CONDENSADO DE QUÍMICA II, PARA EL NIVEL DE BACHILLERATO...COLEGIO AMERICANO DE SAN CARLOS...tango/tango

1. 1
INDICE
Pág.
Unidad de Competencia I
1.1. Estequiometria............................................................................................ 1
1.2. Leyes ponderales........................................................................................ 1
1.3. Determinación de la fórmula de un compuesto........................................... 2
1.4. Composición centesimal o porcentual de un compuesto........................... 4
1.5. Fórmula molecular....................................................................................... 7
1.6. Unidades químicas....................................................................................... 9
1.7. Cálculos químicos.........................................................................................10
Unidad de Competencia 2
2.1. Definición de solución, concentración, soluto, solvente y
solubilidad................................................................................................12
2.2. Tipos de soluciones: Sólidos-Líquidos, Líquido-Líquido, Líquido-Gas y
Coloides...................................................................................................12
2.3. Concentración de las soluciones.............................................................13
2.3.1 En unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v................................................14
2.3.2 En unidades químicas: Molaridad, Normalidad y Molalidad................. 16
Unidad de Competencia 3
3.1Teorías ácido-base......................................................................................21
3.2 Propiedades de ácido y bases..............................................................21
3.3 Teoría ácido-base.................................................................................22
3.3.1 Arrhenius………………………………………………………………….22
3.3.2 Bronsted-Lowry……………………….………………………………….22
3.3.3 Lewis……………………………………….……………………………...22

2. 2
3.4 Potencial de hidrógeno (pH) y potencial de oxhidrilo (pOH)……............23
3.5 Clasificación de ácidos y bases...............................................................24
3.6 Escala de pH o indicadores.....................................................................24
3.7. Principio de Lechatelier...............................................................................25
3.8 Tiempo de reacción…………………………………………………………….25
Unidad de Competencia 4
4.1 Factores que afectan la velocidad de una reacción...............................26
4.2 Ley de acción de masas.........................................................................26
4.3 Energía de activación.............................................................................26
4.4 Catalizadores..........................................................................................27
4.5 Equilibrio químico...................................................................................28
4.6 Factores que afectan el equilibrio químico.............................................31
Unidad de Competencia 5
5.1 Fundamentos de química orgánica........................................................31
5.2 Principales diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos.....32.
5.3 Hibridación del carbono.........................................................................32
5.4 Derivados halogenados..........................................................................35
5.5 Alcoholes................................................................................................37
5.6 Ëteres.....................................................................................................38
5.7 Aldehidos y cetonas...............................................................................39
5.8 Äcidos carboxílicos………………………………………………………...40

3. 3
5.9 Esteres y sales orgánicas…………………………………………………41
5.10 Aminas y amidas…………………………………………………………...42
Unidad de Competencia 6
6.1 Carbohidratos o glucidos.......................................................................43
6.2 Monosácaridos .....................................................................................44
6.3 Disacáridos............................................................................................46
6.4 Polisacáridos.........................................................................................46
6.5 Lípidos...................................................................................................52
6.6 Aminoácidos..........................................................................................54
6.7 Proteínas...............................................................................................57
6.8 Enzimas...................................................................................................61
6.9 Vitaminas……………………………………………………………………...63
6.10 Estructuras de algunas vitaminas…………………………………………..64
6.10.1Vitaminas hidrosolubles................................................................68
6.10.2Vitaminas liposolubles..................................................................69
7.1 Ácidos nucleícos………………………………………………………………...71

4. 4
ESTEQUIOMETRÍA
Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y
volúmenes de las sustancias participantes. Las reacciones químicas no se verifican
arbitrariamente, si no que están regidas por varios principios:
a) Ley de la conservación de la masa [Lavoisier]: Durante los procesos
químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante.
A + B  C + D
Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D
Ejemplos: 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O
178 g = 178 g
2KI + Pb(NO3)2  PbI2 + KNO3
663 g = 663 g
Ejercicios: Balacea las siguientes ecuaciones y comprueba la Ley de Lavoisier.

5. 5
1.- NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O
2.- Fe(SO4)3 + 3BaCl2  3BaSO4 + 2FeCl3
3.- Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2
4.- CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
5.- H2 + Cl2  2HCl
b) Ley de los proporciones constantes [Proust]: Cuando dos o mas elementos se
unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una relación constante
en peso.
Ejemplos: 2H2 + O2  2H2O
4g 32 g 36 g
2Na + Cl2  2NaCl
H2 + Cl2  2HCl
c) Ley de la proporciones miltiples. [Dalton]: Cuando un elemento se combina
con otro para dar lugar a la formación de varios compuestos mientras que la
cantidad de uno de ellos permanece constante, la del otro varía en una proporción
de un multiplo de la menor.
Ejemplos: En el CO, la relación es de :12 a 16
En el CO2 la relación es de :12 a 32
Mientras que la masa de carbono permanece constante, la masa de oxígeno
aumenta en una relación de 1 a 2.
En el siguiente compuesto, el comportamiento es como se describe la relación:
Cl2O La relación es de 71 a 16. El Cl permace constante la masa del O2
Cl2O3 La relación es de 71 a 48 aumenta en una relacion de 1,3,5 Y 7.
Cl2O5 La relación es de 71 a 80.
Cl2O7 La relación es de 71 a 112.
d) Ley de las proporciones recíprocas o de los pesos de combinacion [Richter
—Wenzel].
Los pesos de dos elementos que reaccionan con el mismo peso de una tercer
elemento, también pueden reaccionar entre sí.
PREGUNTAS:
¿Qué es lo estequiometría?
• ¿Qué dice la Ley de la conservacion de la masa?
• Comprueba la Ley de Lavoisier de las siguientes ecuaciones químicas:
• 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O

6. 6
• 2KI + Pb(NO3)2  PbI + KNO3
• N2O5 + H2O  2HNO3
• 2KOH + H2SO4  K2SO4 + 2H2O
• Na2O2 + 2Na  2Na2O
• ¿Qué dice la Ley de las Proporciones Constantes?
• ¿Qué dice la Ley de las Proporciones Multiples?
DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN COMPUESTO
1.- Fórmula mínima o empírica: Es la que expresa la relación más simple entre los
átomos de un compuesto.
2.- Fómula condensada o molecular: Es la que expresa la relación real entre los
átomos de una molécula de un compuesto.
Ejemplos: Fórmula molecular: C2 H2
Fórmula minima: CH
Pasos para determinar la fórmula mínima de un compuesto:
a) Determinar el número de átomos-gramos de cada elemento, estableciendo alguna
de los siguientes relaciones:
Número de átomos g de x = % de x___ o g de x____
Peso atómico de x peso atómico de x
b) Obtener la menor relación posible entre los átomos, para lo cual se toma el más
pequeño de los cocientes resultantes del paso 1 como común denominador.
c) Aproximar los cocientes obtenidos en el paso 2 (o un multiplo) a enteros.
d) Anotar los números anteriores como subíndices de los elementos
correspondientes.
Ejemplo: 1.- Deducir la fórmula empírica de un compuesto, cuyo análisis dió la
siguiente composición: Fe = 77,7 %, O = 22,3 %.
Elemento peso atómico % átomo = % peso atómico relación subíndice
Fe 56 77,7 77,7 = 1,3875 1,3875 =1 1
1,3875
O 16 22,3 22,3 = 1,39375 1,39375 = 1,0045 1
16 1,3875

7. 7
Fórmula mínima = Fe1O1
Ejemplo:2.-Deducir la fórmula empírica de un compuesto que contiene 90,6 % de
plomo y 9,4% de oxígeno.
Elemento peso atómico % átomo = % peso atómico relación subíndice
Pb 207 90,6 90,6 = 0,4376 0,4376 = 1 x 3 3
207 0,4376
O 16 9,4 9,4 = 0,5875 0,5875 = 1,3425 x 3 4,027
16 0,4376
fórmula mínima = Pb3O4
EJERCICIO: 1.- Al determinar por análisis la composición de una sustancia se
encontró que un gramo de la misma contiene 0.28 g de N y 0.72 g de Mg.¿Cuál es
su fórmula empirica o mínima?
2.- Determina la fórmula mínima:
a).- Carbono 26.7%, hidrógeno 2.2% y oxígeno 71.1%.
b).- Carbono 40%, hidrógeno 6.66% y oxígeno 53.33%.
c).- Carbono 92.3% e hidrógeno 7.7%.
Composición Centesimal o prcentual de un compuesto
Las fórmulas para determinar el porcentaje (%) de un elemento en un compuesto
son:
a) % de x = peso atómico del elemento X índice / PM X 100
b) % de x = peso del elemento / peso del compuesto X 100
a) Se útiliza sí se conoce la fórmula del compuesto.
b) Se útiliza sí se cuenta con datos experimentales.
Ejemplo: ¿Cuál es la composición centesimal del agua?
Datos:
PA de H = 1 % de H = x
PA de O = 16
PM del H2O = 18 g/mol % de O = x
Fórmula y desarrollo:

8. 8
% H = PA H X 2 X 100 % O = PA de O X 100
PM H2O PM H2O
% H= 1X2 X100 = 11,11 % O = 16 X100 = 88,89
18 18
% H + % O = 100%
Ejemplo: En un experimento se calentaron 1,44 g de cobre y se formaron 1,80 g de
súlfuro.¿Cuál es la composición centésimal del compuesto?
Datos:
Peso de Cu = 1,44 g % de S = peso de S X 100
Peso de Cu S = 1,80 g peso de CuS
Peso de S = 0,36 g
% de Cu = x % de Cu = 1,44 X100 = 80
% de S = x 1,80
Fórmula y desarrollo:
% de Cu = peso de Cu X 100 % de S = 0,36 X100 = 20
peso de Cu S 1,86
% Cu + % S = 100,00 %
Ejemplo: Determina el % de los elementos del Al(OH)3.
datos:
Al = 1 x 27= 27
O = 3 x 16 = 48
H = 3 x 1 = 3__
PM = 78 g/mol
Fórmula y desarrollo:
% Al = PA X índice X100
PM
% O = PA X índice X 100
PM
%H = PA X índice X 100
PM
% Al = 27 X 1 X 100 = 34,61%
78
% O = 16 X 3 X 100 = 61,53% 99,98 %

9. 9
78
% H = 1 X 3 X 100 = 3,84%
78
Ejemplo: Calcular la composición centesimal del H3PO4.
% de x = peso atómico del elemento x índice X 100
peso molecular
Datos:
PA H = 1 x 3 = 3
PA P = 31 x 1 = 31
PA O = 16 x 4 = 64
PM = 98 g/mol
% de H = 1 X 3 X 100 = 3,0612 %
98
% de P = 31 X 100 = 31,6326 % 99,98 %
98
% de O = 16 X 4 X 100 = 65,3061 %
98
Ejemplo: Calcular la composición centesimal del NH4NO3.
datos:
PA N = 14 x 1 = 14
PA H = 1 x 4 = 4
PA N = 14 x 1= 14
PA O =16 x 3 = 48
PM = 80 g/mol
% de N = 14 X 1 X 100 = 17,5%
80
% de H = 1 X 4 X 100 = 5% 100 %
80
% de N = 14 X 1 X 100 = 17,5%
80
% de O = 16 X 3 X 100 = 60%

10. 10
80
Ejemplo: Determina la composición centesimal del Ca(OH)2.
Datos:
PA Ca = 40 X 1 = 40
PA O = 16 X 2 = 32
PA H = 1 X 2 = 2_
PM = 74 g/mol
% de Ca = 40 X 1 X 100 = 54,054%
74
% de O = 16 X 2 X 100 = 43.24% 99.99%
74
% de H = 1 X 2 X 100 = 2,702%
74
EJERCICIOS: Determina la composición centesimal de las siguientes sustancias:
a).- Al2(SO4)3
b).- H3PO4
c).- Ca(CN)2
d).- NH4NO3
e).- CA(OH)2
FORMULA MOLECULAR
Los pasos a seguir son:
1.-Calcular el peso fórmula de la fórmula mínima, sumando los pesos atómicos de
los elementos que la forman.
Peso formula = ∑ peso atómicos
2.-Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula.
3.-Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los índices de la
fórmula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular.
Fórmula molecular = factor (fórmula mínima).
Ejemplo: La fórmula mínima de un compuesto es C, H, O2 y su peso molecular es
90, ¿Cuál es su fórmula molecular?
Datos:

11. 11
Fórmula mínima = C,H,O2
Peso molecular = 90
Fórmula molecular = x
PA C = 12
PA H = 1
PA O =16 X 2
Fórmula y desarrollo:
Peso fórmula = ∑ peso atómicos
Peso fórmula = PA del C + PA del H + 2PA del O
Peso fórmula = 12 + 1 + 32
Peso fórmula = 45
Factor = PM__ ______= 90 = 2
Peso fórmula 45
Fórmula molecular = factor (fórmula mínima)
Fórmula molecualar = 2(C,H,O2)
Fórmula molecular = C2H2O4
Ejemplo: Por análisis se encontró que un compuesto orgánico tiene la siguiente
composición: C=40%, H = 6,71%, O = 53,29% y que su peso molecular es 182.
¿Cuál es su fórmula condensada?
Elemento Pa % Átomos g Relación índice Fórmula mínima
C 12 40 40 = 3,33 3,33 = 1
12 3,33
H 1 6,71 6,71 = 6,71 6,71 = 2 C,H2,O1
1 3,33
O 16 53,29 53,29 = 3,33 3,33 = 1
16 3,33
Cálculo de la fórmula condensada:
Fórmula mínima = C,H2,O1

12. 12
Peso molecular = 182
Fórmula molecular = x
Peso fórmula = PA del C + 2PA del H + PA del O
Peso fórmula = 12 + 2 + 16
Peso fórmula = 30
Factor = peso molecular = 182 = 6
Peso fórmula 30
Fórmula molecular = factor (fórmula mínima)
Fórmula molecular = 6(C,H2,O) = C6 H12 O6 glucosa
EJERCICIOS: Determina la fórmula molecular de:
a).- Carbono 26.7%, hidrógeno 2.2%, oxígeno 71.1%. Peso molecular: 92.
b).- Carbono 40%, hidrógeno 6.66%, oxígeno 53.33%.Peso molecular: 180.
c).- Carbono 92.3%, hidrógeno 7.7%. Peso molecular 26.
UNIDADES QUíMICAS
En las reacciones quimicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos,
iones o moléculas; para contar y pesar tales partÍculas, el quÍmico cuenta con ciertas
unidades que se llaman unidades quÍmicas, siendo las principales el peso molecular
entre otros.
Peso atómico: Es el peso promedio de los átomos de un elemento en relación con
el peso de un átomo de carbono 12 al cual se le ha asignado el peso de 12
unidades de peso atómico o de masa atómica.
Ejemplo: El peso atómico del magnesio es igual a 24,312 uma, lo que significa que
un átomo de Mg pesa aproximadamente el doble de un átomo de C12.
• El valor de 4,003 uma para el peso atómico del helio índica que un átomo de
helio pesa aproximadamente la tercera parte de un atomo de C12.
Átomo gramo: Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.
Ejemplos: Un átomo-gramo de oxígeno pesa 16 gramos
Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos

13. 13
Un átomo-graso de carbono pesa 12 gramos
Molécula gramo: Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto)
expresado en gramos.
Ejemplos: La molécula de H2SO4 pesa 98 gramos
La molécula de CO2 pesa 44 gramos
La molécula de O2 pesa 32 gramos
Mol: Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que
constituyen una mol se conoce como número de Avogadro,y es igual a 6,02 X1023 y
tambien una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo
gramo.
Ejemplo: Una mol de H2O contiene 6.02 X1023 moléculas y pesa 18 gramos
Una mol de CO2 contiene 6.02 X1023 moléculas y pesa 44 gramos.
Una mol de azufre (S) contiene 6.02 X1023 moléculas y pesa 32 gramos.
Peso molecular: Es el peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los
pesos atómicos de los elementos que forman dicha sustancia.
PM de O2 = 32 uma
PM de H2O = 18 uma
PM del CO2 = 44 uma
PREGUNTAS:
* ¿Qué es el peso atómico?
* ¿Qué es el átomo-gramo?
* ¿Qué es la molécula - gramo?
* ¿Qué es mol?
* ¿Qué es el peso molecular?
CALCULOS QUíMICOS:
Número de moles en x gramos de sustancia:
Número de moles = masa en gramos
Peso atómico o PM
n = g_ o n = g_
PA PM
Masa en gramos = número de moles X peso molecular
g = nPM
Ejemplo:1.-¿Cuántos átomos gramo y cuantos moles gramos contiene 28 g de
nitrógeno?
Datos:
Masa en g de nitrógeno = 28 g

14. 14
PA N = 14 uma = 14 g/átomo g
PM N2 = 28 uma = 28 g/moléculas g
Número de átomos gramo = x
Número de moléculas gramo = x
Fórmula y desarrollo:
n = g n = _g_
Pa PM
n = 28 g_______ = n = 2 átomos gramo
14 g/atomo g
n = 28___________= n = 1molécula gramo
28 g/moléculas g
Ejemplo:2.-¿Cuál es el número de moles contenidos en 100 g de CO2?
Datos:
n=x
g = 100
PM = CO2 = 44 g/mol
Fórmula y desarrollo:
n= g / PM
n = 100 g = 2.27 moles de CO2
44 g/mol
3.-¿Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio
(Na2CO3)?
Datos: g = x
n = 0.8 moles de Na2CO3

15. 15
PM = 106 g/mol
Fórmula y desarrollo:
n = g/PM
g = n X PM
g = 0.8 moles X 106 g/mol
g = 84.8
Ejercicios:
400 g de Ca(OH)2
Calcula el número de moles en: 50 g de H2SO4
150 g de NaNO3
Tricloruro de fosforo (PCl3)
Cual es la masa en gramos de 1.5 moles de: Tetracloruro de carbono (CCl4)
Nitrato de plata (AgNO3)
SOLUCIONES EMPIRICAS
En la mayoría de las reacciones químicas las sustancias que intervienen se
encuentran dispersas en agua es decir en forma de soluciones. Una solución es una
mezcla homogénea cuyas partículas son menos de 10 Å. En química las soluciones
mas comunes son las binarias, es decir, las formadas por dos componentes; el
soluto y el solvente
Soluto: Es la sustancia que se dispersa y es la que esta en menor proporción.
Solvente: Es el medio dispersor por lo general es el agua y se encuentra en
mayores proporción.
Solución: Esta formado por el soluto y el solvente. Y se da cuando se mezclan
completamente una en la otra.
Agua + alcohol: Depende de las cantidades en que se encuentren el uno y el otro
según va a ser el soluto o el solvente.

16. 16
Solución diluida
Solución concentrada
Clases de soluciones empíricas: Solución saturada
Solución sobresaturada
Gaseosas: aire
Tipos de solución: Líquidos: CO2, OH y azúcar + agua
Sólido: plata + cobre
Solubilidad: Es la propiedad que tiene las sustancias de formar una mezcla
homogena con un disolvente.
CLASES DE SOLUCIONES
Disolventes Sólidos Disolucion Ejemplos
Gas gas gaseosa aire
Líquido gas líquido refrescos
Líquido líquido liquida alcohol en agua
Sólido sólido sólida latón, acero
- solución homogénea (azúcar, sal y alcohol + agua )
- solución heterogénea (aceite + agua)
- sustancias insolubles
- sustancias solubles
PREGUNTAS:
* Define que es soluto.
* Define que es solvente.
* Define que es solución.
* ¿Cuales son las clases de soluciones y heterogénea?
* ¿Que es solución homogénea y heterogénea?
* Menciona 3 ejemplos de clases de soluciones.
* Menciona 3 ejemplos de sustancias insolubles.
* Menciona 3 ejemplos de sustancias solubles.
CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES

17. 17
Porcentual
Soluciones valoradas: Moraridad
Molalidad
Normalidad
Porcentual:
Estas soluciones tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso: Se define como los gramos de soluto disueltos en 100 g de
solución.
% peso = gramos de soluto X 100
g de solución
donde g de solución = g de soluto + solvente
Porcentaje en volumen: Se define como los mL de soluto disueltos en 100 mL de
solución.
% en volumen = mL de soluto_ X 100
mL de solución
Donde mL de solución = mL de soluto + solvente
Ejemplo: Cuando se evaporan 50 g de solución de sulfato de sodio (Na 2SO4), hasta
sequedad se producen 20 g de sal. ¿Cuál es el % de sal en la solución?
Datos:
g de soluto = 20
g de solución = 50 %en peso = 20 g_X 100 = 40%
50 g
Fórmula y desarrollo:
% en peso = g de soluto X 100

18. 18
g de solución
Ejemplo: Si se disuelven 20 mL de alcohol en 80 mL de agua, ¿Cuál es el porcentaje
de alcohol en la solución?
Datos:
mL soluto = 20 mL
mL solvente = 80 mL
mL solución = 100 mL
Fórmula y desarrollo:
% en volumen = mL de soluto X 100
mL de solución
% en volumen = 20 mL X 100 = 20%
100 mL
Ejemplo: ¿Cuántos g de NaOH se necesitan para preparar 200 g de una solución al
10% de NaOH?
Datos:
g de solución = 200
% =10
g de soluto =?
Fórmula y desarrollo:
% en peso = g de NaOH X 100
g de solución
g de NaOH = % de peso x g de solución = 10 X 20 = 20 g
100 100
Ejemplo: Si 30 g de azúcar se disuelven en 100 g de agua, ¿cuál es el porcentaje de
azúcar en la solución?

19. 19
Datos:
g de soluto = 30
g de solvente = 100
g de solución = 130
Fórmula y desarrollo:
% en peso = g de soluto X 100
g de solución
% en peso = 30g_ X 100 = 23.07 %
130g
EJERCICIOS: Resuelve los siguientes problemas.
1.- ¿Cuál es el % en masa de una disolución de 1800 g de agua de jamaica si se
le agregaron 120 g de azúcar?
2.- ¿Cuál es el % en masa de una taza de té si se le agregaron 0.5 g de azúcar a
320 g de agua?
3.- ¿Qué porcentaje en volumen de alcohol tiene una botella de cerveza de 875
mL con 8 mL de alcohol?
4.- ¿Qué volumen de jugo de limón se necesita para preparar una disolución de
2000 mL al 15%?
5.- ¿Cuál es el % en masa de una disolución preparada con 30 g de azúcar en 70
g de agua?
6.- ¿Cuál es el % en peso de una solución que se ha preparado disolviendo 15 g
de NaCl en 150 g de agua?
7.- Sí se desea preparar 100 g de solución de NAOH al 19.7% en peso, ¿Cuántos
g de NAOH se necesitan?
8.- Determina el % en peso de una solución preparada con 20 g de KCl en 200 g
de H2O.
9.- Deseamos preparar 600 g de solución con una concentración al 5%, calcula
que cantidad de soluto necesita.
10.- ¿Cuántos g de solución (solvente + soluto) al 5% en peso (soluto) de Li2SO4
(sulfato de litio), se necesitan para tener 3.2 g de LI2SO4 en solución?

20. 20
Molaridad (M): Se define como los moles (moléculas - gramo) de soluto disueltos en
un litro de solución.
M = n_
V
M = molaridad en Mol/L
n = número de moles
V = volumen en litros
n = g_ n = número de moles
PM g = masa en gramos
PM = peso molecular en g/Mol
Ejemplo: ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido sulfúrico (H2SO4), si 600 mL de
la solución contiene 50 g del ácido?
Datos:
V = 600 mL = 0.60 L
g = 50 g
PM = 98 g/Mol
Fórmula y desarrollo:
n = g_ M = n_
PM V
N =50 g____ = 0.51mol M = 0.51mol = 0.85 mol/L
98 g/Mol 0.61L
Ejemplo: ¿Cuantos gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2) se necesitan para
preparar 750 mL de una solución 0.15 M?
Datos:
g =?
V = 0.75L
M = 0.15 mol/L
PM = 74 g/mol g =0.15 mol/L X 0.75 L X 74 g/mol
Fórmula y desarrollo: g = 8.325
M = n_
V
N = MV
g_ = MV
PM
g = MV PM

21. 21
Ejemplo: ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 64 g de metanol
(CH3 OH)1 en 500 mL de solución?
datos:
m =?
g = 64
V = 0.500 L
PM = 32 g/mol
Fórmula y desarrollo :
g =M X V X PM
M =__g__
V X PM
M = 64 g____________= 4 mol/L
0.500 L X 32 g/Mol

22. 22
Ejemplo: Si se desea obtener una solución 0.5 M de KOH disolviendo 50 g de
hidróxido. ¿Qué volumen de solución se obtendrá?
Datos:
M = 0.5 mol/L
g = 50
PM = 56 g/mol
n = 50 g____= 0.892 mol
56 g/mol
M = n_
V
V = n_
M
V = 0.892 mol
0.5 mol/L
V = 1.784 L
PREGUNTAS:
* ¿Cómo se define la Molaridad?
* ¿Cómo se define la molalidad?
* ¿Cómo se define la Normalidad?
Molalidad: Se define como el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo
de solvente.
m= n___
Kg. solvente
m = molalidad en mol/Kg. m= g__________
Kg. solvente X PM
n = numero de moles de soluto
Si despejamos la formula: m = __40g____________
n = m X Kg. solvente 0.150 Kg X 342 g/Mol
g__= m X Kg. solvente X PM m = 0.779 mol/Kg.
PM

23. 23
Ejemplo: Una solución de alcohol etílico (C2H5OH) en agua es 1.6 molal.
¿Cuántas g de alcohol están disueltas en 2000 g de agua?
Datos:
m = 1.6 mol/Kg. solvente
g =?
Kg. solvente = 2000 g = 2 Kg.
PM = 46 g/Mol
Fórmula y desarrollo:
g = m X Kg. solvente X PM
g = 1.6 mol/Kg X 2 Kg X 46 g/mol
g = 147.2
Normalidad: Se define como el número de equivalentes - gramo de soluto contenido
en un litro de solución.
N = num. Equivalente – gramo = num. Equivalente – gramo
Litro de solución V
Num. Eq.g = N X V
g__= N X V
Peq
g = N X V X peq
Peq = PM___________
núm. Total de cargas (+) o (-)
Ej. Peq Mg+2 (OH)2 = 58 = 29 g eq - g peq H3PO2 = 98 = 32.66 g eq.g
2 3
Peq Al+3 (OH-3)3 = 78 = 26 g eq.g peg Na2SO4 =142 = 32.66 g eq.g
3 2

24. 24
Ejemplo: ¿Qué normalidad tendrá una solución si 600 mL de misma contiene 60 g
de ácido fosfórico?
Datos:
N =?
V = 0.6 L
g = 60
Peq = 32.66 g eq.g
Fórmula y desarrollo:
g = n X V X peq
N = g __ = 60 g __________= 3.06 eq.g/L
V X peq 0.61 L X 32.66 g eq.g
Ejemplo: ¿Cuál es la normalidad de una solución que resulta al disolver 49.05 g de
H2SO4 en 500 mL de solución?
Datos:
N=?
g = 49.05
V = 0.500 L
Peq = 49 g eq.g
PM = 98 g/mol
Fórmula y desarrollo:
g = n X V X peq
n = g___
V X peq
N = 49.05 g _______= 2 eq.g/L
0.500 L X 46 g/eq.g
EJERCICIOS: Resuelve los siguientes problemas:
1.- ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido nítrico (HNO3), si 400 mL de la
solución contienen 150 g del ácido?
2.- ¿Cuántos g de hidróxido de bario Ba(OH)2 se necesitan para preparar 650 mL de
una solución 0.2 M?
3.- Si se desea obtener una solución 0.3 M de hidróxido de potasio (KOH)
disolviendo 60 g de hidróxido, ¿Qué volumen de solución se obtendrá?

25. 25
4.- ¿Cuántos g de nitrato de sodio (NaNO3) son necesarios para preparar 300 mL de
una solución 0.25 N?
5.- ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 50 g de azúcar (C12H22O11)
disueltos en 200 g de agua?
6.- ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar un litro de solución 0.5 M de
H2SO4?
7.- ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar un litro de una solución de
NaOH?
8.- Calcular la normalidad de una solución que tiene una concentración de 8 g de
HNO3 por litro de solución.
9.- ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar 0.5 L de una solución 1 N de
H2CO3?
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
Ácido: Es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio tiñe de rojo el
papel tornasol azul, reacciona con los metales activos con desprendimiento de
hidrógeno y neutraliza a las bases.
Base: Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de
azul el papel tornasol rojo, tiene aspectos jabonoso y neutraliza a los ácidos.
Disociación: Es la separación de iones que existen en una sustancia que presentan
en lace iónico cuando se encuentra en solución acuosa.
aq.
K+ Cl-  K+1 + Cl-1
Ionización: Es la formación de iones de las sustancias que presentan enlace
covalente al encontrarse en solucion acuosa: HCl  H + Cl
Ki: Es la constante de equilibrio y es igual al producto de las concentraciones iónicas
entre la concentración de la sustancia sin disociarse.
H2O H+ + OH- Ki = [H+][OH-]
[H2O]
H2S 2H+ + S-2 Ki = [H]2[S]
[H2S]

26. 26
Las teorías ácido - Base más importantes son:
Teoría de Arrhenius del químico Svante arrhenius, para quien ácido es toda
sustancia que en solución acuosa produce iones hidrónio (H3O) o iones hidrógeno
(H+) y base es toda sustancia que en solución acuosa produce iones oxidrilos o
hidroxilo (OH-)
H+ + H2O H3O+ ión hidrónio
M+ + OH- M+ + OH- ión hidroxilo
Teoría de Bronsted-Lowry: establecieron que una reacción ácida-base implica una
transferencia de protones por lo que definieron al ácido como una especie que dona
un protón (H+) y ala base como una especie que acepta un protón (H +) esta teoría
también se denomina de intercambio protónico.
Ácido H+ + base
H3O+ H+ + H2O
H2O H+ + OH-
Teoría de Lewis: el concepto de ácido - base es que el ácido es una especie
química capaz de aceptar un par de electrones, y la base una especie química
capaz de ceder un par de electrones.
Según Lewis en toda reacción entre un ácido y una base, que forma un enlace
covalente coordinado, al donar un par de electrones resulta un complejo ácido base.
H+ + NH3 NH4
H+ +: OH H2O
PREGUNTAS:
- ¿Cuál es la definición de ácido?
- ¿Cuál es la definición de base?
- ¿Qué es la disociación?
- ¿Qué es la ionización?
- ¿Cómo se define Ki?
- ¿Qué dice la teoría de s. Arrhenius?
- ¿Qué dice la teoría de Bronsted-Lowry?

27. 27
POTENCIAL DE HIDROGENO (pH) Y POTENCIAL DE OXHIDRÍLO (pOH).
Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo
el agua tiene la misma cantidad de iones hidrónio (H3O+) e iones oxhidrilos (OH-), por
lo que se considera neutra.
KW = [H3O+][OH-] =1 X 10-14
El agua, a las soluciones donde [H3O+] = [OH-] =1 X 10-14, se dice que son neutras,
es decir, que ni son ácidas ni básicas.
En las soluciones ácidas la concentración H3O+ es mayor y en las soluciones básicas
la concentración OH- es la mayor.
Ácido Básico
0 7 14
Neutro
pH.- Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrónio en
mol/L pH =- Log [H3O+].
pOH.- Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilos
en mol/L pOH = -Log [OH-].
Resuelve los siguientes ejercicios:
1.- Calcular el pH del H2 del agua, si su concentración de iones H+ es igual a 1X107
mol/L.
2.- Calcular el pH de una solución de HCl, si su concentración de iones H+ es igual a
0.0063 N.
3.- Calcular el pOH del NaOH, si su concentración de iones OH- es igual a 0.002 N.
4.- Calculese el pH de cada una de las siguientes soluciones:
a) Ácido clorhídrico, HCl = 0.0045 M.
b) Hidróxido de sodio, NaOH = 0.050 M.
c) Ácido sulfúrico, H2SO4 = 0.00012 M.
d) Hidróxido de potasio, KOH = 0.0069 M.
5.- Calculese el pOH de las siguientes soluciones:
a) HCl = 0.0010 M.
b) NaOH = 0.0010 M.
c) HNO3 = 0.0050 M.
d) Ba(OH)2 = 0.0050 M.
6.- Calcular el pOH y el pH de una solución 0.0016 M de KOH.
7.- Calcular el pH y el pOH de una solución de HCl 4.9 X10-4 M.
8. Calcula el pH y el pOH de una solución cuya concentración de iones hidrónio es
2.3 X10-4 mol/L de HNO3.

28. 28
Clasificación de ácidos y bases:
Con base en las concentraciones de iones hidrónio (H3O+) o iones oxhidrilos (OH-),
es decir, el pH y el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.
Ácido fuerte: Es aquel en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo
concentración de [H3O+] es elevado. Ejemplos: H2SO4, HNO3, HCl., HBr, HClO4 etc.
Ácido débil: Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado siendo la
concentración de iones hidrónio [H3O+] de la solución relativamente baja.
Ejemplos: CH3-COOH, H2CO3, H2S, H2NO2 nitroso
Base fuerte: Es aquella altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la
concentración de iones oxidrilo [OH] es elevada. Ejemplos: KOH, NaOH, Ba(OH)2.
Base débil: Es aquella cuya concentración de iones [OH] es relativamente baja por
encontrarse parcial mente disociadas. Ejemplos: NH4OH, Al(OH)3, Fe(OH)2.
INDICADORES:
Para determinar el rango de pH de una sustancia, utilizamos indicadores.
Los indicadores son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de
dar un color determinado al variar la concentración de iones hidrónios y se utilizan
para determinar, aproximadamente el pH de una solución.
Ejemplo:
Indicadores intervalo de pH cambio de color
Naranja de metilo 3.1 a 4.0 amarillo a violeta
Rojo de metilo 4.2 a 10.0 rojo a amarillo
EQUILIBRIO QUIMICO Y CINETICA QUIMICA
La cinética química es la rama de la química que trata del estudio de la velocidad
con que se realizan las reacciones químicas.
Hay algunas reacciones que se realizan casi instantáneamente. Las reacciones
entre sustancias que presentan en laces no covalentes son lentos.
Existen reacciones químicas irreversibles, es decir, que se realizan en un solo
sentido y son casi instantáneas como la reacción entre el HCl + AgNO3
HCl + AgNO3 HNO3 + AgCl
Existen también gran número de reacciones reversibles, es decir cuando los
productos reaccionan entre sí y forman las sustancias originales.

29. 29
Así como también existen reacciones exotérmicas y endotérmicas:
Reacciones exotérmicas: Son las reacciones que liberan energía calorífica y su calor
de reacción es negativo por ser su contenido energético mayor en los reactantes que
en los productos.
Reacciones endotérmicas: Son aquellas que para verificarse deben absorber
energía calorífica y su calor de reacción es positivo, ya que los productos tienen
mayor contenido energético que los reactantes.
Ejemplo:
N2 + 3H2 2NH3
2H2 + O2 2H2O
Las reacciones reversibles son recurrentes; hasta que las velocidades de las
reacciones sean iguales y no ocurran más cambios, se dice que están en equilibrio.
El principio que explica este comportamiento es el principio de Lechatelier que dice:
cuando un sistema esta en equilibrio un cambio en las propiedades del
sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda
contrarrestar el efecto.
Este principio se puede interpretar en forma análogo a la tercera ley de Newton: A
toda acción corresponde una reacción de igual intensidad y de sentido contrario.
La velocidad de una reacción: Se define como la cantidad de sustancias
reaccionantes que se convierten en productos en la unidad de tiempo.
Tiempo de reacción: Es el tiempo transcurrido desde el inicio de la reacción hasta
la terminación de la misma.
PREGUNTAS:
- ¿Qué es la Cinética Química?
- ¿Cómo son las reacciones entre las sustancias con enlaces NO covalentes?
- ¿Cómo son las reacciones entre las sustancias con enlaces covalentes?
- ¿Cuáles son las reacciones químicas irreversibles?
- ¿Cuáles son las reacciones químicas reversibles?
- ¿Cuándo se dice que una reacción esta en equilibrio?
- ¿Qué dice el Principio de Lechatelier?
- ¿Qué dice la tercera Ley de Newton?
- ¿Qué es velocidad de reacción?
- ¿Qué es el tiempo de reacción?
- ¿Cuáles son las reacciones exotérmicas?
- ¿Cuáles son las reacciones endotérmicas?

30. 30
Los factores que afectan la velocidad de una reacción son:
* Concentración de los reactivos
* Temperatura
* Naturaleza de las reactivos
* Catalizadores
Concentración de los reactivos: Se define como la cantidad de partículas por
unidad de volumen. Si los reactivos son diluidos o de baja concentración, tienen una
velocidad lenta en la formación de los productos y si la concentración de los
reactivos es moderada a alta, la formación de los productos es alta.
Ley de acción de masa: (1897) Guldberg y waage: A temperatura constante, la
velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las
concentraciones de los reactivos. Si se aumenta la concentración de los reactivos, la
velocidad de los reactivos aumentara.
Temperatura: Si en un sistema de equilibrio se aumenta la temperatura siendo el
volumen constante, el sistema se desplazara hacia el sentido que absorba más
calor.
Energía de activación: Es la energía mínima requerida para romper los enlaces y
que se inicie la reacción.
Naturaleza de los reactivos: La velocidad de una reacción depende de la
naturaleza de las sustancias. El tipo de enlaces y el tamaño de las partículas
influyen en la velocidad de reacción y esta ultima será mayor si el tamaño de las
partículas esta finamente dividida ya que la reacción sucede en la superficie de
contacto.
Catalizadores: Son sustancias que modifican la velocidad de una reacción sin sufrir
cambios aparente en su composición o en su peso. Un catalizador modifica la
energía de activación, ya sea por formación de complejos inestables o
proporcionando una superficie de absorción.

31. 31
E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
Los catalizadores E.A con catalizador positivo
negativos aumentan la
Complejo energía de activación Complejo
activado activado
Los catalizadores
Energía positivos disminuyen
de activación la energía de activación
Energía
E.A de activación
E.A
Productos
Reactivos
∆H<0 ∆H>0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Existen catalizadores positivos y negativos:
Catalizadores positivos: Sustancias químicas que aceleran la velocidad de la
reacción como el MnO2, utilizado en la obtención de O2 por descomposición térmica
del KClO3.
Catalizadores negativos: Sustancias químicas que retardan la velocidad de una
reacción, como el tetraetilo de plomo que se utiliza en la gasolina como
antidetonante.
PREGUNTAS:
* ¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de una reacción?
* ¿Qué es la concentración de los reactivos?
* ¿Qué dice la ley de acción de masa de Guldberg-waage?
* ¿Cómo afecta la temperatura a la velocidad de una reacción?
* ¿Qué es la energía de activación?
* ¿Cómo afecta la naturaleza de los reactivos a la velocidad de una reacción?
* ¿Qué son los catalizadores?
* ¿Cuál es la función de catalizadores positivos?
* ¿Cuál es la función de un catalizador negativo?
EQUILIBRIO QUIMICO

32. 32
Algunos procesos químicos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se
efectúan en un sistema cerrado a temperatura constante.
Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus
alrededores, aunque puede liberar o absorber energía, generalmente en forma de
calor o de trabajo.
Un estado de equilibrio se define como la condición de un sistema donde la
velocidad de los procesos opuestos es igual.
A+B
C+D
Equilibrio
C+D
A+B
Tiempo
Cualquier cambio que experimente una especie química en equilibrio que afecte la
velocidad de reacción, va a modificar la constante de equilibrio.
En la expresión matemática de la ley de equilibrio químico, el numerador es el
producto de las concentraciones de las sustancias en equilibrio, cada uno elevada a
una potencia igual a su coeficiente.
Dado un sistema:
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
K1 = [C]c X [D]d = Ke
K2 = [A]a X [B]b
K1 = K 2
Ke = [C]c[D]d
[A]a[B]b
Ke es la constante de equilibrio, y solamente depende de la temperatura y la
naturaleza de la reacción.
Ejemplo: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Ke = [NH3]2__
[N2][H2]3
Ejemplo:

33. 33
SO2 + NO2 SO3 + NO
Ke = [SO3][NO]
[SO2][NO2]
Elabora la Ke para cada una de las siguientes ecuaciones químicas:
a) 2HgO  2Hg + O2
b) 2KNO3  2KNO2 + O2
c) 2KClO3  2KCl + O2
d) Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu
e) Sn + 2HCl  SnCl2 + H2
f) Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2
g) H2 + Cl2  2HCl
h) SO2 + H2O  H2SO3
i) CO2 + H2O  H2CO3
j) 2H2 + Se2  2H2Se
Problemas:
1.- Se hizo reaccionar una mezcla de hidrógeno y yodo a 445 C° cuando se
estableció el equilibrio, se encontraron las siguientes concentraciones de las
sustancias participantes:
H2 = 0.20 mol/L I2 = 0.20 mol/L HI = 1.60 mol/L
Calcula el valor de la constante de equilibrio (ke) a dicha temperatura, cuando se
considera el ácido yodhídrico como producto. La ecuación química del proceso es:
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)
0.20 0.20 1.60
Formula:
Ke = __[HI]2_ = [1.60]2_____ = Ke = 64 no unidades
[H2] [I2] [0.20] [0.20]
2.- A 445 C° una mezcla en equilibrio tiene 0.80 mol/L de HI y 0.4 mol/L de I2,
¿Cual es la concentración en equilibrio de H2 la ecuación química del proceso es:
Ke = 64?
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)
0.40mol/L 0.80mol/L
3.-Un reactor cerrado conteniendo pentacloruro de fósforo (PCl 5) se calentó a 230 ºC
y una atm de presión hasta que se equilibró el sistema. Por análisis del contenido del

34. 34
reactor se encontró: PCl5 = 0.45 mol/L; PCl3 = 0.096 mol/L, Cl2 = 0.096 mol/L.
Calcula la Ke para la reacción.
4.- En un reactor cerrado se puso PCl3 y Cl2 y la mezcla se calentó a 230 ºC y 1 atm
de presión. En el punto de equilibrio se encontraron 0.235 moles/L de PCl5 y 0.174
moles/L de PCl3. Encuentre la cantidad de Cl2 que había, Ke = 2.05X10-2 a 230 ªC.
5.- En un matraz se dejo reaccionar, a temperatura ambiente, hasta llegar a un
equilibrio químico una mezcla de una mol/L de ácido acético (CH3CO2H) y una mol/L
de etanol (C2H5OH). Al analizar una porción del contenido del matraz, se
encontraron: 0.33 mol/ de CH3CO2H; 0.33 mol/L de C2H5OH; 0.66 mol/L de acetato
de etilo (CH3CO2C2H5) y 0.66 mol/L de H2O. ¿Cuál es la Ke?
6.- G. B. Kistiakowsky (1928), reporto los datos del equilibrio térmico que se
establece a 321.4 ªC para la descomposición del HI: 2HI (g)  H2 (g) + I2 (g). En
uno de sus experimentos, la concentración inicial de HI era de 2.08 moles/L, que se
reducía a 1.68 moles/L al establecerse el equilibrio. Calculese el valor de Ke.
7.- Encuentre Ke para la reacción A  B + C, si en el equilibrio las
concentraciones son: A = 4.6 moles/L; B = C = 2.3 moles/L.
8.- Considérese el sistema en equilibrio A (g) + B (g)  C (g) + D (g). Las
concentraciones iniciales de A y B son 1.00 M y 2.00 M, respectivamente. Después
de lograrse el equilibrio, la concentración de B es 1.50 M. Calculese la Ke.
PREGUNTAS:
- ¿Qué es un sistema cerrado?
- ¿Qué es el estado de equilibrio?
- ¿Cuál es la expresión matemática de la ley de equilibrio?
- Desarrolla la Ke para cada reacción química.
- SO2 + NO2  SO3 + NO
- NaOH + HCl  NaCl + H2O
- 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O
- HCl  H + Cl.
- CH3COOH H + CH3COO-
Principales factores que afectan el equilibrio químico

35. 35
*temperatura
*concentración
*presión
Temperatura: Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio se
desplaza en el sentido de la reacción endotérmica, ya que al absorber ésta calor, el
incremento de temperatura aplicado se contrarrestara en parte.
Concentración: Al aumentar la concentración de algunos de las sustancias de un
sistema en equilibrio, este se desplazara hacia la reacción que tienda a disminuir
dicho aumento esto es, predominara la reacción que consuma la sustancia añadida,
hasta que se restablezca nuevamente el equilibro.
Presión: Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el equilibrio
se desplaza en el sentido que tienda a disminuir la presión, es decir según la
reacción en que se formen menos números de moléculas, ocupando en
consecuencia las sustancias producidas en menor volumen.
Nota: Los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero si las
velocidades de las 2 reacciones opuestas.
FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA ORGANICA
Objetivo: Comprenderá los fundamentos de la química orgánica.
Todos los componentes orgánicos contienen carbono, cuya configuración electrónica
es:
C6= 1S2,2S2,2px1, 2xy1
Sus electrones de valencia son: 2S2, 2px1, 2py1
Como el átomo de carbono tiene cuatro electrones periféricos, siempre tiende a
compartirlos mediante enlaces covalentes, por lo que forma un gran número de
compuestos orgánicos.
Los principios fundamentales de la química orgánica fueron establecidos en 1874,
por kekulé, Van Hoff y Le-Bel, dichos principios son los siguientes:
1.- El carbono es tetravalente. Se considera que el átomo de carbono se encuentra
en el centro de un tetraedro regular y sus valencias están dirigidas hacia los vértices.
2.- Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse indefinidamente entre si
con enlaces sencillos, doble o triple. Esto da lugar a la formación de una gran
cantidad de esqueletos y se llama “concatenación”.

36. 36
3.- Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse con otros elementos. Estas
combinaciones dan lugar a una gran diversidad de compuestos.
Principales diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos:
Compuestos orgánicos: los elementos que intervienen en su formación son muy
pocos: C, H, O, N, P, S halógenos, As y algunos metales.
Compuestos inorgánicos: los elementos que intervienen en su formación son casi
todos.
- El número de compuestos existentes es ilimitado, superior a 2 millones.
- El número de compuestos es reducido, inferior a 100.000
- Su enlace predominante es covalente son no polar.
- Su enlace es covalente polar o iónico.
- Son solubles en disolventes no polares y no electrólitos; sus reacciones son
lentas
- Sus puntos de fusión y ebullición son elevados.
- Arden fácilmente formando CO2 y H2O.
- Su estabilidad térmica es elevada
- La isomería es muy comunes la formación de dos o más compuestos con la
misma composición y propiedades diferentes.
- La isomería es muy rara
- Es común la formación de moléculas complejas de peso molecular elevado
- Rara vez forman moléculas complejas y nunca de peso molecular elevado.
PREGUNTAS:
- ¿Cuál es la configuración electrónica del carbono?
- ¿Cuáles son los e- de valencia del carbono?
- ¿Qué tipos de enlaces forma el carbono?
- Los principios fundamentales de la química orgánica fueron establecidos por:
- Menciona los 3 Principios de la química orgánica.
- Menciona 5 diferencias que existen entre los compuestos orgánicos e
inorgánicos.
Orbítales híbridos: SP (BeCl2)
El berilio carece de electrones no apareados. ¿Cómo podemos explicar su
combinación con 2 átomos de cloro?
Debemos intentar un tipo imaginario de átomo de berilio, uno que este a punto de
combinarse con 2 átomos de cloro.
Be 1S 2S 2P

37. 37
Para llegar a este átomo divalente de berilio efectuemos un pequeño cálculo
electrónico. En primer, “promovemos” uno de los e- 2S a un orbital P vacío.
Be 1S 2S 2P
Un e- promovido: 2 e- NO aparados.
Estos permiten disponer de 2 electrones no apareados, necesarios para el en lace
con 2 átomos de cloro.
Seria de esperar ahora que el berilio formase un enlace de un tipo empleando el
orbital “p” y uno de otro tipo usando el orbital “s”
Nuevamente, esto no corresponde a los hechos: se sabe que los 2 enlaces del
cloruro de berilio son equivalentes.
Entonces hibridemos los orbítales:
Be 1S 2S P
Hibridación SP
1S 2P
2P
Estos orbítales híbridos específicos se conocen como orbítales SP, puesto que se
consideran como el resultado de mezclar un orbital s y uno p.
SP SP
180º ángulo
Angulo
180º
Preguntas:
* ¿Qué es hibridación?
* ¿Qué tipos de compuestos presentan la hibridación SP3?
* ¿Qué tipos de compuestos presentan la hibridación SP2?
* ¿Qué tipos de compuestos presentan la hibridación SP?

38. 38
Orbítales híbridos: SP2
Veamos ahora el trifluoruro de boro, BF3. El boro tiene solo un electrón no apareado,
que ocupa un orbital 2P tres en laces necesitamos tres e- no apareados, por lo que
promovemos uno de los electrones 2S a un orbital 2P:
B 1S 2S 2P
Un e- promovido: 3 e- NO
B 1S 2S 2P apareados.
Si ahora queremos “construir” la molécula más estable posible, debemos hacer los
enlaces más fuertes posibles, para lo que debemos procurar los orbítales atómicos
mas intensamente direccionales que se pueda nueva mente la hibridación nos
provee tales orbítales:
B 1S 2S 2P
SP2
B 1S 2P2 2P
SP2
SP2
120º
120º
Estos orbítales híbridos se llaman SP2 debido a que se consideran generados por la
mezcla de un orbital S y dos P. Se encuentran en un plano que incluye el núcleo
atómico y dirigidos, hacia los vértices de un triangulo equilátero, de modo que el
ángulo entre dos orbítales cualesquiera es 120º.
Hibridación SP3 (CH4)

39. 39
Consideremos ahora una de los moléculas orgánicas mas simples, CH4 el carbono
tiene 1electrón no apareada en cada uno de los dos orbítales P, por lo que podría
esperar que forme el compuesto CH2.
Lo forma, pero el CH2 es una molécula altamente reactiva cuyas propiedades se
centran en torno a la necesidad de procurarle al carbono 2 enlaces adicionales.
C 1S 2S 2P
Observamos nuevamente la tendencia a formar el máximo posible de enlace; en
este caso la combinación con cuatro átomos de hidrogeno para disponer de 4
electrones no apareados, promovemos uno de los electrones 2S a un orbital P vacio.
C 1S 2S 2P
Un e- promovido: 4 e- NO apareados.
Una vez mas los orbítales mas intensamente direccionales son híbridos esta vez son
orbítales SP3 que resultan de la mezcla de un orbital S y tres orbítales P.
109.5° 109.5º
GRUPOS FUNCIONALES
Hay conjuntos de hidrocarburos saturados que son miembros de una misma familia,
ya que presentan un compuesto análogo, esto es, pertenecen a una misma función
química, por Ej. Alcoholes, hidrocarburos, aldehídos, cetonas, ácidos, etc.
Los átomos o grupos atómicos, químicamente reactivos como el grupo COOH que
determina las propiedades características de una función química, reciben el nombre
de grupos funcionales.
Entre los grupos funcionales mas importantes de la química orgánica tenemos: OH
(alcoholes) –o-(éter),- COOH (ácido) – NH2 (amina), etc.
Los compuestos que tienen el mismo grupo funcional, pero que difieren solo en su
formula molecular por un grupo de átomos, metileno (-CH2-), que tiene propiedades
semejantes y que se pueden representar por una misma formula general,
constituyen una serie homologa.
Son ejemplos de series homólogas:

40. 40
a) CH4,C2H6
b) CH3OH,C2H5OH,C3H7OH
c) H-COOH, CH3-COOH, CH3-CH2-COOH
Otros grupos funcionales: (x) halogenuros de alquino, (-CHO) aldehído, (-CO-)
cetona, (-COO-) ester, (NH2) amina, (-CONH2) amida.
Hidrocarburo R - H
Halogenúro de alquilo R-X ( x = halógeno)
Alcohol R – OH (hidroxilo)
Éter R – O - R
Aldehído R – C - H
Cetona R – C - R (carboxilo)
Ácido R - C-OH
Ester R-C-O-O-R
Amina R - NH2
Amida R - C-O - NH2
* Grupos terminales o extremos de cadena
sal orgánica R-C-O-O-H
DERIVADOS HALOGENADOS (R-X)
Cuando en un hidrocarburo se sustituyen uno o varios hidrógenos por cualquiera de
los cuatro halógenos; F, Cl, Br y I se obtienen sustancias que se llaman halógenos
de alquilo (fluoruros, cloruros, bromuros y yoduros) o compuestos halogenados.
La sustitución de un solo átomo de hidrogeno en un hidrocarburo por un átomo de
halógeno, forma los compuestos monoalogenados; la sustitución de dos, da origen a
los compuestos di halogenados y la sustitución de tres átomos de hidrógenos por
tres átomos de halógenos, forman los compuestos trihalogenados.
La formula general para los derivados monohalogenados es: R-X, donde R es un
radical alquilo y x representa al halógeno
Ejemplos: CH-Cl cloro metano o cloruro de metano

41. 41
CH3-CH2-Br 1- bromo etano o bromuro de etilo
CH3 – CH – CH3 2 - Cloropropano o cloruro de isopropilo
I
Cl
CH3 – C – C – CH3 2, 3 – dibromo -2- buteno
I I
Br Br
Cl Cl
I I
CH3 – C – C – CH3 2, 2, 3,3 - Tetraclorobutano
I I
Cl Cl
Nota: Los átomos se nombraran de acuerdo al siguiente orden: F, Cl., Br y I.
- La numeración de los carbonos comienza por el extremo más próximo al halógeno.
Aplicaciones de algunos cloruros y bromuros:
CH3 – CH2 – Cl Cloruro de etilo (anestésico local).
CH3 - Br Bromuro de metilo (insecticida)
CHCl3 Triclorometano o cloroformo.
CCl4 Tetraclorometano o tetracloruro de carbono.
CHI3 Triyodometano o yodoformo.
A L C O H O L E S (R - OH)
Los alcoholes se pueden considerar como derivados de un hidrocarburo por
sustitución de un átomo de hidrogeno por el grupo hidroxilo u oxidrilo (-OH).
La fórmula general de los monoalcoholes alifáticos saturados es: CnH2n+1OH o
CnH2n+2 O.
CLASIFICACION:

42. 42
Alcohol primario: R – CH2 – OH Ejemplo: CH3 – CH2 – CH2 – OH 1 – Propanol.
Alcohol secundario: R – CH – OH Ejemplo: CH3 – CH2 – CH – CH3 2- Butanol
I I
R OH
R CH3
I I
Alcohol terciario: R – C – OH Ejemplo: CH3 – C – CH2 – OH 2-Metil -2- propanol
I I
R CH3
La IUPAC asigna al grupo –OH la terminación ol; se debe añadir al nombre del
hidrocarburo de donde derivan la letra l, con lo cual el nombre de cualquier alcohol
siempre llevara la terminación ol o la palabra alcohol seguida del nombre del grupo
alquilo con terminación ico.
Cuando hay mas de dos oxhidrilos se antepone la terminación ol las palabras di
(dos), tri (tres), etc. además debe añadirse el número del carbono en el que esta el
oxidrilo.
CH3-CH2-OH etanol o alcohol etílico.
CH3-CH2-CH2-OH 1-butanol o alcohol butílico.
CH3 – OH Metanol o alcohol metílico
CH3 – CH2 – CH2 – OH 1 - propanol
É T E R E S (R – O - R)
Son compuestos que se consideran el producto de la deshidratación de dos
moléculas de alcohol, o bien la sustitución de los hidrógenos del H 2O por dos
radicales alquilo, los cuales pueden ser iguales (éteres iguales) o diferentes (éteres
mixtos).
H-O-H
R-O-R
Tienen la misma formula general de los alcoholes: CnH2n+2 O.
Propiedades físicas: Los dos primeros términos son gaseosos a temperaturas
ambientales; los demás son líquidos o sólidos sus densidades están comprendidas

43. 43
entre 0.71 y 0.97g/mL. Son incoloros, más ligeros que el agua y de olor agradable;
son poco solubles en agua y excelentes disolventes, pero los más sencillos son muy
volátiles e inflamables.
Propiedades químicas: Son estables, mucho menos reactivos que los alcoholes de
que derivan; se emplean como disolventes.
Nomenclatura: Existen varias formas para nombrar los éteres:
1) De acuerdo con la IUPAC, se nombran los radicales ligados al oxigeno, unidos
con la palabra oxi, nombrando primero el radical más simple: Ejemplo:
CH3-O-CH2-CH3 metoxietano
2) Considerarlos como óxidos de los radicales unidos al oxígeno, cuando estos son
iguales por Ejemplo:
CH3-O-CH3 Óxido de metilo
C2H5 – O – C2H5 Óxido de etilo
3) Nombrar los grupos unidos al oxígeno, seguidos de la terminación éter Ejemplo:
CH3-O-CH2-CH3 metil etil eter
CH3 – O – CH3 Dimetil eter
EJERCICIOS: Elaborar 10 estructuras con sus respectivos nombres para cada uno
de los 3 procedimientos (DE ACUERDO A LA IUPAC, COMO ÓXIDOS, Y COMO
GRUPOS UNIDOS AL OXÍGENO).
ALDEHÍDOS Y CETONAS
Tanto los aldehídos como las cetonas se caracterizan por la presencia del grupo
carbonilo ( C = O ), que en los aldehídos se localiza en un extremo de la cadena y
en las cetonas en medio de la cadena; por tanto, los compuestos acíclicos saturados
pertenecientes a ambas funciones químicas corresponden a la fórmula general:
CnH2n + O. Aldehídos: R – CHO y cetonas R – CO – R.
Los Aldehídos se pueden definir como los primeros productos de la oxidación de los
alcoholes primarios. Las cetonas son el producto de la oxidación de alcoholes
secundarios.
Propiedades físicas: Tanto los aldehídos como las cetonas tienen hasta cuatro
átomos de carbono solubles en agua; los aldehídos y las cetonas tienen puntos de

44. 44
ebullición menores que las de los alcoholes correspondientes, su densidad es
inferior a la del agua.
Propiedades químicas: Los aldehídos se oxidan fácilmente hasta sus
correspondientes ácidos carboxílicos. Los aldehídos y las cetonas presentan
reacciones de adición.
Nomenclatura de aldehídos: Basta contar el número total de carbonos que
contiene la cadena mas larga, incluyendo el del carbonilo, y nombrar como si fuera
alcano, sustituyendo la terminación ano por al.
Ejemplo:
CH3 - CH = O Etanal
CH3 – CH2 – CH2 – CH = O Butanal
CH3 – CH – CH2 – CH = O 2 – Metil butanal
I
CH3
Nomenclatura de cetonas: Se cuenta el número total de carbonos incluyendo el del
grupo carbonilo cetónico, - CO - y se nombra reemplazando la terminación o por la
terminación ona, características de las cetonas. En el caso de cetonas que tengan
cuatro o más átomos de carbono, a dicho nombre se le añade con el número más
bajo posible, la posición donde se encuentra el grupo carbonilo.
Ejemplo:
CH3 – CO - CH3 propanona
CH3 – C – CH2 – CH3 2 – Butanona
I
O
EJERCICIOS: 15 aldehídos.
15 cetonas.
Á C I D O S (R - COOH)
Los ácidos orgánicos se caracterizan por la presencia del grupo carboxilo –COOH,
en consecuencia, un ácido monocarboxilico alifático saturado corresponderá a la
fórmula general: CnH2nO2.
Los ácidos son compuestos que se producen por OXIDACION de los aldehídos.
Propiedades físicas: Los de bajo peso molecular son líquidos y los superiores son
sólidos; son solubles en agua los tres primeros términos; la solubilidad disminuye al
aumentar el número de carbonos; del ácido con ocho carbonos o más son insolubles

45. 45
en agua; su punto de ebullición es comparable con el de los alcoholes; los primeros
términos tienen un olor picante y desagradable.
Propiedades químicas: Actúan como ácidos débiles; se pueden comportar como
oxidantes débiles y experimentan reacciones de sustitución de las que resultan
sales, ésteres, amidas, etc.
Nomenclatura: Basta contar el número total de átomos de carbono, incluyendo el
del grupo carboxilo y el prefijo correspondiente dado para los alcanos, y se le añade
la terminación ico, que caracteriza a los ácidos orgánicos
Ejemplo:
Ácido metanoico H-COOH o ácido fórmico
Ácido etanoico CH3-COOH o ácido acético
Ácido propanoico CH3 – CH2 – COOH o ácido propiónico
EJERCICIOS: Elabora 10 estructuras de ácidos con sus respectivos nombres.
ÉSTERES Y SALES ORGÁNICAS
Propiedades físicas: Si deshidratamos un alcohol y un ácido obtenemos sustancias
llamadas ésteres. Su grupo funcional es –COO -. Los ésteres son líquidos con olor a
frutas para los primeros términos, numerosos ésteres de la serie armónica se utilizan
para elaborar perfumes; son solventes de numerosos compuestos orgánicos
Propiedades químicas: Son muy reactivos.
Nomenclatura: Se cuenta el número de carbonos que provienen del ácido, aun el
del agrupamiento característico de los éteres –COO- y al nombre del ácido con el
mismo número de átomos de carbonos se le cambia la terminación ico por ato;
enseguida se escribe la palabra de y al final el nombre del radical derivado del
alcohol con la terminación ilo, o bien el nombre del metal, en el caso de las sales
orgánicas.
Ejemplo:
CH3 – COO - CH2 - CH3 Etanoato de etilo
CH3 - CH2 - CH2 - COO - K Butanoato de potasio
CH3 – CH2 – COO – CH3 Propanoato de metilo
EJERCICIOS: Desarrolla 15 ésteres y sales orgánicas con sus respectivos nombres.
A M I N A S (NH2, NH, N)

46. 46
Las aminas son derivados orgánicos del nitrógeno. Se forman mediante sustitución
de uno de de los hidrógenos del amoniaco por un radical alquilo (aminas primarias),
dos hidrógenos por dos radicales alquilo (amina secundarios) o tres hidrógenos por
tres radicales alquilos (aminas terciarias).
R-NH2 R
R NH R NH
R R
Amina Amina Amina
Primaria Secundaria Terciaria
Propiedades físicas: Los primeros términos tener olor amoniacal o a pescado; la
metilamina y la etilamina son gaseosas, el resto son líquidos o gaseosos a
temperaturas ambiente; las mas sencillas son solubles en agua.
Propiedades químicas: Las soluciones acuosas de las aminas tienen reacciones
básicas, y con los ácidos dan sales.
Nomenclatura: Se siguen los pasos de la regla general oficial, y se añade un
número que indica la posición donde se ubican el grupo amino, bien:
a) Se nombran, indicando por orden de complicación, el o los grupos alquilos unidos
al nitrógeno, seguidos de la palabra amina.
b) Se utiliza el término amina delante del nombre del hidrocarburo del que se deriva
la amina.
Ejemplos: CH3-NH2 CH3-NH-CH3 C2 H5-NH2
Metilamina Dimetilamina Etilamina
EJERCICIOS: Desarrolla 10 estructuras con sus respectivos nombres de cada una
de los 3 tipos de aminas.
A M I D A S (R - CONH2)
Una amida es una clase de compuesto que se puede considerar resultante de la
sustitución de un átomo de hidrógeno del amoniaco por un radical ácido, o producto
de la sustitución del hidroxilo del ácido (OH) por un grupo amino (NH2). El grupo
amino es constituyente principal de las proteínas.
Propiedades físicas: La mayoría de las amidas son sólidas cristalizadas; sus
puntos de ebullición son más elevados que los de los ácidos correspondientes. Los
primeros términos son solubles en agua y conforme aumenta el número de
carbonos, la solubilidad disminuye.

47. 47
Nomenclatura: Se designan a partir del hidrocarburo del que derivan añadiendo el
término amida.
Ejemplos: H-CONH2 Metanoamida
CH3-CONH2 Etanoamida
CH3 – CH2 – CONH2 Propanoamida
CH3 – CH2 – CH2 – CONH2 Butanoamida
EJERCICIOS: Desarrolla 10 estructuras de amidas con sus respectivos nombres.
CARBOHIDRATOS O GLUCIDOS
En el universo de la vida biológica, en el cual se producen todos los alimentos que
consumen los seres orgánicos y liberan el oxigeno que hay en la atmósfera,
debemos reconocer que la vida en nuestro planeta es posible gracias a la función
clorofiliana, mediante el fenómeno de la fotosíntesis.
Los seres vivos que carecen de clorofila reciben el nombre de consumidores o
heterótrofos.
A los vegetales verdes se les llama organismos productores o autótrofos, por que
elaboran sus alimentos utilizando compuestos inorgánicos como el CO2, H2O, ciertos
minerales nitrogenados y energía solar.
Fotosíntesis:
Clorofila
CO2 + H2O + Energía CH2O + O2 Unidades básicas de los
Enzimas carbohidratos.
Los carbohidratos están formados únicamente por carbono, hidrógeno y oxígeno.
Función: Los carbohidratos constituyen entre 50 y 70% de los nutrimentos en la
dieta del hombre y de la mayoría de los animales. La oxidación que sufren los
carbohidratos (azúcares y almidones) mediante el oxigeno que se capta en la
respiración, proporciona al cuerpo humano la energía que necesita para trabajar y
mantener una temperatura de 37°C.
Los carbohidratos se clasifican en:

48. 48
Aldosas
Monosacáridos Cetosas
Sacarosa (fructosa + glucosa)
Disacáridos maltosa (glucosa + glucosa)
Lactosa (galactosa + glucosa)
Polisacáridos Almidón
Glucógeno
Celulosa
H O CH2OH O
C | C --H
| C= O |
H-C-OH | H-C-OH
| HO-C-H |
HO-C-H | H-C-OH
| H-C-OH |
H- C-OH | H-C-OH
| H-C-OH |
H- C-OH | CH2OH
| CH2OH
CH2OH
D- glucosa D- fructosa D- ribosa
MONOSACÁRIDOS
Son carbohidratos con seis átomos de carbono que no pueden hidrolizarse a
moléculas mÁs simples; también se denominan azúcares. Sus nombres terminan en
osa y según el número de carbonos se llaman:
Con dos carbonos = diosas
Con tres carbonos = triosas
Con cuatro carbonos = tetrosas; etc.
Como tienen un grupo aldehído o cetónico, si tiene un aldehído, el monosacárido es
una aldosa; si tienes un grupo cetónico, el monosacárido es cetosa.
Estos azúcares son sustancias blancas, con sabor dulce, solubles en agua; algunos
cristalizan con dificultad y con otros al concentrar sus soluciones, solo se consiguen
jarabes muy espesos. Son poco solubles en etanol e insolubles en éter.
Dentro de los monosacáridos tenemos las hexosas, que constituyen el grupo más
importantes, son: los monosacáridos, su fórmula es C 6H12O6 y los más importantes
son:

49. 49
Glucosa: Es el monosacárido más importante y abundante; se encuentra, junto con
la fructosa en la miel, en las frutas dulces (uvas). Es un constituyente normal de la
corriente sanguínea.
O
H OH
HO H
H OH
H OH
OH
D-Glucosa
Fructosa: Es el azúcar de frutas, muy abundante en la naturaleza aunque menos
que la glucosa. Se encuentra en la miel y forma parte de ciertos disacáridos y
polisacáridos.
Galactosa: Forma parte de la lactosa o azúcares de la leche, y de algunos
polisacáridos.

50. 50
O
H OH
HO H
HO H
H OH
OH
D-Galactosa
DISACÁRIDOS
Su fórmula general es C12H22O11. Son carbohidratos que tienen 12 átomos de
carbono en su molécula.
Cuando se reúnen dos moléculas de monosacáridos, mediante un puente de
oxigeno, perdiendo una molécula de agua, el compuesto se llama disacárido. Por lo
tanto, un disacárido es un carbohidrato que por hidrólisis se desdoblan en dos
moléculas de monosacáridos.
Los disacáridos, son carbohidratos formados por la unión de dos moléculas de
monosacáridos; dicha unión se efectúa a través de los llamados enlaces
glucosídicos los cuales pueden ser α-1,4 glucosídico, β-1,4-glucosídico, así como el
α-1-β-2-glucosídico. En la figura que aparece a continuación, se observa la
formación de un enlace α-1,4 glucosídico.

51. 51
La hidrólisis (hidro = agua, lisis = destrucción) del enlace glucosídico de un
disacárido origina dos unidades de monosacáridos. Los disacáridos más importantes
desde el punto de vista nutricional son los siguientes: maltosa, lactosa y sacarosa.
Maltosa + H2O glucosa + glucosa
Lactosa + H2O glucosa + galactosa
Sacarosa + H2O glucosa + fructosa
Celobiosa + H2O glucosa + glucosa

52. 52
Sacarosa: Es el disacárido más abundante constituye el azúcar común y se obtiene
del jugo de caña y del jugo de remolacha.
Lactosa: También llamada azúcar de leche se encuentra en la leche de los
mamíferos.
Maltosa: Existe en los granos de proceso de germinación. Se le conoce como
azúcar de malta, cuando se hidroliza produce 2 moléculas de glucosa.

53. 53
Celobiosa: Es similar a la maltosa ya que esta formada por dos moléculas de
glucosa, solo que en forma beta.
POLISACÁRIDOS
Son anhídridos poliméricos de monosacáridos con 5 o 6 átomos de carbono;
frecuentemente insolubles en agua.
Los polisacáridos constituyen por una parte la sustancia de reserva de las plantas, y
por otra son el material de que están hechas las paredes de las células vegetales.
Los 3 polisacáridos más importantes son el almidón, el glucógeno y la celulosa.
Almidón: Es un polvo blanco, incoloro e insoluble en agua fría y en alcohol; cuando
se calientan forma engrudo y produce una coloración azul intensa con el yodo. Se
encuentra en los tubérculos de la papa como féculas y en otros vegetales.
Está ampliamente distribuido entre los vegetales que lo sintetiza mediante el CO2 de
la atmósfera y el agua en presencia de clorofila. Es un elemento de reserva de las
plantas.
Es un polisacárido de reserva en vegetales. Se trata de un polímero de glucosa,
formado por dos tipos de moléculas: amilosa (30%), molécula lineal, que se
encuentra enrollada en forma de hélice, y amilopectina (70%), molécula ramificada.

54. 54
Procede de la polimerización de la glucosa que sintetizan los vegetales en los
procesos de fotosíntesis, almacenándose en los amiloplastos.
Se encuentra en semillas, legumbres y cereales, patatas y frutos (bellotas y
castañas).
En su digestión intervienen dos enzimas: -amilasa (rompe enlaces 1-4) y la (1,6)
glucosidasa para romper las ramificaciones. Al final del proceso se libera glucosa.

55. 55
Glucógeno: Es la forma de almacenamiento de carbohidratos en los animales y con
frecuencia se denomina almidón animal; se acumula principalmente en el hígado, en
los músculos de los mamíferos y suministra la glucosa al torrente sanguíneo. Con el
yodo da una coloración rojo - violeta. Es un polisacárido de reserva en animales, que
se encuentra en el hígado (10%) y músculos (2%).
Presenta ramificaciones cada 8-12 glucosas con una cadena muy larga (hasta
300.000 glucosas). Se requieren dos enzimas para su hidrólisis (glucógeno-
fosforilasa) y (1-6) glucosidasa, dando lugar a unidades de glucosa.

56. 56
Dado que los seres vivos requieren un aporte constante de energía, una parte
importante del metabolismo de los azúcares está relacionado con los procesos de
formación de almidón y glucógeno y su posterior degradación.
Celulosa: Su fórmula molecular es C6H10O5. Se encuentra en las partes leñosas y
fibrosas de las plantas; es muy abundante, forma las paredes de las células
vegetales, y se haya en la madera, el algodón fibras de lino y cáñamo. Es insoluble
en agua, se utiliza para la elaboración de muchos productos químicos, en la
fabricación de papel, y como materia prima en la preparación de fibras artificiales,
películas, fotografías, algodón y pólvora.
LÍPIDOS
El termino lípido fue propuesto por el bioquímico Bloor. Los lípidos son sustancias
constituyentes esenciales de prácticamente todas las células animales y vegetales,
son insolubles en agua y solubles en éter. En el cuerpo humano, se concentra en las
membranas celulares y en el tejido nervioso del cerebro. Químicamente, los lípidos
están formados por cinco elementos principales: C, H, O, N y P

57. 57
Función: Las grasas se almacenan en el cuerpo como material de reserva, pues se
oxidan cuando es necesario producir energía. La mantequilla, la leche, la carne de
cerdo, las nueces y los cacahuetes son alimentos ricos en grasa. Entre los
principales lípidos o grasas vegetales tenemos el aceite de semilla de algodón y
soya. Las principales grasas animales son la mantequilla de cerdo, el sebo de res y
los aceites de pescado.
Glicérido
Céridos
Simples Etólidos
Estéridos
Lípidos fosfolipidos
Complejos fosfoaminolipidos
Cerebros idos
Esteroides
Lípidos simples:
Glicéridos: Son ésteres de la glicerina y de ácidos grasos. Son grasas de origen
animal y vegetal; los hay sólidos y líquidos, en este caso se llaman aceites. Las
grasas son incoloras e insolubles en agua. En los animales se encuentran en el
tejido adiposo y en los vegetales en las frutas y semillas.
Céridos: Los céridos o ceras están formados por la unión de ácidos de peso
molecular superior al de los que forman las grasas, ya que están comprendidos
entre C24 y C36. Ejemplos tenemos la cera de las abejas, el esperma de ballena.
Estéridos: Son líquidos que se encuentran en las células animales y vegetales
como el colesterol, la bilis, las compuestos suprarrenales etc. Comprenden los
esteres cuyo alcohol es un esterol, como el colesterol.
Etólidos: Son ceras producidas por las confieras (pinos, abetos sabinos etc.); están
constituidos por ésteres formados por moléculas iguales o diferentes de
hidroxiácidos que se esterifican entre si.
Lípidos complejos:
La mayoría de los lípidos complejos contienen ácido fosfórico.

58. 58
Fosfolípidos: Es un componente fundamental del sistema nervioso. Son ésteres
grasos que, además de contener ácido fosfórico, contienen glicerina y fosfato
monocalcico.
Fosfoaminolípidos: Son ésteres grasos combinados con ácido fosfórico, glicerinas,
ácidos grasos y colina. Por ejemplo, las lecitinas extraídas de la yema de huevos o
del aceite de soya.
Cerebrosidos: Son lípidos complejos que no contienen ácido fosfórico. Son lípidos
nitrogenados pero no fosforados. Se encuentran entre las sustancias que integran el
sistema nervioso, en los riñones, la yema de huevo, el hígado, las células del bazo.
AMINOACIDOS
Diagrama de los Aminoácidos
Los aminoácidos (aa) son moléculas orgánicas pequeñas con un grupo amino (NH2)
y un grupo carboxilo (COOH). La gran cantidad de proteínas que se conocen están
formadas únicamente por 20 aa diferentes. Se conocen otros 150 que no forman
parte de las proteínas.
Todos los aminoácidos tiene la misma formula general:
Generalmente, el número de AA que forman una proteína oscila entre 100 y 300.
Los enlaces que participan en la estructura primaria de una proteína son covalentes:
son los enlaces peptídicos. El enlace peptídico es un enlace amida que se forma
entre el grupo carboxilo de una AA con el grupo amino de otro, con eliminación de
una molécula de agua. Independientemente de la longitud de la cadena
polipeptídica, siempre hay un extremo amino terminal y un extremo carboxilo
terminal que permanecen intactos.

59. 59
La unión peptídica:
Los aminoácidos se encuentran unidos linealmente por medio de uniones peptídicas.
Estas uniones se forman por la reacción de síntesis (vía deshidratación) entre el
grupo carboxilo del primer aminoácido con el grupo amino del segundo aminoácido.
Formación del enlace peptídico por una reacción de condensación
La formación del enlace peptídico entre dos aminoácidos es un ejemplo de una
reacción de condensación. Dos moléculas se unen con la pérdida de una molécula
de agua.

60. 60
20 aminoácidos:
Los veinte aminoácidos que se encuentran en los sistemas biológicos son:
Todas las proteínas son cadenas lineales compuestas de algunos de estos veinte
aminoácidos.

61. 61
Aminoácidos esenciales:
Los organismos heterótrofos pueden sintetizar la mayoría de los AA, aquellos que no
pueden sintetizarse deben ser incorporados con la dieta, denominándose
aminoácidos esenciales.
En el ser humano son 10:
Arginina
Histidina
Isoleucina
Leucina
Lisina
Metionina
Fenilalanina
Treonina
Triptofano
Valina
PROTEÍNAS
Función: Las proteínas son constituyentes esenciales del protoplasma y contienen
nitrógeno. Mulder, en 1839, las llamo proteínas, según la palabra griega proterios,
que significa de primera importancia.
La función principal de las proteínas es constituir y regenerar las células animales y
vegetales. También son constituyentes esenciales de la dieta necesaria para la
síntesis de tejido corporal enzimas, algunas hormonas y componentes proteínico de
la sangre.
Composición: Los 5 elementos que existen en la mayoría de las proteínas
naturales son: C, H, O, N y S. Hay además un grupo especial de proteínas que
contienen fósforo. El contenido relativamente elevado de nitrógeno distingue las
proteínas de las grasas y los carbohidratos.
Las proteínas suelen clasificarse según su composición, química o sus propiedades
de solubilidad. De los 3 tipos principales, las proteínas simples se clasifican según

62. 62
su solubilidad, las proteínas conjugadas según sus grupos no proteínicos, y las
proteínas derivadas según el método de alteración.
Son constituyentes químicos fundamentales e imprescindibles en la materia viva
porque:
a) son los quot;instrumentos molecularesquot; mediante los cuales se expresa la información
genética; es decir, las proteínas ejecutan las órdenes dictadas por los ácidos
nucleícos.
b) son sustancias quot;plásticasquot; para los seres vivos, es decir, materiales de
construcción y reparación de sus propias estructuras celulares. Sólo
excepcionalmente sirven como fuente de energía.
c) muchas tienen quot;actividad biológicaquot; (transporte, regulación, defensa, reserva,
etc...). Esta característica diferencia a las proteínas de otros principios inmediatos
como glúcidos y lípidos que se encuentran en las células como simples sustancias
inertes.

63. 63
Albúminas, globulinas, Histonas
Solubles protaminas, prolaminas, gluteinas
Simples
Insolubles Escleroproteínas
Fosfoproteinas
Proteínas Conjugadas Cromoproteinas
Nucleoproteínas
Lipoproteínas
Aminoácidos
Derivados Acidoproteinas

64. 64
o Alcaliproteinas
Péptidos Albuminosas
Peptonas
Polipéptidos
Proteínas simples:
Albúminas: Son solubles en agua y se coagulan con calor. Contienen abundante
azufre. Las más importantes se encuentran en la clara de huevo, en el suero de la
sangre y en la leche.
Globulinas: Pueden ser de origen vegetal o animal. Son insolubles en agua pero
solubles en soluciones salinas diluidas; se encuentran en los tejidos blandos de los
animales y en la sangre (provocan su coagulación); en las frutas y semillas existen
globulinas vegetales.
Histonas: Presentan reacción alcalina; se encuentran en el timo, el páncreas, los
riñones, los leucocitos etc. Contienen azufre.
Protaminas: Son aún más básicas que las histonas y no contienen azufre (S),
solubles en agua, son polipéptidos sencillos.
Prolaminas y gluteinas: Casi todas proceden de los granos de cereales, como la
glicerina del trigo contenida en el gluten de éste. Son insolubles en agua y en
soluciones salinas, pero solubles en ácidos y álcalis diluidos.
Proteínas insolubles:
También llamadas escleroproteínas, se encuentran entre ellas los colágenos como
la oseína de los huesos, las elastinas constituyentes de los tendones, arterias etc.
Las queratinas de cabellos, lanas, uñas, pezuñas y cuernos; muy ricos en azufre (S).
Proteínas conjugadas:
Fosfoproteinas: Su grupo prostético es el ácido fosfórico combinado con el
hidróxido de algunos aminoácidos que lo contienen, en especial la serina. No se
coagula por efecto del calor, pero si por el de los ácidos. Se encuentran entre ellas
la caseína de la leche y la vitelina de la yema de huevo.
Cromoproteinas: Contienen un metal (hierro, magnesio, cobre etc.) al que deben
sus colores característicos. Están unidos a un grupo prostético y constituyen los
pigmentos respiratorios de los animales y vegetales.
Nucleoproteínas: Son proteínas conjugadas. Por hidrólisis de ácido fosfórico,
diversos hidratos de carbono y bases xánticas. La más antiguamente conocida es la

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del timo; otras se encuentran en el páncreas, el bazo, los riñones, la levadura de
cerveza, etc. Los virus están constituidos en parte por nucleoproteínas.
Glucoproteinas: Se trata de combinaciones de proteínas simples con hidratos de
carbonos comunes o nitrogenados. No coagulan por el calor, pero si con ácido
acético.
Lipoproteínas: Contienen un grupo prostético lipoide. Se supone que deben existir
lecitino-proteínas.
Proteínas derivadas o péptidos:
Ácido proteínas y álcaliproteínas: Debido a su carácter anfótero las proteínas
reaccionan con los ácidos y con las bases. Las ácido proteínas y álcali proteínas son
insolubles en agua y en soluciones de sales neutras y se disuelven en los ácidos y
en las bases diluidas pero precipitan en medio neutro.
Albuminosas: Se diferencian de las proteínas simples y conjugadas en qué no se
coagulan. Las peptonas no se coagulan ni pueden ser separadas de sus soluciones
por adición de sales, como lo hacen las proteosas. Su diferencia con los polipéptidos
superiores no pueden establecerse en forma neta, e insensiblemente se pasa de
una a otros y a los péptidos y aminoácidos.
Polipéptidos: El hecho de que las proteínas se hidrolicen dando varios aminoácidos
indujo a Fisher a considerar que eran la combinación de estos productos de
hidrólisis. Esta combinación debe ser lo suficientemente débil para permitir dicha
hidrólisis y también su síntesis.
ENZIMAS
Objetivo específico: Definir, clasificar y describir la función de las enzimas.
Las enzimas son catalizadores orgánicos específicos, de naturaleza proteínica,
producidas por las células vivas e indispensables para que las reacciones químicas
puedan efectuarse dentro de los organismos. En estos últimos años se ha
descubierto intima relación entre las enzimas y las vitaminas. Las enzimas son
específicas, es decir, hay una enzima diferente para catalizar cada reacción. Según
un principio general de biología, cualquier enzima se compone de una coenzima o
elemento activo y una apoenzima o elemento cortador. Ni uno ni otro son activos por
si solos solo al mezclarlos. Al conjunto de una apoenzima y una coenzima se le
denomina haloenzima o enzima.

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Clasificación:
Carbohidrasas Hidrolizan a los carbohidratos.
Esterasas Hidrolizan a los ésteres en el ácido.
Peptidasas Hidrolizan a los péptidos.
Enzimas
Hidrolíticas Glucosidasas Hidrolizan a los glucidos dejando al azúcar.
Fosforilosas Descomponen a los hidratos del carbono.

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Nucleasas Hidrolizan a los ácidos nucleicos.
Amilasas Actúan sobre el enlace carbono - nitrógeno.
Catalasa Descompone el H2O2 en agua y oxigeno.
Enzimas Peroxidasa Descompone a los peróxidos orgánicos.
Oxidantes
Luciferasas Existe en las luciérnagas; actúa sobre la
Luceferina para producir luz.
Tirosinasa Actúa sobre la tirosina formando pigmen-
tos negros que se conocen como melaninas.
Zimasa Transforma los azúcares en alcohol y CO2.
Enzimas
Descarboxilantes
Carboxilasa Transforma a los ácidos en aldehídos y
CO2.
Aunque los enzimas solo son producidas por células vivas muchas de ellas son tan
estables que conservan su actividad enzimática aún después de la muerte por el
calor de las células que las originaron: por lo tanto las enzimas pueden ser aisladas
de los cuerpos celulares para ser usados en la industria y como medicamentos
cuando falta normalmente en los organismos.
La acción enzimática puede reducirse por ciertos inhibidores llamados antienzimas.

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VITAMINAS
Objetivo específico: Escribir los elementos que componen las vitaminas su
clasificación y su función.
Rosenberg definió a las vitaminas como los compuestos orgánicos requeridos para
el crecimiento normal y el sostenimiento de la vida de los animales, incluyendo al
hombre.
Propiamente no son un alimento, puesto que no son utilizados como unidades de
construcción de las células ni proveen energía, pero son factores esénciales para la
regulación del metabolismo y en pequeñas cantidades son capaces de provocar
reacciones orgánicas muy profundas actuando como agentes catalíticos.
El nombre vitaminas se debe a Funck precisamente por su importancia vital y por
que supuso que dichas sustancias eran aminas.
Función: Tienen una función específica y definida en la alimentación en el
desarrollo de los organismos y en la curación de algunas enfermedades. Las
funciones que ejercen las vitaminas son de dos tipos: el mantenimiento de la
estructura normal y el de las funciones metabólicas normales.
Las vitaminas se dividen en dos grandes grupos atendiendo a su solubilidad en agua
o en las grasas. Las que se disuelven en agua se llaman hidrosolubles y los que se
disuelven en grasas se llaman liposolubles.
Metabolismo: Es el conjunto de transformaciones físicas, químicas y biológicas que
se realizan en los organismos vivos.
Hidrosolubles B1, B2, nicotinamida, B6 ácido panto-
ténico, ácido fólico B12, C, P.

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Vitaminas
Liposolubles A, D, K, E
ESTRUCTURAS DE ALGUNAS VITAMINAS
H3C CH3 CH3 CH3 O
OH NH2
CH3 N
Vitamina A (retinol) Vitamina B3 (Niacinamida)
OH
H3C
NH O
HO
CH3 O OH Vitamina B5 (Ácido pantoténico)
H3C N S OH
+
N N -
Cl
NH2 CH3
Vitamina B1
NH2
N N
N N
H

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Vitamina B4 (Adenina)
HO
HO H
HO H
HO H
H H
H3C N N O
NH
H3C N
O
Vitamina B2 (Riboflavina)
H H
N O
S
HO O NH
H
Vitamina B7 (Biotina)