orgánica son muchas más, destacándose entre todas la función hidrocarburo, porque de ella se desprenden todas las demás. Para mayor claridad dividimos las funciones orgánicas en dos grupos, que designamos con los nombres de fundamentales y especiales. Las funciones fundamentales son: la función alcohol, función aldehído, función cetona y función ácido. Las funciones especiales son: la función éter, la función éster, función sal orgánica, función amina y amida y funciones nitrilo y cianuro. La química orgánica se constituyó como disciplina en los años treinta. El desarrollo de nuevos métodos de análisis de las sustancias de origen animal y vegetal, basados en el empleo de disolventes como el éter o el alcohol, permitió el aislamiento de un gran número de sustancias orgánicas que recibieron el nombre de "principios inmediatos". La aparición de la química orgánica se asocia a menudo al descubrimiento, en 1828, por el químico alemán Friedrich Wöhler, de que la sustancia inorgánica cianato de amonio podía convertirse en urea, una sustancia orgánica que se encuentra en la orina de muchos animales. Antes de este descubrimiento, los químicos creían que para sintetizar sustancias orgánicas, era necesaria la intervención de lo que llamaban ‘la fuerza vital’, es decir, los organismos vivos. El experimento de Wöhler rompió la barrera entre sustancias Saturados: con enlaces covalentes simples, alcanos. Insaturados, con dobles enlaces covalentes (alquenos) o triples (alquinos). Aromáticos: estructura cíclica. 4.1.2. Oxigenados. Son cadenas de carbonos con uno o varios átomos de oxígeno. Pueden ser: 14 4.1.2.1. Alcoholes. Las propiedades físicas de un alcohol se basan principalmente en su estructura. El alcohol está compuesto por un alcano y agua. Contiene un grupo hidrofóbico (sin afinidad por el agua) del tipo de un alcano, y un grupo hidroxilo que es hidrófilo (con afinidad por el agua), similar al agua. De estas dos unidades estructurales, el grupo –OH da a los alcoholes sus propiedades físicas características, y el alquilo es el que las modifica, dependiendo de su tamaño y forma. (hexano, hexanona; heptano, heptanona; etc). También se puede nombrar posponiendo cetona a los radicales a los cuales está unido (por ejemplo: metilfenil cetona). Cuando el grupo carbonilo no es el grupo prioritario, se utiliza el prefijo oxo(ejemplo: 2-oxopropanal). El grupo –OH es muy polar y, lo que es más importante, es capaz de establecer puentes de hidrógeno: con sus moléculas compañeras o con otras moléculas neutras. El grupo funcional carbonilo consiste en un átomo de carbono unido con un doble enlace covalente a un átomo de oxígeno. El tener dos átomos de carbono unidos al grupo carbonilo, es lo que lo diferencia de los ácidos carboxílicos, aldehídos, ésteres. El doble enlace con el oxígeno, es lo que lo diferencia de los alcoholes y éteres. Las cetonas suelen ser menos reactivas que los aldehídos dado que los grupos alquílicos actúan como dadores de electrones por efecto inductivo. 4.1.2.2. Aldehídos. Los aldehídos son compuestos orgánicos caracterizados por poseer el grupo funcional -CHO. Se denominan como los alcoholes correspondientes, cambiando la terminación -ol por -al : Es decir, el grupo carbonilo H-C=O está unido a un solo radical orgánico. 4.1.2.3. Cetonas. Una cetona es un compuesto orgánico caracterizado por poseer un grupo funcional carbonilo unido a dos átomos de carbono, a diferencia de un aldehído, en donde el grupo carbonilo se encuentra unido al menos a un átomo de hidrógeno.1 Cuando el grupo funcional carbonilo es el de mayor relevancia en dicho compuesto orgánico, las cetonas se nombran agregando el sufijo -ona al hidrocarburo del cual provienen 4.1.2.4. Ácidos carboxílicos. Los ácidos carboxílicos constituyen un grupo de compuestos que se caracterizan porque poseen un grupo funcional llamado grupo carboxilo o grupo carboxi (–COOH); se produce cuando coinciden sobre el mismo carbono un grupo hidroxilo (-OH) y carbonilo (C=O). Se puede representar como COOH ó CO2H. 15 5. BIOQUÍMICA 5.1. METABOLISMO DE LOS BIOCOMPUESTOS metabólica está regulada por muchos mecanismos diferentes; las enzimas alostéricas y la hormonas son generalmente los agentes químicos que regulan a estas. Una ruta metabólica es una serie de reacciones consecutivas catalizadas por un enzima que produce compuestos intermedios y finalmente un producto o productos; en muchos casos, el producto final de una ruta metabólica es la sustancia inicial de otra ruta. Los carbohidratos alimenticios se hidrolizan principalmente a monosacáridos en el intestino delgado y se absorben en la sangre. El monosacárido más importante y abundante es la glucosa, la cual es la fuente de energía fundamental de las células vivas. La glucosa se absorbe por medio de dos mecanismos diferentes. El mecanismo principal requiere de la insulina, hormona que se necesita para la entrada de las moléculas de la glucosa en el corazón, el músculo esquelético y el tejido adiposo. Cuando la concentración de la glucosa en la sangre aumenta, el páncreas secreta la insulina en la sangre, las moléculas de la insulina viajan a través de ella y se une a los sitios receptores de las membranas celulares de las células objetivo. La unión de las moléculas de la insulina al sitio receptor origina un mecanismo que transporta las moléculas de la glucosa a través de la membrana celular hacia el citoplasma de la célula. Las rutas metabólicas comparten varias características comunes, por ejemplo, la mayoría requiere de ATP como fuente fundamental de energía. Las sustancias intermedias producidas en las rutas metabólicas generalmente no se almacenan, en cambio, se producen los intermedios de otras sustancias en el momento en que es necesario. En las diferentes partes de la célula ocurren diferentes reacciones metabólicas, por ejemplo, la degradación de la glucosa ocurre en el citoplasma, y la oxidación de los ácidos grasos ocurre en las mitocondrias; así, las sustancias comunes a más de una ruta se deben transportar de un organelo a otro. Finalmente, cada ruta La glucosa que entra a las células se puede degradar para producir energía. La ruta por la cual la glucosa se degrada se denomina glucólisis; si la célula no tiene una demanda de energía, la glucosa se almacena en las moléculas del glicógeno. La ruta por la cual se produce el glicógeno se denomina glicogénesis. Lo opuesto de la glicogénesis es la glicogenólisis. ACTIVIDAD…… Investiga sobre los Biocompuestos y sus funciones vitales en el organismo. 16 PRUEBA TIPO ICFES LA ACIDEZ ESTOMACAL El jugo gástrico del estómago contiene agentes como el ácido clorhídrico (disolución de HCI y agua) y algunas enzimas, entre las que se encuentran pepsina, renina e indicios de lipasa, las cuales tienen como función degradar los alimentos; la superficie del estómago está protegida del ácido y de las enzimas por su cubierta mucosa. Las células de las paredes del estómago segregan pequeñas cantidades de ácido clorhídrico para facilitar la digestión de los alimentos. La secreción de estos compuestos es estimulada por el acto de masticar y deglutir e incluso por la visión o idea de cualquier comida. a) b) c) d) 3. El bicarbonato de sodio NaHCO, también llamado bicarbonato de sosa, es un polvo blanco. Se descompone si se calienta al aire a más de 55 °C, desprendiendo dióxido de carbono y agua, además, forma carbonato de sodio. Se utiliza para obtener dióxido de carbono para extintores y se emplea en medicina para neutralizar una cantidad excesiva de ácidos en el estómago. De acuerdo con su fórmula química es válido afirmar que éste: a) Tiene una molécula de sodio. b) Está compuesto por cuatro clases de moléculas. c) Tiene dos metales diferentes. d) Está compuesto por cuatro clases de átomos. Cuando no se ha comido o se tienen desórdenes alimenticios se aumenta el nivel de ácidos digestivos, lo que aumenta la acidez en el estómago. Igualmente, puede ocurrir este aumento por la presencia de una bacteria conocida como Helicobacter pylori. Al aumentar la cantidad de ácido en el estómago, pasa al esófago el cual se inflama, causando pirosis. Esta dolencia es conocida como reflujo del ácido, y si es continua puede convertirse en una úlcera péptica que puede llevar a la muerte, debido a hemorragias internas. 4. Cuando los ácidos del estómago reaccionan con los antiácidos se produce una neutralización. La reacción de neutralización ocurre al hacer reaccionar una solución de un ácido con una de una base obteniéndose una sal y agua como productos. Si los ácidos HCl, H2SO4, HNO3 Y H3PO4, los neutralizamos con hidróxido de magnesio Mg(OH)2, se forman una sales que tienen la propiedad de conducir la electricidad en solución. Se sabe que a mayor número de iones formados en una disociación es mayor la conductividad de la misma. De las siguientes sales, la que presenta una mayor conductividad es: a) Mg3(PO4)2. c) MgSO4. b) Mg(NO3)2. d) MgCl2. RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Los antiácidos son fármacos que disminuyen la acidez anormal del tracto digestivo o de otras secreciones orgánicas. Algunos de estos antiácidos son: el hidróxido de magnesio, el hidróxido de calcio hidratado, el carbonato de calcio y los bicarbonatos de sodio, potasio, amonio y magnesio. 1. El hidróxido de magnesio Mg(OH)2, es el componente principal de la leche de magnesia, un antiácido estomacal de uso comercial. Este compuesto se produce a reaccionar:: a) Mg y HCl b) MgCl y H2O Un óxido básico y agua . una sal y agua. Un óxido ácido y agua. Una base y agua. RESPONDA LAS PREGUNTAS 5 A 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN c) MgO y H2O d) Mg(OH)2 y H2O El hidróxido de aluminio Al(OH)3 es un compuesto químico usado como base para los desodorantes y para la elaboración de antiácidos. Si un enfermo de acidez estomacal, toma un antiácido que contenga hidróxido de aluminio la reacción de neutralización que ocurre en su estómago será la siguiente: 2. Si una persona que sufre acidez estomacal ingiere leche de magnesia para calmar su reflujo, los compuestos formados en su estómago se clasifican como: Al(OH)3 + 3HCl 17 AlCl3 + 3H2O EL pH. Es un término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término (del francés pouvoir hydrogène, “poder del hidrógeno”) se define como el logaritmo de la concentración de + iones hidrógeno, H , cambiado de signo: pH = + + log[H ] donde [H ] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. 5. Las reacciones químicas pueden clasificarse de varias formas, de acuerdo con los procesos que ocurren durante la reacción. Los tipos de las sedes más comunes son: Combinación o síntesis A+B AB Descomposición: AB A+B 9. De acuerdo con la siguiente escala, al tomar bicarbonato de sodio un enfermo de acidez estomacal lo más probable es que: a) Disminuya la basicidad estomacal y el pH aumente. b) Aumente la acidez estomacal y el pH. c) El pH aumente y disminuya la acidez estomacal. d) Disminuya la basicidad estomacal y el pH. Desplazamiento simple: A + BC AC + B Desplazamiento doble: AB + CD CB + AD De acuerdo con lo anterior, la reacción de neutralización de este antiácido se puede clasificar como: a) Síntesis. b) Descomposición. c) Desplazamiento simple. d) Desplazamiento doble. El pH se puede representar por medio de la siguiente escala: 6. Si se tiene una mol de antiácido hidróxido de aluminio (Al(OH)3 es válido afirmar que hay: a) Una molécula de Al. c) 1 mol de Al. b) 3 átomos de O. d) 1 mol de H. 7. Si hay 0.1 moles de HCl en el estómago, la cantidad de moles de hidróxido de aluminio que se requiere para que reaccione con todo el HCl es: a) 0.033 moles de Al(OH)3 b) 0.33 moles de Al(OH)3. c) 1 mol de Al(OH)3. d) 3 moles de Al(OH)3. 10. Si se extrae una muestra de 50 mL de HCl 0.1M del estómago de un paciente que sufre de acidez estomacal, el volumen y la concentración de NaOH necesaria para neutralizar este ácido y obtener un pH igual a 7, sería: a) 100 mL 0.1M de NaOH. b) 50 mL 0.1M de NaOH. c) 100 mL 1M de NaOH. d) 50 mL 1M de NaOH. 8. Si se hace reaccionar 1 mol de hidróxido de aluminio con seis moles de ácido clorhídrico, es válido afirmar que al final de la reacción quedan: a) 1 mol de AlCl3, y 3 moles de H2O. b) 1 mol de AlCl3, 3 moles de H2O y 3 moles de HCl. c) 3 moles de AlCl3, 1 mol de H2O y 3 moles de Al(OH)3. d) 3 moles de AlCl3 y 1 mol de H2O. 11. En la tabla se muestra datos sobre algunos indicadores de pH. El punto de viraje es el cambio en la coloración de la sustancia que contiene el indicador: 18 Indicador Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Color del indicador Punto de Rango de Rango de viraje pH menor pH mayor del (pH) al punto al punto d de viraje viraje 4 Naranja Amarillo 5 Rojo Amarillo 7 Amarilo Azul 9 Incoloro Rojo – fucsia Violeta Las sopas tienen un inicio muy humilde y su contenido debía alcanzar a la economía de una familia pobre. Su origen se pierde en el tiempo estimándose que proviene de los celtas. Algunos cocineros dicen que el truco de la sopa es que el agua nunca rompa a hervir durante el proceso de cocción. Hoy en día se enriquece el agua caliente y la sal con n la adición de caldo de carne o de jamón más o menos diluidos para dar mayor sabor. En algunos lugares esta primera cocción del agua va acompañada de un hueso, o de la cocción de alguna verdura como puede ser: coliflor, pimiento, etc. Existe la posibilidad d de emplear especias tales como: clavo, laurel, Yerbabuena, comino, etc. Violeta de 2 Verde metilo Si se quiere neutralizar una muestra de 100 mL de HCl 0.1M con NaOH, el indicador más apropiado para lograr ver el cambio de ácido a básico sería: a) Anaranjado de metilo. b) Fenolftaleina. c) Violeta de metilo. d) Azul de bromotimol. RESPONDA LAS PREGUNTAS 13 A 15 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN 12. El pH de una solución acuosa disminuye al aumentar la concentración de iones hidronio. En la tabla se indica las concentraciones de iones hidronio en las sustancias vino, café negro, saliva y leche de magnesia. Sustancias comunes Café negro Vino Leche de magnesia Saliva Un curioso cocinero decide preparar tres copas a diferente concentración de sal de mesa NaCl. En un primer momento, mento, sólo adiciona agua y sal para evaluar el comportamiento del sabor de las sopas. En una recta representa por medio de puntos el valor en porcentaje peso a peso (%P/P) para cada sopa inicialmente. Concentración de iones hidronio (M) -5 1 x 10 -4 1 x 10 -10 1 x 10 -6 1 x 10 Es válido afirmar que el pH de la sustancia: a) Leche de magnesia es mayor que la sustancia vino. b) Vino es mayor que la sustancia saliva. c) Café negro es menor que la sustancia vino. d) Saliva es menor que la sustancia vino. 13. Si el cocinero quisiera convertir la sopa tres en la sopa uno tendría que: a) Agregar más cantidad de sal a la sopa 3. b) Calentar la sopa 3 para evaporar agua. c) Hacer pasar la sopa 3 a través de un papel filtro. d) Agregar más cantidad de agua a la sopa 3. LA SOPA La sopa es un caldo alimenticio elaborado a partir de una base líquida, generalmente agua, a la cual se van añadiendo diversos s ingredientes durante un proceso de cocción, entre los que se encuentran la sal, que dota a esta de unas propiedades nutricionales y saporíferas características. 14. Sobre la sopa 1 podemos decir que en 100 g de sopa: a) Hay 65 g de sal. 19 b) Su concentración en 65% P/P. c) su concentración es 35% P/P. d) Hay 35 g de agua. esto probaba "la existencia en el átomo de una cantidad fundamental, que aumenta de forma regular al pasar de un elemento al siguiente". Esta cantidad fundamental, que en 1920 Ernest Ern Rutherford, de la Universidad de Cambridge, llamó por primera vez número atómico, se identifica ahora con el número de protones en el núcleo. Los elementos están ordenados en la tabla periódica en siete filas horizontales, llamadas períodos, y en 18 columnas lumnas verticales, llamados grupos. 15. El cocinero graficó el comportamiento de la presión de vapor de las tres y sopas y las comparó con el comportamiento del agua, obteniendo la siguiente gráfica. Teniendo en cuenta que la temperatura de ebullición, es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica, es válido afirmar que a una: 16.. Si se tiene en cuenta que los elementos que quedan ubicados en el mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes, es válido afirmar que los siguientes elementos formarán parte de un mismo grupo gru y presentan propiedades químicas semejantes. a) Be, Na y Mg. c) C, N y O. b) Li, Be y B. d) He, Ne y Ar. a) Presión dada, la temperatura de ebullición del agua es mayor que la de la sopa 2. b) Temperatura dada, la presión de vapor de la sopa 1 es menor que la del agua. c) Presión dada, la temperatura de ebullición de la sopa 3 es menor que la de la sopa 1. d) Temperatura dada, la presión de vapor de la sopa 2 es mayor que la de la sopa 1. 17.. El elemento eléctricamente neutro con una 2 2 6 2 6 1 configuración electrónica de 1s 2s 2p 3s 3p 4s es: a) Sodio. c) Potasio. b) Argón. d) Calcio. DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA Hacia 1865 con el aumento del número de elementos conocidos, los científicos comenzaron a investigar la posibilidad de clasificar estos de acuerdo con su utilidad. En 1869 el químico ruso Dimitri I. Mendeléiev y en 1870 el químico alemán Julius Lothar Meyer publicaron esquemas de clasificación casi idénticos, ambos se basaron en las funciones periódicas de sus masas atómicas. Los científicos de la época no tenían conocimiento de los números atómicos. 18. Con base en la información suministrada por la tabla periódica es correcto suponer que el elemento Na tiene: a) Mayor tamaño atómico que el elemento H y que el elemento Ar. b) Mayor electronegatividad que el elemento Li y que el elemento Mg. c) Mayor energía de ionización ion en el elemento H y que el elemento He. d) Menor número atómico que el elemento Be y que el elemento N. En 1913 un físico inglés nglés Henry Moseley desarrolló el concepto de números atómicos. Para moseley 20 BIBLIOGRAFÍA http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/cuantica/rutherford/rutherford.html http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Bohr http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-01.html http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/t8.cfm http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/termo1p/sistema.html http://es.wikipedia.org/wiki/Funci%C3%B3n_de_estado http://usuarios.multimania.es/billclinton/ciencia/numeros_cuanticos.htm http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/PROPIEDADES_PERIODICAS_de_los_elem.html http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=58&l=s http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm http://www.lenntech.es/periodica/elementos/c.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A1nica 21
