Guía de Química para el examen de ingreso a la UNAM (página 3)

La oxidación se define por lo tanto como  el aumento de  valencia por la pérdida de electrones, y por el contrario, la reducción es la disminución de valencia por la ganancia de electrones. En una reacción de oxido-reducción (redox), debe identificarse los componentes que cambian su número de oxidación, es decir, quien se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante).

Balanceo de ecuaciones

El balanceo de una ecuación química, consiste, en realizar las operaciones necesarias para encontrar los coeficientes que permitan obtener la misma cantidad de reactivos que de productos en una reacción química. Para ajustar o balancear una reacción química pueden seguirse los métodos del tanteo o redox.

Balanceo por el método del tanteo.- Considera una estimación de coeficientes por conteo directo de los átomos de los reactivos y de los productos, para posteriormente igualarlos mediante el empleo sucesivo de diferentes coeficientes, hasta obtener la ecuación balanceada.

Ejemplo: Na  +  O2   –>     Na2 O

1. Contar el número de átomos de cada lado de la reacción, observar que en el producto se carece de un oxigeno, colocar el coeficiente que iguale los valores correspondientes.  

    Na  +  O2   –>     2Na2 O

2. Observar que en el producto, ahora existen 4 átomos de sodio, por lo que se balancea con un coeficiente 4 en el reactivo.

     4Na  +  O2   –>     2Na2 O

3.La ecuación está balanceada

Balanceo por el método de óxido-reducción (redox).- Es aquel en el cual dentro de una reacción química, algunos átomos cambian su número de oxidación, al pasar de reactivos a productos, es decir, que se oxidan o que se reducen. Para realizar este procedimiento, se requiere cumplir con los siguientes criterios:

1. Determinar los números de oxidación de todos y cada uno de los elementos involucrados en de la ecuación química.
2. Identificar los elementos que cambian su número de oxidación y determinar la variación de los elementos que se oxidaron y redujeron respectivamente.
3. Los valores de oxidación y reducción de esa variación, corresponderán a los coeficientes de los compuestos que contengan los elementos en forma inversa, ejemplo:

Cl+5 –>Cl-1     +6 e- (oxida)

O-2 –>O0       – 2e- (reduce

4.   Por último, se balancea por tanteo

                     Ejemplo:  Cu  + HNO3–> Cu (NO3)2  +  H2O  +  NO

1) Determinar número de oxidación

                        Cu0  + H+1N+5O3-2–>Cu +2(NO3)2-1  +  H2+1 O-2  +  N+2 O-2

2) Indicar a los elementos que cambiaron su número de oxidación

                        Cu0    –>  Cu +2         +2 e-  (se oxida)  pierde electrones

                        N+5   –>  N+2                   -3 e-  (se reduce)  gana electrones

3) Se multiplica por 3 a los reactivos y productos que tengan cobre (Cu) y por 2 los que contengan nitrógeno (N)

                        3Cu0  + 2H+1N+5O3-2 –> 3Cu +2(NO3)2-1  +  H2+1 O-2  +  2N+2 O-2

4) Observar que existen más nitrógenos en los productos que en los reactivos, por lo que se balancea la ecuación química "por tanteo"

                        3Cu0  + 8H+1N+5O3-2 –> 3Cu +2(NO3)2-1  +  H2+1 O-2  +  2N+2 O-2

5) Por último, se balancean los hidrógenos y oxígenos por tanteo

                        3Cu0  + 8H+1N+5O3-2 –> 3Cu +2(NO3)2-1  +  4H2+1 O-2  +  2N+2 O-2

Estequiometría

La estequiometría (del griego stoicheion "elemento" y metron "medida") se basa en el entendimiento de las masas atómicas y en un principio fundamental la ley de la conservación de la masa: La masa total de todas las masas presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. [Lavoasier; Antoine.]

Bases de la Estequiometría 

Las unidades utilizadas en química para expresar la masa, el volumen, la temperatura y la relación que guardan entre ellas en una reacción química son conocidas como unidades químicas

El siguiente esquema presenta 3 unidades químicas que a continuación se definen

-          Número Atómico: Es el número de protones y se indica con un subíndice al lado del símbolo atómico

-          Peso atómico: Es el número total de protones y neutrones en el núcleo y se indica con un superíndice al lado del símbolo atómico.

-          Isótopo: Son átomos de un elemento dado que difieren en el número de neutrones y por lo tanto en su masa.

-          Peso Molecular: También conocido como peso fórmula. Es la suma de los pesos atómicos de los átomos de su fórmula química.

Peso molecular (peso fórmula) del ácido sulfúrico (H2SO4)

El concepto de mol

En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones y moléculas en una muestra de tamaño ordinario es el mol; cuya abreviatura es también el mol. Un mol es la cantidad de materia que contiene tantos objetos (sean átomos, moléculas o cualquier otro tipo de objetos que estemos considerando) como átomos hay exactamente en 12 g de 12C. Mediante experimentos, los científicos han determinado que este número es 6.0221421 x 1023. Este número se conoce como número de Avogadro, en honor a Amadeo Avogadro. En realidad se utiliza una aproximación del número que suele ser 6.02 x 1023

Tabla 1: Mol y Número de Avogadro

Un mol de átomos, un mol de moléculas o un mol de cualquier objeto

Masa molar

Una docena siempre es el número 12, sea que se hable de una docena de huevos o de una docena de elefantes. No obstante, es obvio que una docena de huevos no tiene la misma masa que una de elefantes. De manera análoga, un mol siempre es el mismo número (6.02 x 1023), pero un mol de una sustancia y un mol de otra sustancia distinta tienen diferente masa. Ahora bien, puede usarse las masas atómicas de los elementos para encontrar la masa de un mol de cualquier sustancia, a este valor se le conoce como masa molar. Supóngase que se desea encontrar las masas molares del carbono (C) y del cobre (Cu). Dicho de otra manera, se desea conocer la masa de un mol de átomos de C y un mol de átomos de Cu (6.02 x 1023 átomos en los dos casos). Se busca las masas atómicas de estos elementos en la tabla periódica: La masa atómica del carbono es 12.01; la del cobre es 63.55. Se agrega, simplemente, unidades "gramos" (g) a estos valores.

                        1 mol de C = 12.01 g    1 mol de Cu = 63.55 g

En resumen, la masa (en gramos) de un mol de átomos de un elemento es igual al valor numérico de la masa atómica del elemento. En caso de tener un compuesto se aplica una regla similar, la masa (en gramos) de cualquier sustancia o compuesto siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma)

Concentración de las disoluciones

Tomando en cuenta la cantidad de soluto que se disuelve o que toma parte en la disolución, puede clasificarse en:

• Disoluciones diluidas: Aquellas que tienen muy poca cantidad de soluto.
• Disoluciones concentradas: Aquellas que tienen una gran cantidad de soluto.
• Disoluciones saturadas: Aquellas en las que está disuelta la mayor cantidad posible de soluto a cierta temperatura.
• Disoluciones sobresaturadas: Las que tienen una proporción de soluto mayor de las que corresponde al equilibrio de saturación a la misma temperatura.

Es importante señalar que una solución saturada no es necesariamente concentrada. Por ejemplo, cuando el CaCO3 permanece en contacto con cierta cantidad de agua hasta que se alcanza un equilibrio entre el carbonato disuelto y el que está sin disolver, la solución saturada es extremadamente diluida, pues el carbonato de calcio es muy poco soluble.

Porcentaje por masa

El porcentaje por masa de un soluto en una solución, significa las partes en masa del soluto en 100 partes de solución:

Ejemplos:

Una solución al 15% de cloruro de magnesio en agua, contiene, 15g de soluto y 85g de disolvente para formar 100g de solución.

¿Cuál es el tanto por ciento en masa de una solución que contiene 15g de cloruro de sodio en la suficiente agua, para obtener 165g de solución?

¿Cuántos gramos de nitrato de plata se requieren para preparar 400g de una solución al 5%?

Molalidad

La molalidad (m) se define como el número de moles de soluto sobre kilogramo de disolvente. Este método para expresar la concentración está basado en la masa de soluto (en moles) por unidad de masa (en Kg.) de disolvente.

Ejemplos:

Una solución de 1m de cloruro de magnesio se prepara al disolver 95g de cloruro de magnesio en un kilogramo de agua.

Calcular la molalidad de una solución de ácido fosfórico, que contiene 32.7g en 100g de agua

Molaridad

La molaridad (M) se define como el número de moles de soluto sobre un litro de solución

Este método de expresar la concentración, es útil cuando se emplean equipos volumétricos (probetas, buretas, etc.) con el fin de medir una cantidad de solución. A partir del volumen medido, un cálculo simple permite determinar la masa del soluto empleado.

Ejemplos:

Calcular la molaridad de una solución de NaOH, que contiene 20g en .51 de solución.

Calcular la cantidad de litros de solución 6M de ácido sulfúrico que se requieren para contener 300g de este ácido

Normalidad

La normalidad (N) se define como el número de equivalentes de soluto sobre un litro de solución

La masa equivalente en gramos (1 equivalente) de un ácido, se determina dividiendo la masa fórmula gramo del ácido, entre el número de iones H+ sustituibles que contenga la fórmula.

La masa equivalente en gramos (1 equivalente) de una base, se determina dividiendo la masa fórmula gramo de la base, entre el número de oxhidrilos sustituibles que contenga la fórmula.

La masa equivalente en gramos (1 equivalente) de una sal, se determina dividiendo la masa fórmula gramo de la sal, entre la valencia total de los cationes (número de moles de cargas positivas) que contenga la fórmula.

Ejemplos:

Calcular la normalidad de una solución de ácido fosfórico que contiene 28.4g de soluto en un litro de solución

Calcular los gramos de H2SO4 que se necesitan para preparar 500ml de una solución .1N

Ácidos y bases

Teoría de Arrhenius.- Ácido es toda sustancia que al estar en solución acuosa produce iones hidrógeno (H+), o bien, iones hidronio (H3O+) y una base como toda sustancia que al estar en solución acuosa produce iones oxhidrilo (OH-)

                                                                    Ácido

                                   HCl(aq)      <—->                   H+(aq)  +  Cl-(aq)

 Base

                                   NaOH(aq) <—->             Na+(aq)  +  OH-(aq)

Teoría de Browsted- Lowry.- Explica que en las reacciones ácido-base existe una transferencia de protones, cuando el ácido dona un protón, el ión negativo producido en la reacción se convierte en una base, o viceversa, la base, aceptando un  protón, llega a ser un ácido. Así mismo, al hacer reaccionar una base con un ácido en la misma cantidad se neutralizan.

Teoría de Lewis.- Los compuestos moleculares no iónicos se originan por la compartición de electrones entre átomos. El enlace formado al producirse un  compuesto molecular, implica la existencia de un  par de electrones compartidos entre dos átomos.

Características de los ácidos y bases en soluciones acuosas

Ácidos: ceden protones, tienen sabor agrio, tiñen de rojo el papel tornasol, tienen un pH de 1-6, reaccionan con los metales formando sales y desprendiendo hidrógeno y con los hidróxidos forman sales neutras.

                                   2HF  + 2Na –> H2  +  2NaF

                                   ácido    metal                          sal

                                   Na(OH)  + HNO3  –> NaNO3  +  H2O

                                   Base        ácido                          sal           agua

Características de las bases

Ganan protones de los ácidos, tienen sabor amargo, tiñen de azul el papel tornasol rojo, su pH es de 8-14, tienen consistencia jabonosa, neutraliza loa ácidos.

Potencial de Hidrógeno o pH

Es la concentración de iones de H+ del agua pura. Se expresa de la siguiente manera:

PH = -log (H3O+)  o -log(H+)

El agua tiene un pH = 7(neutra)

Escala del pH: Explica los valores del pH de distintas sustancias.

                           Ácido fuerte: pH bajo                    Base fuerte: pH alto

                           Ácido débil:   pH alto         Base débil:    pH bajo

        Solución neutra H+ y OH-  equilibrados.

        Solución ácida  H+   predomina

        Solución básica OH-  predomina

Química del Carbono

Estructura molecular de los compuestos del carbono

Introducción a la química orgánica

Los compuestos orgánicos como los inorgánicos, son de excepcional importancia para los organismos vivos, como integradores del medio ambiente en que viven, o como formadores del medio interno que les proporciona turgencia y su misma arquitectura, constituyendo ese complejo que en algún tiempo se atribuyó a la "fuerza vital".

Desde el siglo XVII se dividió el estudio de la química en inorgánica o anorgánica y orgánica, con el objeto de distinguirlas y facilitar su estudio dentro del medio natural.

La química orgánica es el estudio de los compuestos del carbono en cuanto a su composición, propiedades, obtención, transformaciones y usos. Comprende un amplio campo de estudio en la tecnología de productos como colorantes, drogas, azúcares, proteínas, grasas, insecticidas, fungicidas, combustibles, licores, cosméticos, hormonas, medicamentos, aromatizantes, fibras textiles, etc. Anteriormente, dichos productos se aislaban de fuentes animales o vegetales y por eso se les dio el nombre de orgánicos, es decir sintetizados por los seres vivos, en la actualidad se producen en el laboratorio y se conocen más de 7 millones de compuestos orgánicos diferentes, mientras que inorgánicos sólo hay 300,000 compuestos (Ocampo, et al., 1999). La química orgánica o química del carbono -como también se le denomina- por ser el carbono el elemento esencial de estos compuestos- estudia al conjunto de sustancias cuyos elementos fundamentales e irremplazables son el carbono, el hidrógeno y el oxígeno, e indispensables, el nitrógeno, el fósforo y el azufre. Con menor frecuencia entran en su composición los halógenos y otros elementos como el magnesio, el sodio, el potasio, el fierro, etcétera (Llera, 1984).

Diferencia entre compuestos orgánicos e inorgánicos.

En 1828, Federico Wóehler, preparo en su laboratorio una cantidad del compuesto inestable conocido con el nombre de Cianato de Amonio; esta sustancia fue calentada y con gran sorpresa notó que se había transformado en unos cristales blancos y sedosos. Rápidamente hizo unas pruebas: eran cristales de Urea, la sustancia que se obtiene cuando se evapora la orina. Para Wóehler éste fue un cambio de lo más sorprendente y enigmático, porque el Cianato de Amonio era un compuesto inorgánico que podía prepararse en el laboratorio; mientras que la Urea era un compuesto orgánico, producto de la actividad de un organismo vivo, la cual, de acuerdo con las teorías de la época, sólo podía prepararse por medio de los procesos de los organismos vivos. Sin embargo Wóehler la había preparado en un tubo de ensayo. Estos compuestos son idénticos a los inorgánicos o minerales y en su formación se cumplen las mismas leyes. La barrera que separaba al mundo inorgánico del mundo orgánico fue eliminada con estos descubrimientos. Es de preguntarse por qué en la actualidad se conserva la Química en dos secciones: Inorgánica y Orgánica, siendo que han desaparecido las diferencias de origen que entre ellas se hicieron. Algunas de las razones que se tienen para conservar la anterior división son las siguientes:

Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos

Tipos de fórmulas en química orgánica (condensada, semidesarrollada y desarrollada)

De acuerdo a la tetravalencia del carbono, los compuestos orgánicos se pueden representar mediante tres tipos de fórmulas:

• Condensada o molecular.- La fórmula condensada es la que expresa en forma sintetizada los átomos que intervienen en el compuesto.
• Semidesarrollada o de estructura.- La fórmula semidesarrollada como su nombre lo indica en parte es condensada y en parte es desarrollada, utiliza una raya para representar el enlace covalente que se forma entre los átomos de carbono.
• Desarrollada o gráfica. La fórmula desarrollada es la que nos indica el enlace entre todos los átomos que forman la molécula del compuesto usando una raya para representarlos.

De estas fórmulas la más conveniente para representar las moléculas de los compuestos es la semidesarrollada, por que la condensada se presta a isomerías, es decir a moléculas que teniendo el mismo número y tipo de átomos varían en su estructura y por consiguiente en sus propiedades; la desarrollada es muy laboriosa

Ejemplos de tipos de fórmulas

Tipos de cadenas

El carbono con sus cuatro valencias, carece de tendencia para ganar o perder electrones y le es difícil adquirir cargas positiva o negativa. Está considerado dentro del grupo de los elementos más combinables, pudiéndolo hacer entre sí y formar largas cadenas, utilizando entre carbono y carbono una, dos o tres valencias, o bien cerrar las cadenas para estructurar cadenas cíclicas.

Por todas estas características, al combinarse entre sí, forma cadenas lineales o abiertas con ramificaciones llamadas arborescencias o sin ellas, con una, dos o tres ligaduras entre carbono y carbono. Estas cadenas son las que constituyen lo que se llama el "esqueleto" de los compuestos orgánicos "acíclicos", para diferenciarlos de los "cíclicos" o de cadena cerrada, cuyos eslabones forman ciclos que pueden estar cerrados por un carbono u otro elemento diferente.

Hidrocarburos

Son compuestos constituidos exclusivamente por carbono e hidrógeno.

Pueden ser:

a)     Acíclicos: Son hidrocarburos de cadenas carbonadas abiertas. Existen dos tipos de cadenas abiertas:

-          Cadenas lineales: los átomos de carbono pueden escribirse en línea recta.

Ejemplo:

-          Cadenas ramificadas: están constituidas por dos o más cadenas lineales enlazadas. La cadena lineal más importante se denomina cadena principal; las cadenas que se enlazan con ella se llaman radicales.

Ejemplo:

b)     Cíclicos: Son hidrocarburos de cadenas carbonadas cerradas, formadas al unirse dos átomos terminales de una cadena lineal. Las cadenas carbonadas cerradas reciben el nombre de ciclos.

Ejemplo:

Existen hidrocarburos policíclicos, constituidos por varios ciclos unidos entre sí.

Ejemplo:

En el cuadro de la página anterior se encuentran clasificados los hidrocarburos en función del tipo de enlace que tienen: simple, doble o triple. Los hidrocarburos correspondientes se llaman, respectivamente, alcanos, alquenos y alquinos.

HIDROCARBUROS SATURADOS, PARAFINAS O ALCANOS

Se llaman hidrocarburos saturados o alcanos los compuestos constituidos por carbono e hidrógeno, que son de cadena abierta y tienen enlaces simples.

Alcanos de cadena lineal

Su fórmula empírica es CnH2n+2, siendo n el número de átomos de carbono. Forman series homólogas, conjuntos de compuestos con propiedades químicas similares y que difieren en el número de átomos de carbono de la cadena.

Ejemplo:

Según las normas IUPAC, para nombrar los alcanos lineales se consideran dos casos:

1.     Los cuatro primeros compuestos reciben los nombres siguientes:

2.     Los compuestos siguientes se nombran utilizando como prefijos los numerales griegos que indican el número de átomos de carbono de la cadena, añadiéndoles la terminación ano, que es genérica y aplicada a todos los hidrocarburos saturados (de ahí el nombre de alcanos).

Ejemplos:

Los compuestos siguientes de la serie se llaman tetradecano (14), pentadecano (15), hexadecano (16), heptadecano (17), octadecano (18), nonadecano (19), eicosano (20), eneicosano (21), docosano (22), tricosano (23), tetracosano (24)…, triacontano (30)…, tetracontano (40), etc.

Isomería

Se presenta cuando dos compuestos tienen el mismo número de átomos de CnHn, pero presenta estructuras internas o configuración del esqueleto diferentes. Ejemplo: C4H10

Butano CH3 – CH2 – CH2 – CH3                            Isobutano o 2, metil propano  CH3 – CH2 – CH3

 CH3

Isomería de lugar:

Se da en el enlace doble y triple. Ejemplo: C5H10

CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH2                                   CH3 – CH2 – CH = CH – CH3

1 penteno                                                  2 penteno

HIDROCARBUROS CON DOBLES ENLACES, OLEFINAS O ALQUENOS

Son hidrocarburos que presentan uno o más dobles enlaces entre los átomos de carbono. La fórmula general, para compuestos con un solo doble enlace, es CnH2n.

Ejemplo:

Alquenos con un solo doble enlace

Se nombran según las siguientes normas:

-          Se elige la cadena más larga que contiene al doble enlace y se sustituye la terminación ano por eno.

-          Se numera la cadena a partir del extremo más próximo al doble enlace. El localizador de éste es el menor de los dos números que corresponden a los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace.

-          La posición del doble enlace o instauración se indica mediante el localizador correspondiente que se coloca delante del nombre.

Ejemplo:

-          Si hay radicales, se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contienen el doble enlace. La numeración se realiza de tal modo que al átomo de carbono con doble enlace le corresponda el localizador más bajo posible. Los radicales se nombran como en los alcanos.

Alquenos con un solo doble enlace

Se nombran según las siguientes normas:

-          Se elige la cadena más larga que contiene al doble enlace y se sustituye la terminación ano por eno.

-          Se numera la cadena a partir del extremo más próximo al doble enlace. El localizador de éste es el menor de los dos números que corresponden a los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace.

-          La posición del doble enlace o instauración se indica mediante el localizador correspondiente que se coloca delante del nombre.

Ejemplo:

-          Si hay radicales, se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contienen el doble enlace. La numeración se realiza de tal modo que al átomo de carbono con doble enlace le corresponda el localizador más bajo posible. Los radicales se nombran como en los alcanos.

Alquenos con varios dobles enlaces

-          Cuando un hidrocarburo contiene más de un doble enlace, se utilizan para nombrarlo las terminaciones: -adieno, -atrieno, etc., en lugar de la terminación eno*. Se numera la cadena asignando a los carbonos con doble enlace los localizadores más bajos que se pueda.

Ejemplo:

-          Si el compuesto contiene radicales, estos se nombran como en los alcanos, eligiendo como cadena principal del hidrocarburo la que contenga el mayor número de dobles enlaces, aunque no sea la más larga.

Ejemplos:

Las verdaderas terminaciones son -dieno, -trieno, etc. Se incluye en ellas la letra "a" para evitar nombres de fonética desagradable.

HIDROCARBUROS CON TRIPLES ENLACES, ACETILENOS O ALQUINOS

Son hidrocarburos que presentan uno o más triples enlaces entre los átomos decarbono. La fórmula general, para compuestos con un sólo triple enlace, es CnH2n-2.

Ejemplo:

Alquinos con un solo triple enlace

Se nombran de acuerdo con las siguientes normas:

-          Se elige la cadena más larga del hidrocarburo que contiene el triple enlace y se coloca la terminación ino.

-          Se numera la cadena a partir el extremo más próximo al triple enlace.

-          La posición de éste se indica mediante el localizador correspondiente, que será el menor de los dos números asignados a los dos átomos de carbono unidos por el triple enlace. El localizador se coloca delante del nombre.

Ejemplo:

-          Si hay radicales, se toma como cadena principal la cadena más larga que contenga el triple enlace. La numeración se realiza de modo que corresponda al átomo de carbono con triple enlace el localizador más bajo posible. Los radicales se nombran como en los alcanos.

Ejemplos:

HIDROCARBUROS CÍCLICOS

Son hidrocarburos de cadena cerrada. Según tengan o no instauraciones, se clasifican en:

-          Hidrocarburos monocíclicos saturados (cicloalcanos).

-          Hidrocarburos monocíclicos no saturados (cicloalquenos y cicloalquinos).

Hidrocarburos monocíclicos no saturados

Los átomos de carbono del hidrocarburo cíclico están unidos por enlaces sencillos. Responden a la fórmula general CnH2n. Se nombran anteponiendo el prefijo ciclo al nombre del alcano de cadena abierta de igual número de átomos de carbono. Ejemplos:

También se representan así:

HIDROCARBUROS AROMÁTICOS

Son compuestos cíclicos que guardan estrecha relación con el benceno (C6H6). Recibieron este nombre porque la gran mayoría de ellos poseen olores fuertes y penetrantes. En la actualidad, el término aromático expresa que el compuesto es más estable de lo esperado, es decir, menos reactivo. El nombre genérico de los hidrocarburos aromáticos es areno y los radicales derivados de ellos se llaman arilo. El benceno es la base de estos compuestos; su fórmula se expresa de uno de estos tres modos:

• Los compuestos aromáticos que tienen sustituyentes se nombran anteponiendo los nombres de los radicales a la palabra benceno. Ejemplos:

• Cuando hay dos sustituyentes, su posición relativa se indica mediante los números 1,2 , 1,3 y 1,4 , o mediante los prefijos orto (o), meta (m) y para (p), respectivamente. Ejemplos:

Alcoholes y fenoles

Los alcoholes pueden considerarse derivados de los hidrocarburos al sustituir un átomo de hidrógeno por el grupo -OH (hidroxilo).

-          Si el hidrocarburo es alifático, da lugar a los alcoholes. Ejemplo:

-          Si el hidrocarburo es aromático, se obtienen los fenoles. En sentido estricto, el fenol debería llamarse bencenol. Ejemplo:

ALCOHOLES

El grupo funcional es el -OH (hidroxilo). La fórmula general es R-OH. El radical R procede de un hidrocarburo alifático. Puede ser radical alquilo, alquenilo o alquinilo. La fórmula general para un alcohol saturado con un solo grupo hidroxilo es CnH2n+1OH. Pueden existir alcoholes con varios grupos hidroxilo: son los polialcoholes.

Alcoholes con un solo grupo funcional

Estos alcoholes pueden ser primarios, secundarios o terciarios, según esté unido el grupo funcional (-OH)a un carbono primario, secundario o terciario[1]. Para nombrar los alcoholes se considera que se ha sustituído un átomo de hidrógeno de un hidrocarburo por un radical -OH, el alcohol así obtenido se nombra añadiendo la terminación ol al hidrocarburo de que procede. Ejemplo:

Si el alcohol es secundario o terciario, se numera la cadena principal de tal modo que corresponda al carbono unido al radical -OH el localizador más bajo posible.

La función alcohol tiene preferencia al numerar sobre las instauraciones y sobre los radicales.

Ejemplos:

Los aldehídos

Los aldehídos son cada uno de los compuestos orgánicos que contienen el grupo carbonilo (CO) y que responden a la fórmula general

Donde R es un átomo de hidrógeno (es el caso del metanal) o un radical hidrocarbonado alifático o aromático.

Los aldehídos son aquellos compuestos caracterizados por la presencia de uno o más grupos carbonilo en posición terminal. La cadena principal debe contener al carbono del grupo carbonilo. Si hay dos grupos carbonilos, la cadena principal deberá contener a ambos. Se le dará el numero uno al carbono del grupo carbonilo. El sufijo a utilizar es al, o dial si hubiera dos grupos carbonilo, uno al principio y otro al final de la cadena carbonada.

Nomenclatura de los aldehídos.

Para nombrar a los aldehídos se cambia la terminación o de los alcanos por al para denotar la presencia de un aldehído. El grupo carbonilo de los alcanales o aldehídos siempre está al final de la cadena. Este hecho lo hace química y físicamente diferente a las cetonas, por eso se considera como un grupo funcional aparte El hidrógeno vecino al oxígeno es fácilmente oxidable y esta es una de las principales diferencias entre estas dos familias de compuestos  Como este grupo funcional siempre está al final de la cadena no se usan números localizadores.

Propiedades físicas.

No es de sorprender que los aldehídos y las cetonas se asemejen en la mayoría de sus propiedades como consecuencia de poseer el grupo carbonilo. Sin embargo, en los aldehídos el grupo carbonilo esta unido a un átomo de hidrógeno, mientras que en las cetonas se une a dos grupos orgánicos. Esta diferencia estructural afecta a sus propiedades de dos formas fundamentales: Los aldehídos se oxidan con facilidad mientras que las cetonas lo hacen con dificultad Los aldehídos suelen ser más reactivos que las cetonas en adiciones nucleofílicas, que es la reacción más característica de este tipo de compuestos.

Los aldehídos son compuestos de fórmula general R-CHO. Este compuesto tiene una amplia aplicación tanto como reactivos y disolventes así como su empleo en la fabricación de telas, perfumes, plásticos y medicinas. En la naturaleza se encuentran ampliamente distribuidos como proteínas, carbohidratos y ácidos nucleicos tanto en el reino animal como vegetal, controlando el proceso para evitar que el aldehído pase a ácido.

Cetonas

Son cada uno de los compuestos orgánicos que contienen el grupo carbonilo (CO) y que responden a la fórmula general R"CO"Ró, en la que R y Ró representan radicales orgánicos y donde los grupos R y R´ pueden ser alifáticos o aromáticos.

Nomenclatura de las cetonas

Para nombrar las cetonas tenemos dos alternativas:

-          El nombre del hidrocarburo del que procede terminado en -ona .Como sustituyente debe emplearse el prefijo oxo-.

-          Citar los dos radicales que están unidos al grupo carbonilo por orden alfabético y a continuación la palabra cetona.

Propiedades físicas

Los compuestos carbonílicos presentan puntos de ebullición más bajos que los alcoholes de su mismo peso molecular .No hay grandes diferencias entre los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas de igual peso molecular. Los compuestos carbonílicos de cadena corta son solubles en agua y a medida que aumenta la longitud de la cadena disminuye la solubilidad.

El grupo funcional de las cetonas es:  

 R   |  C=O   | ' R

Al grupo carbonilo se debe la disolución de las cetonas en agua. Son compuestos relativamente reactivos, y por eso resultan muy útiles para sintetizar otros compuestos; también son productos intermedios importantes en el metabolismo de las células. Se obtienen a partir de los alcoholes secundarios.

La cetona más simple, la propanona o acetona, CH3COCH3, es un producto del metabolismo de las grasas, pero en condiciones normales se oxida rápidamente a agua y dióxido de carbono. Sin embargo, en la diabetes mellitus la propanona se acumula en el cuerpo y puede ser detectada en la orina. Otras cetonas son el alcanfor, muchos de los esteroides, y algunas fragancias y azúcares.

éteres.

Los éteres poseen un átomo de oxígeno unido a dos cadenas alquílicas que pueden ser iguales o diferentes. El más conocido es el éter dietílico que se empleaba como agente anestésico en operaciones quirúrgicas.

Los éteres se nombran colocando el nombre de las dos cadenas alquílicas que se encuentran unidas al átomo de oxígeno, una a continuación de la otra, y, finalmente, se añade la palabra éter.

Aminas

Son compuestos que poseen el grupo amino en su estructura. Se consideran compuestos derivados del amoníaco, por tanto, presentan propiedades básicas. También pueden clasificarse como primarias, secundarias o terciarias, según el grado de sustitución del átomo de nitrógeno.

Tradicionalmente las aminas se nombran colocando los nombres de los radicales en orden alfabético seguido de la terminación AMINA.

En la actualidad se emplea otro sistema para nombrar a las aminas. Este sistema consiste en:

1.     Identificar la cadena principal como aquella que contiene mayor número de átomos de carbono y además contiene el grupo amino.

2.     Colocar la terminación AMINA al final del nombre del hidrocarburo que constituye el esqueleto de la cadena principal.

3.     Para localizar el grupo amino dentro de la cadena principal se utiliza el número del carbono que está unido directamente al nitrógeno y este número o localizador se coloca delante del nombre de la terminación AMINA.

4.     Si la amina es secundaria o terciaria, se dan los nombres de los radicales alquilo que están unidos al nitrógeno precedidos de la letra N en cursiva para indicar que dichos grupos están unidos al nitrógeno y no a un carbono

Ácidos carboxílicos

Estos compuestos se caracterizan por poseer en su estructura al grupo funcional carboxilo (-COOH). Muchos ácidos carboxílicos simples reciben nombres no sistemáticos que hacen referencia a las fuentes naturales de las cuales proceden. Por ejemplo, el ácido fórmico se llama así porque se aisló por primera vez de las hormigas (formica en latín). El ácido acético, que se encuentra en el vinagre, toma su nombre de la palabra acetum, "ácido". El ácido propiónico da el aroma penetrante a algunos quesos y el ácido butírico es el responsable del olor repulsivo de la mantequilla rancia.

Al igual que los aldehídos y cetonas, los ácidos carboxílicos de bajo peso molecular son muy polares y, por tanto, muy solubles en agua. El grupo ácido (-COOH) se halla siempre en uno o ambos extremos de la cadena y se nombran con la terminación -OICO.

ésteres.

Los esteres se consideran como el resultado de la condensación entre un ácido carboxílico y un alcohol. Los ésteres de bajo peso molecular, como el acetato de butilo (CH3COOBu) y el acetato etilo (CH3COOEt) se emplean como disolventes industriales, especialmente en la preparación de barnices.

El olor y sabor de muchas frutas se debe a la presencia de mezclas de ésteres. Por ejemplo, el olor del acetato de isoamilo recuerda al de los plátanos, el propionato de isobutilo al del ron, etc.

Se nombran de la siguiente manera: nombre del ácido del que deriva con la terminación -ato de + nombre del radical que sustituye al H del ácido correspondiente con la terminación -ilo

Amidas.

 Las amidas se pueden obtener por reacción entre un ácido carboxílico y una amina, que puede ser primaria o secundaria. La estructura de algunas amidas simples, como la acetamida y la propanamida, se indica a continuación

Se nombran cambiando la terminación -o del hidrocarburo correspondiente por la terminación -AMIDA

Macromoléculas

Las macromoléculas son moléculas que tienen una masa molecular elevada, formada por un gran número de átomos. Generalmente podemos describirlas como la repetición de una o unas pocas unidades mínimas (monómeros), formando los polímeros. A menudo el término macromolécula se refiere a las moléculas que contienen más de 100 átomos. Pueden ser tanto orgánicas como inorgánicas, y se encuentran algunas de gran relevancia en el campo de la bioquímica, al estudiar las biomoléculas. Dentro de las moléculas orgánicas sintéticas encontramos a los plásticos.

Carbohidratos

Son una clase básica de compuestos químicos en bioquímica. Son la forma biológica primaria de almacén o consumo de energía; otras formas son las grasas y las proteínas. Están compuestas en su mayor parte por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno. Los carbohidratos se descomponen en los intestinos para dar glucosa C6H12O6, que es soluble en la sangre y en el cuerpo humano se conoce como azúcar de la sangre. La glucosa es transportada por la sangre a las células, donde reacciona con O2 en una serie de pasos para producir finalmente CO2(g), H2O(l) y energía.

Tipos de carbohidratos.

• Monosacáridos. No pueden hidrolizarse.
• Disacáridos. Al hidrolizarse producen dos monosacáridos.
• Oligosacáridos. Al hidrolizarse producen de tres a diez moléculas de monosacáridos.
• Polisacáridos. Al hidrolizarse producen más de diez moléculas de monosacáridos.

Función de los carbohidratos

Los carbohidratos desempeñan diversas funciones, siendo las de reserva energética y formación de estructuras las dos más importantes; pero, ¿cuál es su verdadera función? la función de estos "hidratos de carbono" es mantener la actividad muscular, la temperatura corporal, la tensión arterial, el correcto funcionamiento del intestino y la actividad neuronal.

Metabolismo de carbohidratos

Los carbohidratos representan las principales moléculas almacenadas como reserva en los seres vivos junto con los lípidos. Los glúcidos son las principales sustancias elaboradas en la fotosíntesis y son almacenados en forma de almidón en cantidades elevadas en las plantas. El producto equivalente en los animales es el glucógeno, almacenado también en cantidades importantes en el músculo y en el hígado. En el músculo proporciona una reserva que puede ser inmediatamente utilizada como fuente de energía para la contracción muscular y en el hígado sirve como reservorio para mantener la concentración de glucosa en sangre. Al contrario que los carbohidratos, los lípidos sirven para almacenar y obtener energía a más largo plazo. Aunque muchos tejidos y órganos animales pueden usar indistintamente los carbohidratos y los lípidos como fuente de energía, otros, principalmente los eritrocitos y el tejido nervioso (cerebro), no pueden catalizar los lípidos y deben ser continuamente abastecidos con glucosa. Los monosacáridos son los productos digestivos finales de los glúcidos que ingresan a través de la circulación portal al hígado donde, alrededor del 60%, son metabolizados. En el hígado, la glucosa también se puede transformar en lípidos que se transportan posteriormente al tejido adiposo.

Lípidos

Los lípidos son biomoléculas orgánicas formadas básicamente por carbono e hidrógeno y generalmente también oxígeno; pero en porcentajes mucho más bajos. Además pueden contener también fósforo, nitrógeno y azufre.

Es un grupo de sustancias muy heterogéneas que sólo tienen en común estas dos características:

• Son insolubles en agua
• Son solubles en disolventes orgánicos, como éter, cloroformo, benceno, etc.

Clasificación de los lípidos

Los lípidos se clasifican en dos grupos, atendiendo a que posean en su composición ácidos grasos (lípidos saponificables) o no lo posean (lípidos insaponificables)

I.      Líquidos saponificables

A.    Simples

1.     Acilglicéridos.

2.     Céridos

B.    Complejos

1.     Fosolípidos

2.     Glucolípidos

II.     Lípidos insaponificables

A.    Terpenos.

B.    Esteroides.

C.    Prostaglandinas.

Proteínas

Las proteínas son compuestos químicos muy complejos que se encuentran en todas las células vivas: en la sangre, en la leche, en los huevos y en toda clase de semillas y pólenes. Hay ciertos elementos químicos que todas ellas poseen, pero los diversos tipos de proteínas los contienen en diferentes cantidades. En todas se encuentran un alto porcentaje de nitrógeno, así como de oxígeno, hidrógeno y carbono. En la mayor parte de ellas existe azufre, y en algunas fósforo y hierro.

Las proteínas son sustancias complejas, formadas por la unión de ciertas sustancias más simples llamadas aminoácidos, que los vegetales sintetizan a partir de los nitratos y las sales amoniacales del suelo. Los animales herbívoros reciben sus proteínas de las plantas; el hombre puede obtenerlas de las plantas o de los animales, pero las proteínas de origen animal son de mayor valor nutritivo que las vegetales. Esto se debe a que, de los aminoácidos que se conocen, que son veinticuatro, hay nueve que son imprescindibles para la vida, y es en las proteínas animales donde éstas se encuentran en mayor cantidad.

El valor químico (o "puntuación química") de una proteína se define como el cociente entre los miligramos del aminoácido limitante existentes por gramo de la proteína en cuestión y los miligramos del mismo aminoácido por gramo de una proteína de referencia. El aminoácido limitante es aquel en el que el déficit es mayor comparado con la proteína de referencia, es decir, aquel que, una vez realizado el cálculo, da un valor químico mas bajo. La "proteína de referencia" es una proteína teórica definida por la FAO con la composición adecuada para satisfacer correctamente las necesidades proteicas. Se han fijado distintas proteínas de referencia dependiendo de la edad, ya que las necesidades de aminoácidos esenciales son distintas. Las proteínas de los cereales son en general severamente deficientes en lisina, mientras que las de las leguminosas lo son en aminoácidos azufrados (metionina y cisteina). Las proteínas animales tienen en general composiciones más próximas a la considerada ideal.

El valor químico de una proteína no tiene en cuenta otros factores, como la digestibilidad de la proteína o el hecho de que algunos aminoácidos pueden estar en formas químicas no utilizables. Sin embargo, es el único fácilmente medible. Los otros parámetros utilizados para evaluar la calidad de una proteína (coeficiente de digestibilidad, valor biológico o utilización neta de proteína) se obtienen a partir de experimentos dietéticos con animales o con voluntarios humanos.

Estructura La organización de una proteína viene definida por cuatro niveles estructurales denominados: estructura primaria, estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria. Cada una de estas estructuras informa de la disposición de la anterior en el espacio. El orden, o secuencia de los aminoácidos a lo largo de una cadena proteínica constituye su estructura primaria. Esta confiere a la proteína si identidad individual. Un cambio de incluso un aminoácido puede alterar las características bioquímicas de la proteína.

Las cadenas de los seres vivos no son simplemente cadenas flexibles con formas al azar. Por el contrario, las cadenas se enrollan o se alargan de modos específicos. La estructura secundaria de una proteína se refiere a la orientación de los segmentos de la cadena proteínica de acuerdo con el patrón regular. Existen dos tipos de estructura secundaria:

·         hélice α (alfa).- Esta estructura se forma al enrollarse helicoidalmente sobre sí misma la estructura primaria. 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

·         La conformación  β (beta).- En esta disposición los aminoácidos. No forman una hélice sino una cadena en forma de zigzag, denominada disposición en lámina plegada.

La estructura terciaria informa sobre la disposición de la estructura secundaria de un polipéptido al plegarse sobre sí misma originando una conformación globular.

Preguntas de química

1.-  La Química estudia:

e) Los metales y los no metales.

2.- ¿Qué es la materia?

e) Cualquier sustancia que transmita energía

3.- Si observamos un diamante, sus propiedades físicas son, por ejemplo

e) Su peso y número atómico

4.-  Si observamos un frasco conteniendo cloro gaseoso, estamos determinando sus propiedades químicas si:

e) Cambiamos su estado de agregación líquido.

5.- El agua puede cambiar de estado de agregación: de sólido (hielo) a líquido (agua) de líquido a gas (vapor). ¿De que dependen estos cambios?

6.-Existen dos tipos de sustancias según su composición:

7.-Una mezcla es:

a) Aceite en agua

8.- El aire es una mezcla homogénea por que:

e) Lo único que lo compone es el oxigeno

Aire = O2 + N2 + He + H2O + CO + AR + O3 + Kr + …etc.

9.- Una solución es una mezcla homogénea formada por soluto y solvente, por ejemplo:

e) Papel y pegamento

10.- ¿Qué es un elemento?

e) Dos sustancias con el mismo número atómico, pero distinto peso atómico.

11.-  Dejar que un carrito de madera ruede en un plano inclinado es un fenómeno físico por que:

e) El plano inclinado modifica la energía del carrito.

12.- Quemar el carrito de madera anterior es un fenómeno químico por que;

e) La energía utilizada es igual a la cantidad de materia del carrito

13.-  Cuando un trozo de oro es calentado y se transforma en oro líquido ocurre una:

14.- Bajo ciertas condiciones  de temperatura y presión, el vapor de agua se solidifica bruscamente formando escarcha, este cambio de estado se llama:

15.-   La energía es:

e) El tiempo en que un cuerpo realiza un trabajo

16.-  La combustión es una reacción de oxidación violenta que libera energía en forma de calor y luz, por esto, la combustión es:

e) Una reacción nuclear

17.- Poco antes de la Revolución Francesa, Antoine L. Lavoisier anunció la Ley de la Conservación de la masa, que dice:

e) El peso es la medida cualitativa de la masa.

18.-  El inglés John Dalton enunció la Teoría Atómica que dice:

e) El átomo es la menor cantidad de materia.

19.- A sus partes se les llaman componentes:

20.- Filósofo griego que propuso que el átomo era la mínima cantidad de materia y que ya no se podía dividir más:

21-Propuso un modelo atómico que representaba al átomo como una esfera con carga positiva y dentro de ella están  los de carga negativa como pasas de un pastel.

22.- Propuso un modelo atómico formado por un núcleo de carga positiva alrededor del cual giran los     electrones con carga negativa en niveles de energía u órbitas circulares, a semejanzas del sistema planetario:

23.- Configuración electrónica del Nitrógeno (número atómico = 7):

24.- El K+ es un átomo de potasio al que se ha "arrebatado" un electrón, quedando cargado positivamente, por lo tanto, se trata de un: