La química es la ciencia que trata de la
composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia, así como
de las leyes que rigen esos cambios y transformaciones.
LA QUÍMICA: SU IMPORTANCIA EN LA VIDA COTIDIANA Y RELACIÓN CON OTRAS
CIENCIAS
La química es una ciencia que ha permitido conocer, interpretar y transformar
nuestro ambiente; la química está presente en nuestro entorno diario,
proporcionándonos beneficios invaluables, pero la falta de control y ética en
su uso también puede causarnos problemas.
A la pregunta química spara qué?, algunas respuestas son: 'para elaborar
materiales semejantes a los naturales, más económicos y sin dañar el entorno
ecológico y para conocer la composición de la estructura de los
materiales'. La química participa en los campos de acción de otras
ciencias, de tal manera que se derivan, la bioquímica, la fisicoquímica, etc.
DIFERENCIA ENTRE CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
- Cambio físico.-
Cuando las modificaciones no alteran la composición íntima de
las sustancias, dichos cambios desaparecen cuando cesa la causa que los
originó. En este tipo de cambios se modifica la forma, el tamaño,
el estado de movimiento o el estado de agregación; la energía implicada
es pequeña. Ejemplos: formación del arcoíris, fusión de la cera, disolución del
azúcar, dilación de un metal, transmisión del calor, cambios de estado, la
elasticidad, el magnetismo, la propagación de la luz.
- Cambio químico.- Cuando
el cambio experimentado modifica la naturaleza íntima de las sustancias y
no es reversible. Antes ydespués del cambio se tienen substancias
diferentes con propiedades diferentes. La energía desprendida o absorbida
es mayor que el cambio físico. Ejemplos: corrosión de metales, explosión de una
bomba, uso de un acumulador, revelado de una fotografía, combustión de un
cerillo, fotosíntesis, electrolisis del agua, el proceso de digestión, la
fermentación, etc.
Estructura de la materia
- ÁTOMO.- Partícula más
pequeña característica de un elemento.
- MOLéCULA.- Partícula
más pequeña de una sustancias dad (neutra) capaz de existir
independientemente y que conserva sus propiedades Químicas, se componen de
átomos unidos químicamente de acuerdo con su valencia, pueden ser diatómicas
(O3) o poliatómicas (Na2SO4), se representa con formulas químicas.
- ELEMENTO.- Sustancia
básica que no se descompone en sustancias más simples por métodos
químicos ordinarios. Son 115 elementos, 92 naturales y el resto artificiales.
La mayoría son sólidos, cinco son líquidos en condiciones ambientales y doce
son gaseosos. Son abundantes otros no, algunos son raros, radiactivos y algunos
se sintetizan en el laboratorio.
ION.- Átomo con carga eléctrica que se forma por la ganancia ó pérdida de
electrones. Se clasifica en dos tipos: cation y anion.
- CATION.- ion con carga
positiva. Se forma por la perdida de electrones en átomos metálicos.
- ANION.- ion con carga
negativa. Se forma por la ganancia de electrones en átomos no metálicos.
- COMPUESTO.- Es una
sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamenteen
proporciones definidas. Los compuestos sólo se pueden separar en sus
componentes puros (elementos) por medios químicos.
- ISÓTOPO.- Son átomos
que tienen el mismo número de protones pero difieren en su número de neutrones,
por lo tanto estos elementos difieren en su número de masa. Los diferentes
elementos de los isótopos no son estables y se presentan en la naturaleza
en la misma proporción. Ejemplo:
1H1 Hidrogeno ligero o normal 1H2 Hidrogeno pesado o
deuterio 1H3 Hidrogeno
radiactivo o tritio
8O16
8O17
8O18
- SOLUCIÓN.- Mezcla
homogénea formada por un disolvente y un soluto.
- MATERIA.- Materia
es cualquier cosa que ocupa un espacio y que tiene masa.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA.- El contenido de materia en el universo
siempre permanece constante.
ENERGÍA.- Capacidad de realizar trabajo
TIPOS DE ENERGÍA.- Algunas manifestaciones energéticas comunes son: energía
mecánica, energía Solar, energía química, energía eléctrica, energía
hidráulica, energía calorífica, energía luminosa, energía nuclear, energía
eólica, energía geotérmica.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA.- La energía puede ser convertida de una
forma a otra, pero no se puede crear o destruir. En otras palabras, la energía
total del universo es constante.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.- La materia de acuerdo a su
propiedades físicas se clasifica en tres estados de agregación; fase sólida,
liquida y gaseosa; los nuevos estados son elplasma y condensado de
Bose-Einstein.
Fase sólida. Fase que ocupa un volumen fijo y tiene una forma definida,
la movilidad de las partículas es nula y la fuerza de cohesión entre ellas es
muy alta.
Fase liquida. Esta fase ocupa un volumen dado por la forma del recipiente, la
movilidad y su cohesión de las partículas es intermedia.
Fase gaseosa. Fase que no tiene, ni forma, ni volumen definido, tiende a ocupar
el volumen del recipiente en el que se encuentra confinado y sus
partículas tienen una gran energía cinética, presentan movimientos
desordenados y la fuerza de cohesión es muy baja.
Plasma. Cuando un gas se calienta a temperaturas cercanas a los 10000 grados,
la energía cinética de las moléculas aumenta lo suficiente para que al vibrar y
chocar, las moléculas se rompan en átomos. A temperaturas más altas, los
electrones se ionizan de los átomos y la sustancia se convierte en una mezcla
de electrones e iones positivos: un plasma altamente ionizado. Podemos
considerar al plasma como un gas que se ha calentado a temperatura elevada que
sus átomos y moléculas se convierten en iones. La concentración de
partículas negativas y positivas es casi idéntica, por lo que es eléctricamente
neutro y buen conductor de la corriente eléctrica.
Condensado de Bose -Einstein. Gas que se ha enfriado a una temperatura
próxima al cero absoluto. Los átomos pierden energía, se frenan y se unen para
dar origen a un superátomo insólito.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Métodos de separación de mezclas
- DECANTACIÓN. Es
utilizado para separar un sólido de grano grueso de unlíquido, consiste en
vaciar el líquido después de que se ha sedimentado el sólido. Este método
también se aplica en la separación de dos líquidos no miscibles y de
diferentes densidades.
- FILTRACIÓN. Permite
separar un sólido de grano relativamente fino de un líquido empleando un medio
poroso de filtración o membrana que deja pasar el líquido pero retiene el
sólido, los filtros más comunes son el papel, fibras de asbesto, fibras
vegetales, redes metálicas y tierras raras.
- CENTRIFUGACIÓN. Método
que permite separar un sólido insoluble de grano muy fino y de difícil
sedimentación de un líquido. Se incrementa la temperatura del líquido en la
centrífuga; por medio de translación acelerado se incrementa la fuerza
gravitacional provocando la sedimentación del sólido o de las
partículas de mayor densidad.
- DESTILACIÓN. Método que
permite separar mezclas de líquidos miscibles aprovechando sus diferentes
puntos de ebullición, también permite separar componentes volátiles o solubles
en agua u otros disolventes, incluye una serie de evaporación y
condensación sucesivas.
- CRISTALIZACIÓN.
Consiste en provocar la separación de un sólido que se encuentra en solución,
finalmente el sólido queda como cristal, el proceso involucra cambio de
temperatura, agitación, eliminación del solvente, etc.
- EVAPORACIÓN. Por este
método se puede separar rápidamente un sólido disuelto en un líquido, se
incrementa la temperatura del líquido hasta el punto de ebullición, con
lo cual se evapora y el sólido queda en forma de polvo seco.
- SUBLIMACIÓN. Es
el paso de un sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido,
por una alta temperatura.
- SOLIDIFICACIÓN.
Este cambio requiere y se presenta cuando un líquido pasa al estado
sólido.
- CONDENSACIÓN. Es el
paso del estado gaseoso al estado líquido, supone la disminución de la
temperatura.
- LICUEFACCIÓN. Es el
paso del estrado gaseoso al estado líquido se logra disminuyendo la
temperatura. y aumentando la presión.
Su = Sublimación
Sur = Sublimación regresiva
S =Solidificación
F= Fusión
E= Evaporación
C=Condensación
L= Licuefacción
Estructura atómica de la materia y teoría cuántica
El átomo está conformado por tres partículas. Neutrones, protones y
electrones, el protón deriva de la palabra griega protos que significa primera
que, el protón es la primera aparecida ó electrón positivo.
El protón pesa aproximadamente una uma (unidad de masa atómica) 1836 veces más
pesada que el electrón. Sufre pequeños desplazamientos con relación al centro
del átomo y puede ser expulsado del sistema al que pertenece en
forma violenta para ya libre convertirse en partícula alfa. El protón tiene una
energía potencial alta; cuando el núcleo es grande y es poco estable se da
lugar las fisiones espontáneas, pero puede ser separada del átomo al
bombardear el núcleo con neutrones.
El neutrón pesa poco menos que el neutrón, carece de carga. La desintegración
depende del número de protones y número de neutrones que hay a en elnúcleo. La
relación de protones y neutrones en los elementos oxígeno, helio,
nitrógeno, hasta el calcio es igual a 1.
El electrón. Es una partícula ligera a comparación del protón, tiene una carga
negativa y gira alrededor del núcleo presentando un movimiento de
rotación llamado spin.
Cuando un fotón choca con un electrón, le cede su energía, la absorbe
alejándolo del núcleo o fuera del sistema, si queda dentro del sistema se
deshace de su sobrecarga en forma de fotón irradiando energía, volviéndose a un
nivel anterior. A este fenómeno se llama activación del átomo.
CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es el número de protones que hay en el núcleo atómico.
Determina la identidad del átomo.
Z =
p
Donde: Z = número atómico p = número de protones
NÚMERO DE MASA (A).- Es el número de protones y neutrones que hay en el núcleo
atómico. Se calcula a partir del peso atómico del elemento.
A = p +
n
Donde: A = número de
masa p = número de
protones
n = número de neutrones
MASA ATÓMICA.- Es la suma porcentual de la masa de los isótopos de una muestra
de átomos del mismo elemento, su unidad es la u.m.a. (unidad de masa
atómica) La masa del isótopo de carbono 12 es de 12 u.m.a y
las masas se expresan con relación a ésta y se miden en u.m.a.
MODELOS ATÓMICOS
Para elaborar esta teoría atómica, Dalton considero la propiedad general de la
materia: la masa. Es decir, el átomo está caracterizado por su masa. La teoría
de Dalton ha pasado por varias modificaciones yalgunos postulados han sido
descartados. Sin embargo aún representa la piedra angular de la química
moderna.
Postulados de la teoría atómica de Dalton:
§ Toda la materia se compone de partículas diminutas, llamadas átomos que
son indestructibles e indivisibles.
§ Todos los átomos del mismo elemento son iguales en tamaño y masa, y los
átomos de diferentes elementos presentan tamaño y masa distintos.
§ Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de
diferentes elementos.
§ Los átomos se combinan en relaciones numéricas simples bien definidas
(ley de las proporciones definidas).
Los átomos de dos elementos pueden combinarse en diferentes relaciones.
Modelo atómico de Thomson.- J.J. Thomson sometió a la acción de un campo
magnético rayos catódicos, logrando establecer la relación entre la carga y la
masa del electrón. Por lo que este científico es considerado como el
descubridor del electrón como partícula. Propuso un modelo en el que determina
que el átomo está constituido de electrones y protones; en el cual la carga
positiva semejaba un 'Budín de pasas', la cual contenía distribuidas
sus respectivas cargas negativas. Además, de que todos los átomos son neutros
ya que tienen la misma cantidad de electrones y protones.
Modelo atómico de Rutherford.- En 1899 Rutherford demostró que las sustancias
radiactivas producen tres tipos de emanaciones a las que llamó rayos alfa
(α), beta (β) y gamma (γ). Con base en sus observaciones,
Rutherford propuso un modelo en el que el átomo tenía una parte central ó
núcleo con carga eléctricapositiva y en el que se concentraba toda la masa
atómica; estableció además que, los electrones giraban alrededor de ese núcleo
a distancias variables, y que describían órbitas concéntricas, semejando a un
pequeño sistema solar.
Modelo atómico de Niels Bohr.- Bohr estableció que los electrones giraban
alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares (niveles de energía) que
se encontraban a diferentes distancias del mismo. Designó al nivel más próximo
al núcleo como 'K' ó 1; al segundo 'L' ó 2 y así
sucesivamente hasta llegar al nivel 'Q' ó 7.
Postuló además, que cuando un electrón se desplaza en su órbita no emite
radiaciones, por lo que su energía no disminuye, y no es atraído por el núcleo.
Pero que si en un proceso cualquiera, se le suministra energía en forma de luz
y electricidad, el electrón la absorbe en cantidad suficiente y brinca a otra
órbita de mayor energía. En tales condiciones se dice que el electrón está
excitado. Cuando el electrón regresa a su nivel energético, emite en forma de
energía luminosa (fotón), la energía que recibió.
Modelo atómico actual.- El modelo actual de los átomos fue desarrollado por E.
Schrödinger, en el que se describe el comportamiento del electrón en función de
sus características ondulatorias. La teoría moderna supone que el núcleo del
átomo está rodeado por una nube tenue de electrones que retiene el concepto de
niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le
atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización
en términos de probabilidad. De acuerdo con Schrödinger, laposición probable de
un electrón está determinada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los
cuales tienen valores dependientes entre sí.
Números cuánticos
Los números cuánticos son el resultado de la ecuación de SchrÅ‘dinger, y la
tabulación indica la zona probable donde el electrón puede localizarse.
SIGNIFICADO Y VALORES DE NÚMEROS CUÁNTICOS
Número cuántico principal.- Indica el nivel energético donde está el
electrón, es un valor entero y positivo del 1 al 7. Es la distancia que
existe entre el electrón y el núcleo e indica el tamaño del orbital (nube
electrónica).
Número cuántico secundario, azimutal o de forma.- Describe la zona de
probabilidad donde se puede encontrar el electrón (orbital), adquiere valores
desde cero hasta n-1. En cada nivel hay un número de subniveles de energía
igual al nivel correspondiente. El número cuántico secundario determina
la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo
tanto el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un
electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.
Número cuántico magnético.- Representa la orientación espacial de los orbítales
contenidos en los subniveles energéticos, cuando están sometidos a un campo
magnético. Los subniveles energéticos están formado por orbítales o REEMPE, que
es la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar
el electrón. El número cuántico magnético adquiere valores desde -1, pasando
por el cero hasta +1.
Número Cuántico spín.- Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al
girarsobre su propio eje , que solo puede tener dos direcciones, una en
dirección de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario; los
valores numéricamente permitidos son de +1/2 y -1/2.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se denomina configuración electrónica a la especificación de los subniveles
ocupados y su número de ocupación para cada elemento. Consiste en la
distribución de los electrones en los orbítales del átomo t se desarrolla
con la regla de Moeller.
Ejemplo: 12C6 1s2 2s2 2p2
56Fe26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Periodicidad química y enlaces químicos
Construcción de la tabla periódica con base en la configuración electrónica.
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS.
A mediados del siglo XIX se conocían 55 elementos diferentes, los cuales
diferían en sus propiedades y aparentemente no existía ninguna relación entre
ellos. Los científicos trataron de ordenarlos.
Johann W. DÅ‘bereiner, quien en 1817, descubrió que al reunir los elementos con
propiedades semejantes en grupos de tres, la masa atómica del elemento central
era aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas relativas de los
otros elementos, observó que el Bromo tenía propiedades intermedias con el
cloro y las del yodo; encontró otros dos grupos de tres elementos que mostraban
un cambio gradual en sus propiedades llamándola ley de las tríadas.
En 1863 Newlands descubrió que si ordenaba los elementos de acuerdo con su masa
atómica relativa, las propiedades del octavo elemento eran una repetición de
las propiedades del primer elemento. Llamó a este agrupamiento ley delas
octavas, de está manera quedaron en el mimo grupo el sodio, y
el potasio, el azufre y el selenio el calcio y el magnesio que tienen
propiedades similares; las tríadas de Dóbereiner quedaron en el mismo grupo. El
problema fue que no todos presentaban propiedades similares.
En 1867, por el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev, clasificó los
setenta y tres elementos en una tabla periódica puesto que los
elementos variaban de forma regular. Colocó los elementos en orden creciente de
acuerdo a sus pesos atómicos (Newlands) y tomo en cuenta: La valencia de los
elementos.
Espacios vacíos. De acuerdo con su peso atómico, las propiedades de un elemento
no correspondían con las de sus vecinos, por lo cual Mendeleiev dejo espacios
porque faltaban elementos por descubrir. Todos los elementos de una
columna en la tabla de Mendeleiev tiene la misma valencia. No obstante,
Mendeleiev observó que el ordenamiento por pesos atómicos no coincidía con la
valencia.
En 1913, Henry G. J. Moseley sugirió que los elementos se ordenarán de acuerdo
al número atómico creciente. La tabla periódica actual sigue el criterio de
Moseley, y es conocida como la tabla periódica larga de los elementos se
encuentra en filas y columnas.
Las columnas representan los grupos o familias que están formados por elementos
que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia, por lo que se
representan propiedades químicas similares. Existen 18 columnas las
cuales se subdividen en 16 familias, 8 a y 8b, designadas por los números
romanos del I al VIII por cada subtipo un grupo externollamado
tierras raras que no se numera.
Las filas de la tabla periódica son los periodos, los cuales indican el nivel
energético de la capa de valencia. Se designan por un número
arábigo y los elementos están ordenados por su número atómico creciente.
Ley periódica
Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus masas
atómicas, enunciado dicho por Mendeleiev. El enunciado actual es 'Las
propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números
atómicos', postulado conocido como la Ley periódica de Moseley.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas que siguen una tendencia definida por la estructura de la tabla
periódica.
Radio atómico. Es la mitad de distancia entre los núcleos de átomos de
una molécula biatómica, varían de acuerdo al tamaño y las fuerzas externan que
actúan sobre de el. El radio aumenta de arriba hacia abajo en una familia
y de derecha a izquierda en un periodo. El Cs es el de mayor radio atómico.
Electronegatividad. Es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de
valencia de otro más cercano con el fin de formar un enlace covalente. En la
tabla periódica aumenta de izquierda a derecha en periodo y de abajo hacia
arriba en una familia. De acuerdo a Paulli es la propiedad de una molécula y no
de un átomo aislado.
Afinidad electrónica. Se define como la energía que se libera cuando un
átomo gaseoso captura un electrón, entre mayor sea su energía libre, mayor será
la afinidad electrónica, los átomos pequeños captan fácilmente el electrón,
mientras que los grandes les resulta difícil. La afinidadelectrónica aumenta
de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de
abajo hacia arriba en una familia.
Energía de ionización. Se define como la energía necesaria
que hay que suministrarle a un átomo neutro en estado gaseoso para
arrancarle el electrón. La energía de ionización aumenta de izquierda
derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en una
familia.
Electronegatividad y actividad química.
Electronegatividad. Capacidad de un átomo para atraer electrones hacia él en un
enlace químico.
Conforme a la tabla periódica la actividad química en metales va de
arriba hacia abajo y de derecha a izquierda y en no metales de abajo hacia
arriba y de izquierda a derecha.
Diferencias entre metales y no metales
METALES.- Los metales son los elementos de las familias I y IIA, así como
todos los de las familias I a VIIIB.
Propiedades físicas:
- Estados de agregación.
Sólidos a temperatura ambiente excepto Hg, que es un líquido; el cesio, galio y
francio tienen puntos de fusión muy bajos: 28.7°, 29.8° y 30°C.
- Conductividad. Son
buenos conductores del calor y de la electricidad.
- Apariencia. Presentan
un brillo característico llamado brillo metálico.
- Ductibilidad. Se pueden
transformar en hilos.
- Maleabilidad. Se pueden
convertir en láminas (láminas de acero para recubrir cocinas).
- Color.- La mayor parte
de ellos son grises, de un tono parecido al de la plata, por lo
que son llamados argentíferos, excepto el cobre que es rojo y el
oro es amarillo. Losátomos de los metales se ordenan de manera regular en
forma de redes cristalinas llamadas redes metálicas.
Propiedades químicas:
- Propiedades periódicas.
Poseen baja energía de ionización, afinidad electrónica y
electronegatividad, por lo que pierden fácilmente sus electrones de capa de
valencia.
- Reactividad. La
mayoría de los metales reaccionan con los no metales, principalmente con
el oxígeno para formar óxidos y con los halógenos para formar halogenuros.
NO METALES.- Pueden encontrarse en la naturaleza unidos a los metales o a
otros no metales para dar una amplia gama de compuestos y también se les
encuentran libres, todas estas sustancias son vitales para la existencia de
la vida en nuestro planeta, los elementos más importantes que forman a los
seres vivos son los metales como C, H, N y O.
Propiedades Físicas:
- Estado de agregación. A
temperatura ambiente se presentan como sólidos, líquidos o gases, por ejemplo
el carbono, silicio y yodo, que son sólidos; el bromo es líquido y la mayoría
son gases como el oxígeno, nitrógeno, cloro, neón, argón.
- Apariencia. Algunas de
los no metales son coloridos, por ejemplo, el bromo es rojizo, el azufre es amarillo,
pero no presentan brillo metálico.
- Ductibilidad y
maleabilidad. A diferencia de los metales, no son dúctiles ni maleables.
- Densidad. Por lo
general su densidad es menor que la que presentan los electos metálicos.
- Conductividad
térmica y eléctrica. Son malos conductores del calor y la electricidad,
los no metales seemplean como aislantes, por ejemplo, la cubierta de los cables
eléctricos está elaborado con los metales.
- Alotropía. Los
alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado. Esta
propiedad se presenta únicamente en los no metales.
- Los sólidos no
metálicos también pueden presentar el fenómeno de alotropía, ya que los átomos
del sólido se encuentran arreglados en diferentes formas geométricas, por
ejemplo el azufre, que se encuentre en dos formas alotrópicas, una llamada
monocíclica y otra rómbica.
Propiedades químicas:
- Tienen energías de
ionización y afinidades electrónicas mucho más altas que los metales, a si
mismo, son mucho más electronegativos.
- Electrones de la capa
de valencia. Los no metales tienen una capa de valencia de 4 o más electrones
(4-IVA, 5-VA, VIA, 7VIIA y 8-VIIIA). El hidrógeno a pesar de que está en la
familia IA es un no metal y se comporta químicamente como los halógenos (VIIA),
se encuentra libre en la naturaleza, arde con mucha facilidad y reacciona con
muchos de los metales y de los no metales.
METALOIDES.- Los metaloides o semimetales tienen propiedades de los metales y
de los no metales.
Propiedades químicas:
- Se comportan
químicamente como los no metales, tienen 3 o más electrones en su capa de
valencia, reaccionan con algunos metales y con los no metales.
Propiedades físicas:
- Tienen brillo metálico,
son semiconductores de la electricidad y son malos conductores del calor.
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Se lesllama así porque sus electrones de valencia se encuentran distribuidos en
orbítales diferentes a los grupos del grupo A. Estos elementos no son tan
activos como los representativos, todos son metales y por lo tanto son
dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición,
conductores del calor y la electricidad.
Nomenclatura y formulas químicas
NOMENCLATURA Y ESCRITURA DE LAS FORMULAS (IUPAC)
La nomenclatura química es un conjunto de reglas y regulaciones que rigen
la designación de nombres a las sustancias químicas. Se representan mediante
fórmulas, la cual es la representación algebraica de la manera en que está
constituido el compuesto, por ejemplo: El H2O, tiene dos átomos de H y uno de
O.
Al escribir la formula de un compuesto se pone primero el símbolo del
componente que posee el número de oxidación positivo y para nombrarlo, se empieza
por el nombre del radical negativo. Se intercambian los números de oxidación de
los elementos o radicales colocándolos en forma de subíndices deben ser enteros
y el 1 no se escribe.
Para elementos con más de un estado de oxidación, se indica éste con números
romanos:
FeCl2 Cloruro de hierro II
FeCl3 Cloruro de hierro III
Otra alternativa, es designar las terminaciones oso e ico, indicando el menor y
mayor número de oxidación, respectivamente.
FeCl2 Cloruro ferroso
FeCl2 Cloruro férrico
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda el uso de
la nomenclatura sistemática y la de stock o funcional, utilizada sobre todo
para nombrar óxidos, hidruros e hidróxidos. TIPOS DE ENLACES
El enlace químico es una fuerza que une a los átomos para formar una
molécula, puede ser:
Iónico: consiste en que unos átomos ganan y otros pierden electrones.
Covalente: consiste en que los átomos comparten pares de electrones. Se tienen
tres variantes: covalente polar, covalente no polar, y covalente coordinado.
Metálico: Formado por elementos metálicos.
En forma general se puede predecir el tipo de enlace que hay en una molécula
viendo únicamente los átomos de que está constituida.
Átomos
Enlace
Ejemplo
Metal + No metal
Iónico
NaCl, Al2O3
Metal + Metal
Metálico
Al, Cu, Au, Acero, latón
No metal + No metal
Covalente
Covalente polar
Covalente no polar
NH3, H2O
N2, O2, Br2
Otra manera de predecir el tipo de enlace en una molécula es a partir de las
diferencias de electronegatividades. Si ésta diferencia se encuentra entre los
siguientes intervalos, el tipo de enlace será:
Intervalo
Enlace
Igual a 0
Covalente no polar
Mayor a 0 y menor a 1.7
Covalente polar
Igual o mayor a 1.7
Iónico
El 1.7 indica el carácter iónico y 50% de carácter covalente, en la medida que
éste valor crece, el carácter iónico aumenta y viceversa; lo que indica que los
compuestos iónicos tienen algo de carácter covalente.
Para que dos átomos se unan, es necesario que exista una diferencia de
electronegatividades. Esta diferencia se calcula considerando:
D.E = Vma -
Vme
Donde: D.E = Diferencia de electronegatividades
Vma = Valor Mayor
Vme = valor Menor
Ejemplo: NH3
N = 3.0
H = 2.1
D.E. = 3.0 -
2.1 = 0.9 = Enlace Covalente Polar
ENLACE IÓNICO
El modelo iónico para que se unan los átomos debe cumplir dos requisitos:
La energía de ionización par formar el catión debe ser baja
La afinidad electrónica para formar el anión deberá estar favorecida (el
átomo debe liberar energía).
Rb +Cl
RbxxCl
RbCl
Propiedades de los compuestos Iónicos.
- Son sólidos
- Puntos de Fusión y
ebullición altos
- Son sales iónicas
polares y se disuelven en agua
- Conducen la
electricidad en soluciones acuosas
- Forman cristales
- Su densidad es mayor
que la del agua.
Enlace covalente.- compartición de pares electrónicos entre átomos muy
electronegativos. Quedando el par de enlace entre ambos, es decir, a la misma
distancia entre cada átomo que comparte los electrones. La distancia que quede
entre éste par y el átomo determinará si es no polar (estructura de Lewis)
H+H ------
H..H,
H-H
Enlace covalente no polar.- forma entre dos átomos que comparten uno ó más
pares electrónicos, dichos átomos son de igual electronegatividad. Sus
compuestos no son solubles en agua, forman moléculas verdaderas y
diatómicas, no son conductores del calor y la electricidad, tampoco
forman estructuras cristalinas. Ejemplo: O2, N2, F2
Enlace covalente Polar.- genera entre dosátomos que comparten uno o
varios pares electrónicos, están más cerca del elemento más
electronegativo y se forma un dipolo-O O-H. Sus compuestos son solubles en agua
y en solventes polares, presentan gran actividad química, conducen la electricidad.
HCl, SO2.
Enlace covalente coordinado..- ndo dos átomos comparten un par electrónico,
pero uno aporta dicho par y el otro lo acepta, no modifica las
propiedades del compuesto. En general, son líquidos, gases, o sólidos que
subliman con facilidad, con puntos de ebullición y fusión bajos. Ejemplo,
H2SO4, NH3.
Enlace por puente de hidrogeno.- En muchas moléculas donde hay H unido a un
elemento muy electronegativo se establece una unión intermolecular entre
hidrógeno de una molécula (carga parcial positiva) y el elemento
electronegativo de otra molécula. No es un verdadero enlace ya que se trata
de una atracción electrostática débil pero origina de un comportamiento
especial de las sustancias que lo presentan, por ejemplo el agua, que por su
peso molecular debía ser gas a temperatura ambiente, sin embargo es líquida, al
solidificarse, se presenta una estructura tetraédrica en la que cada átomo de
oxígeno está rodeado por otros cuatro y entre dos oxígenos está el hidrógeno,
cada molécula es individual y como resultado de la estructura abierta el
volumen aumenta cuando el agua se congela.
El puente de H puede afectar las siguientes propiedades: punto de ebullición y
de fusión, viscosidad, densidad, calor de vaporización, presión de vapor,
acidez, estas sustancias, generalmente tienen puntos de fusión y
ebulliciónelevados, de alto poder de disociación de cristales iónicos.
Enlace metálico.- El enlace entre los metales no es entre sus átomos sino entre
los cationes metálicos y lo que fueron sus electrones, de tal manera, que el
sodio en su forma metálica es un conjunto ordenado de iones y un mar de
electrones distribuidos entre ellos, donde el comportamiento de los electrones
ocurre entre todos los núcleos metálicos, que poseen iguales valores de electronegatividad.
Aleaciones. Una aleación es una disolución sólida y se prepara disolviendo un
metal en otro, cuando ambos están en estado líquido, la aleación tiene
propiedades fisicoquímicas diferentes de los metales originales, Au con Ag y
Cu, en proporción al 25% oro de 18 kilates. EJEMPLO:
Peltre 85% Sn, 7.3% Cu,6% Bi, 1.7%
Sb.
Latón: 67% cu, 33% Zn.
Cuando los átomos de los metales que forman una aleación son prácticamente del
mismo tamaño, (hasta 15% de diferencia) pueden reemplazarse fácilmente sin
romper inaltérala estructura cristalina del metal, se tienen entonces
aleaciones por sustitución como es el caso del oro con la palta, si la
diferencia de tamaños es mayor, se tiene los átomos más pequeños ocupan huecos
de los átomos mayores, teniendo entonces una aleación intersticial: acero.
Reacciones químicas
TIPOS DE REACCIÓN
Existen varios procedimientos mediante los cuales se forman los compuestos,
entre los diferentes tipos de reacción se tienen:
Síntesis o unión directa
Sustitución o desplazamientos
Doble sustitución metátesis
Análisis o descomposición o separación
SÍNTESISO UNIÓN DIRECTA.- Cuando los átomos o compuestos simples se unen entre
sí para formar compuestos más complejos se origina una reacción por
síntesis o unión directa:
S(s)
+ O2(g) -->SO2(g)
CO2(g) + H2O(l)
-->H2CO3(aq)
MgO(s) + H2O (l)
-->Mg(OH)2(aq)
SO2(g) + H2O (l)
-->H2SO3(aq)
NH3(g) +
HCl(g) -->NH4Cl(g)
Mg(s) +
S(s)
-->MgS(s)
SO3(g) + H2O(l)
-->H2SO4(aq)
ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN.- Las reacciones en las que los compuestos se
descomponen por la acción del calor en sus elementos o compuestos más sencillos,
reciben el nombre de reacciones por análisis, descomposición o separación.
2HgO(s)
-->
2Hg(l) +
O2(g)
CaCO3(s)
-->
Ca(s)
+ O2(g)
2MgO(g) --> 2Mg(s)
+ O2(g)
NH4NO3(s) -->
NH4 (g) + NO3(s)
SUSTITUCIÓN SIMPLE O DESPLAZAMIENTO.- Cuando un elemento por afinidad química
reemplaza en el compuesto a aquel que tenga el mismo tipo de valencia, se
origina una reacción por sustitución simple o desplazamiento.
H2SO4(aq) +
Zn(s)
-->
ZnSO4(s) +
H2(g)
2HCl(l)
+ Mg(s)
-->
MgCl2(g)
+ H2(g)
2H3PO4(aq)
+ 3Ca(s)
-->
Ca3PO4(aq) + 3H2(g)
NH4NO3(g) + Br2
(l)
-->
2HBr(aq) +
S (s)
DOBLE SUSTITUCIÓN.- Existe un tipo de reacción que generalmente se lleva acabo
ensolución acuosa, donde hay iones presentes, y se produce un intercambio entre
ellos. A este tipo de reacción se le llama doble sustitución y se representa
mediante el siguiente modelo matemático:
A+B-
+ C+D-
--> A+D-
+ C+B-
Ejemplos:
HCL(l)
+
NaOH(aq)
-->
NaCl(s)
+ H2O(g)
2HCl(l)
+
Mg(aq) -->
AgCl(g)
+ NaNO3(aq)
Reacción de Neutralización:
En este tipo de reacciones actúan un ácido y una base para tener como resultado
una sal, cuyo pH es neutro, y agua. Ejemplo:
HCl + NaOH --> NaCl +
H2O
De acuerdo a la energía calorífica involucrada, las reacciones químicas se
clasifican en:
- Endotérmicas: Reacción
química en la que se absorbe o requiere calor. Ejemplo:
aˆ†
FeO + H2 -->
Fe + H2O
- Exotérmicas: Reacción
química en la que se libera o pierde calor. Ejemplo:
2 HI --> H2
+ I2 + aˆ† (calor)
- Irreversible: Reacción
química que se genera en una sola dirección, es una reacción directa. Ejemplo:
HCl + NaOH --> NaCl
+ H2O
- Reversible: Reacción
química que se genera en dos direcciones. Ejemplo:
2Cl2 + 2H2O -->
4HCl +O2
Número de oxidación
Se define como el número que indica la valencia de un elemento, al cual se le
agrega el signo + ó - .
Criterios para asignar el número de oxidación
El número de oxidación para un elemento sin combinar, de las moléculas simples
o biatómicas, es igual a cero. Ejemplo: Al, H2, O2, Br, etc.
La suma algebraica de los números de oxidación es igual a cero. Ejemplo:
Na+1Cl-1 = 0
El hidrógeno tiene número de oxidación igual a +1, excepto en hidruros en el
que tiene número de oxidación -1. Ejemplo: H+1ClO, KOH+1, Hidruros: MgH2-1,
LiH-1.
El oxigeno tiene número de oxidación igual a -2, excepto en peróxidos en el que
tiene número de oxidación -1. Ejemplo: CO2-2, Al2O3-2, H2O-2. Peróxidos:
K2O-1, H2O2-1
El número de oxidación de los metales es siempre positivo e igual a la carga
del ión: KBr, MgSO4 Al(OH)3 .
El número de oxidación de los no metales en compuestos binarios son negativos y
en ternarios son positivos. Binarios: KCl-1, ternarios: K2CO3-2
El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales
es -1. HF-1, HCl-1, NaCl-1, CaF2-1
El número de oxidación del azufre en sus hidrácidos y sus sales es -2. Ejemplo:
H2S-2, Na2S-2, FeS-2
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 (agenteoxidante).
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 quese 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 unareacción
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)
2 átomos de H
Peso de H: 1 uma
2(1 uma)=
2 uma
1 átomo de S
Peso de S: 32 uma
1(32 uma)=
32 uma
4 átomos de O
Peso de O: 16 uma
4(16 uma)=
64 uma
98 uma
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 conocecomo 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
1 mol de átomos de 12C
=
6.02 x 1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O
=
6.02 x 1023 moléculas de H2O
1 mol de iones de NO3-
=
6.02 x 1023 iones de NO3
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.
sCuál 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?
sCuántos gramos de nitrato de plata se requieren para preparar 400g de una
solución al 5%?
Molalidad
Lamolalidad (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 fórmulagramo 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
algúntiempo se atribuyó a la 'fuerza vital'.
Desde elsiglo 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 defuentes 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 ellaboratorio 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 sorpresanotó 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
Orgánicos
Inorgánicos
Tipo de enlace
Predomina el enlace covalente
Predomina el enlace iónico
Solubilidad
Son solubles en solventes no polares
Por lo general son solubles en agua
Puntos de fusión y ebullición
Bajos puntos de fusión y ebullición
Presentan altos puntos de fusión y ebullición
Velocidad de reacción
Por lo general, las reacciones son lentas
Las reacciones son casi instantáneas
EstructurasForman estructuras complejas, de elevado peso molecular
No forman estructuras complejas y sus pesos moleculares son bajos
Isomería
Fenómeno frecuente
Fenómeno poco frecuente.
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
Condensada
Semidesarollada
Desarrollada
C2H6
CH3 - CH3
C3H8
CH3 - CH2 - CH3
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 máscombinables,
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
quetienen: 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 quecorresponden 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 secoloca 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
aromáticoses 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
variosgrupos 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 queprocede. 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 desorprender 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. Seconsideran
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 palabraacetum, '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
describirlascomo 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, scuál es
su verdadera función? la función de estos 'hidratos de carbono' es
mantener la actividad muscular, latemperatura 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 puedencontener 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 apartir 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.
