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Química General y Orgánica para nutrición
© 2018
Klaus Bieger
Contenido
¿Qué es la Química y para qué sirve?................................................................................................................7
¿Cómo podemos clasifcar la materia?..............................................................................................................7
a) Clasifcación por estado fsico...................................................................................................................7
Transiciones entre estados.........................................................................................................................10
b) Clasifcación por pureza y composiciónu.................................................................................................11
Conceptosu..................................................................................................................................................11
Experimentos mezclas y transiciones de fase.............................................................................................14
Mezcla - compuesto...............................................................................................................................14
Mezclas homogeneas – heterogéneas...................................................................................................14
Formas del azufre..................................................................................................................................14
Determinación de puntos de fusión......................................................................................................15
Sublimación...........................................................................................................................................15
La (des)composición del agua................................................................................................................15
Obtención de un producto natural – la cafeína.....................................................................................16
Tareasu...................................................................................................................................................16
El modelo flosófco de Demócrito..............................................................................................................17
El primer modelo cientfco – el modelo de Dalton....................................................................................17
El descubrimiento del electrón y el modelo de Thompson.........................................................................19
Rutherford y el descubrimiento del núcleo................................................................................................20
El modelo planetario de Bohr.....................................................................................................................22
El átomo cuántco.......................................................................................................................................23
Cuando se forman catones a partr de los átomos se pierden primero los electrones de mas alta energía.Los electrones “d” tenen en esto una partcularidadu una vez completado estos orbitales su energía bajatanto que ya no pueden ser cedidos. Lo mismo pasa con los orbitales “f”. Completados ya no se puedenusar para formar enlaces............................................................................................................................25
Así mientras que el plomo tene confguración electrónica [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2 el ión Pb2+ (en el cual elplomo ha perdido 2 electrones) tene la confguraciónu.............................................................................26
[Xe] 6s2 4f14 5d10 6p0...................................................................................................................................26
Y el ión Pb4+ con el plomo perdiendo 4 electronesu....................................................................................26
[Xe] 6s0 4f14 5d10 6p0...................................................................................................................................26
Experimentos..............................................................................................................................................27
Principios de la espectroscopía..............................................................................................................27
Determinación de la masa atómica de un metal...................................................................................27
Tareasu.........................................................................................................................................28
Ejerciciosu...............................................................................................................................................32
Radiactvidad y radiación radioactva....................................................................................................................33
Ejerciciosu....................................................................................................................................34
Estructuras de Lewisu representación de los enlaces.......................................................................................40
Conceptos y cálculos simples................................................................................................................................46
Ejerciciosu...............................................................................................................................................48
La pureza..............................................................................................................................................................49
Algunos ejemplos de transformacionesu.....................................................................................................52
Ósmosis......................................................................................................................................................53
Ejerciciosu....................................................................................................................................54
Introducción a la termoquímica............................................................................................................................57
Reacciones ácido-base.....................................................................................................................................67
Ácidos fuertes.............................................................................................................................................68
Bases fuertes..............................................................................................................................................69
Ácidos débiles.............................................................................................................................................71
Indicadores.................................................................................................................................................72
Reacciones de neutralización.....................................................................................................................74
Sales de ácidos débiles...............................................................................................................................75
Disoluciones bufer/tampón/amortguador...............................................................................................77
El pH de sustancias de nuestro entorno.....................................................................................................79
Bibliografau.................................................................................................................................................79
Experimentos..............................................................................................................................................82
Ácido-base y tampón.............................................................................................................................82
Bibliografa..................................................................................................................................................86
Experimentos..............................................................................................................................................86
Cinétca – reloj de yodo.........................................................................................................................86
El potencial redox............................................................................................................................................90
Química orgánica – bases teóricas...................................................................................................................92
Las fórmulas orgánicas.....................................................................................................................................92
Hidrocarburos..................................................................................................................................................93
Alcanos............................................................................................................................................................93
Alquenos..........................................................................................................................................................95
Alquinos...........................................................................................................................................................96
Aromátcos......................................................................................................................................................97
Los grupos funcionales....................................................................................................................................99
Los hidrocarburos halogenados................................................................................................................100
Obtención............................................................................................................................................100
Propiedades.........................................................................................................................................101
Usos.....................................................................................................................................................101
Las funciones oxigenadas..............................................................................................................................103
Los alcoholes............................................................................................................................................103
Obtención............................................................................................................................................103
Propiedades.........................................................................................................................................103
Usos.....................................................................................................................................................104
Los aldehídos.................................................................................................................................................104
Obtención............................................................................................................................................104
Propiedades.........................................................................................................................................104
Usos.....................................................................................................................................................105
Las cetonas....................................................................................................................................................105
Obtención............................................................................................................................................105
Propiedades.........................................................................................................................................105
Usos.....................................................................................................................................................106
Los ácidos carboxílicos...................................................................................................................................106
Obtención............................................................................................................................................106
Propiedades.........................................................................................................................................107
Usos.....................................................................................................................................................107
Los ésteres.....................................................................................................................................................107
Obtención............................................................................................................................................108
Propiedades.........................................................................................................................................108
Usos.....................................................................................................................................................108
Los éteres......................................................................................................................................................109
Obtención............................................................................................................................................109
Propiedades.........................................................................................................................................109
Usos.....................................................................................................................................................109
Los grupos nitrogenados................................................................................................................................109
Las aminas................................................................................................................................................109
Obtención............................................................................................................................................110
Propiedades.........................................................................................................................................111
Usos.....................................................................................................................................................111
Las iminas.................................................................................................................................................111
Obtención............................................................................................................................................111
Propiedades.........................................................................................................................................111
Usos.....................................................................................................................................................111
Las oximas................................................................................................................................................112
Obtención............................................................................................................................................112
Propiedades.........................................................................................................................................112
Usos.....................................................................................................................................................112
Las amidas................................................................................................................................................113
Obtención............................................................................................................................................113
Uso......................................................................................................................................................113
Los nitrilos................................................................................................................................................113
El grupo nitro y los nitritos orgánicos......................................................................................................114
Obtención............................................................................................................................................115
Los mecanismos de reacción.........................................................................................................................115
Reacciones radicalarias.............................................................................................................................115
La susttución radicalaria.....................................................................................................................116
La susttución nucleoflica.........................................................................................................................117
Las adiciones............................................................................................................................................118
La eliminaciones.......................................................................................................................................119
Las reacciones electrocíclicas...................................................................................................................119
De carácter se trata a menudo de reacciones de adición aunque no se nota mucho si se desarrolla de formaintramolecular................................................................................................................................................119
Las moléculas de importancia biológica........................................................................................................120
Los lípidos.................................................................................................................................................120
Los sacáridos............................................................................................................................................122
Experimentosu...........................................................................................................................................124
Determinación cualitatva de la glucosa por las reacciones de Fehling y de Tolens.............................124
Las proteínas............................................................................................................................................126
Introducción.......................................................................................................................................................128
Cromatografa.....................................................................................................................................................128
Introducción a las técnicas cromatográfcas........................................................................................128
Cromatografa líquida de alta presión (HPLC)......................................................................................130
Cromatografa de gases.................................................................................................................................134
Cromatografa de iones.......................................................................................................................137
Electroforesis......................................................................................................................................................139
Seguridad en el laboratorio...........................................................................................................................141
Experimentos y ejercicios relacionados con la seguridadu.............................................................................146
Material de laboratorio.......................................................................................................................................147
Práctca de inducción en el laboratorio....................................................................................................149
La Química y la clasificación de lamateria
¿Qué es la Química y para qué sirve?
Al inicio de cada asignatura uno debe preguntarse de qué trata. En nuestro caso seríapreguntarnosu ¿Qué es la Química?
Definición: Química
La química es la ciencia de la materia, sus propiedades y transformaciones
Por ello encontramos Química en todos los ámbitos de la vida desde la vida cotdiana hasta la vidalaboral.
En medicina la Química es la base de todos los procesos bioquímicos y de los productosfarmacéutcos. Los medicamentos suministrados son sustancias químicas que actúan sobreprocesos bioquímicos en el cuerpo humano o en los agentes patógenos que lo afectan. Lassustancia tóxicas son sustancias químicas que interactúan con otras sustancias en nuestro cuerpo eimpiden el correcto desarrollo de reacciones bioquímicas esenciales.
Metabolismo y catabolismo transforman sustancias químicas que adquirimos con la nutrición. Enresumen nuestro cuerpo es una gran fábrica química que desarrolla una cantdad enorme deprocesos químicos con interdependencias entre si. La base para entenderlo se asienta en estaasignatura de química que es especialmente importante para poder cursar bioquímica yfarmacología.
Una vez aclarado de qué trata la materia de la cual nos tenemos que ocupar a organizar nuestroobjeto de estudio. Para ello se plantea una pregunta esencialu
¿Cómo podemos clasificar la materia?
Al inicio de cada ciencia hay que observar el objeto de estudio. En el caso de la química esto es lamateria. En nuestro alrededor hay muchos tpos de materia en diversas formas. Para sistematzarnuestras observaciones hay que clasifcar lo que vemos. Para ello hay que aplicar unos criterios declasifcación. Con un poco de suerte esto nos ayudará a entender qué es lo que hay detrás de lasobservaciones.
a) Clasificación por estado físico
Los estados fsicos son de la materia son probablemente lo mas evidente a la hora de clasifcar lamateria. En nuestro alrededor vemos gases, líquidos y sólidos. Estas formas se conocen como los“estados fsicos”. Sabemos de la vida cotdiana que algunas sustancias como el agua pueden pasarde un estado fsico a otro cuando se enfrío o cuando se calienta. Sabemos que a muy bajastemperaturas siempre está presente como sólido (hielo), entre 0 ºC y 100 ºC como líquido y atemperaturas mas elevadas aún como vapor. A gran profundidad en la corteza terrestre donderigen altas temperaturas y altas presiones además existe agua en forma “supercrítco”.
Sin embargo siempre se trata de agua.
Asumiendo que toda la materia está compuesta por pequeñas partculas sub-microscópicasu¿Cómo podemos explicar estos estados?
En primer lugar hay que asumir que la materia está compuesta por partculas. En este modelo latemperatura corresponde al movimiento de las partculas. Cuanto mayor es la temperatura mayor
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es el movimiento de las partculas. A una temperatura “0” las partculas están quietas y ya no semueven. Entre las partculas pueden existr fuerzas de atracción. Estas tenden a mantener laspartculas unidas.
Sólidou una sustancia condensada que no cambia fácilmentesu forma. En el modelo de las partculas en un sólido cadapartcula que compone el sólido tene su lugar en el espacio.Entre estas partculas existen fuerzas tan fuertes que laspartculas sólo pueden vibrar alrededor de este lugar pero nomoverse de allí. Si una sustancia puede existr como sólido,líquido o gas la forma de sólido es normalmente la de mayordensidad. Existen sólidos en los cuales las partculas estánordenadas (los cristales) y otros sólidos con las partculasdesordenadas (los sólidos amorfos del griego “a morfos” = sin forma). Aunque las partculas nopueden trasladarse aún pueden realizar vibraciones alrededor de su posición.
Líquidou una sustancia condensada que cambia fácilmente suforma. En el modelo de las partculas hay fuerzas atrayentes entrelas partculas lo bastante fuertes para mantener las partculasunidas pero no lo sufciente fuerte como para mantenerlas en unlugar fjo. Suele ser la forma de densidad intermedia de unasustancia aunque la densidad suele se mas parecida a la del sólidoque la del gas formado por la misma sustancia. En algunos casoscomo la del agua incluso puede superar la densidad del sólido(anomalía del agua). El estado líquido también guarda parecidocon la organización de la materia que se encuentra en algunossólidos como los vidrios.
Los cristales líquidos son estados de la materia que unen algunas característcas de los sólidos y loslíquidos. Como en los sólidos hay un cierto orden entre las partculas incluso de largo alcance. Sinembargo como en los líquidos las partculas tenen una cierta movilidad entre si que según el tpodel cristal líquido puede estar restringida a una o dos dimensiones. Las membranas de las célulastenen muchas propiedades de un cristal líquido. En ellas las moléculas están ordenadas peroconservan una cierta movilidad.
Gasu sustancia no condensada que ocupa siempre todo el volumende un recipiente. Las partculas de un gas se mueven libremente yaque su movimiento es tan rápido que supera cualquier posiblefuerza de atracción. En los gases hay mucho espacio entre laspartculas. Por ello los gases son compresiblesu al aumentar lapresión se reduce el volumen vacío entre las partculas. Los gasestambién ejercen presiones debido al choque de las partculas conlas paredes del recipiente que los contene.
La viscosidad de un gas, que describe la fuerza necesaria para mover un objeto a través de unfluido, es muy baja por la falta de fuerzas de cohesión entre las partculas.
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Ilustración 1: Modelo de un sólido enel modelo de las partículas
Ilustración 2: Las partículas de unlíquido permanecen jutas por lasfuerzas de atracción entre ellaspero pueden moverse entre si
Ilustración 3: Las partículas de ugas se mueven de maneraindependiente.
Fluido supercrítcou Estado de la materia a altatemperatura y alta presión. No se suele encontraren la vida cotdiana pero en las capas bajas delmanto terrestre. En este estado las partculas semueven libremente como en un gas ya quetenen tanta velocidad que pueden salir decualquier campo de atracción. Por la alta presiónexterna sin embargo hay tan poco espacio entrelas partculas como en un líquido. Por ello losfluidos supercrítcos tenen la misma viscosidadque un gas pero pueden disolver sustancias comolos líquidos.
Si se mira un diagrama que muestra a quétemperatura y qué presión tenemos o líquido o gas a partr de un cierto punto llegamos a unasituación en la cual ya no podemos distnguir entre líquido y gas. La presión que hay en este puntose llama la “presión crítca” y la temperatura la “temperatura crítca”. Para el agua la presión crítcaes de 221 bar y la temperatura crítca es de 374 °C. Una de las consecuencias del estadosupercrítco es que un gas a temperaturas por encima de la temperatura crítca ya no puede serlicuado por aumento de presión.
Una aplicación del estado supercrítco en nutrición es la extracción de la cafeína del café paraobtener café descafeinado. En este proceso se emplea dióxido de carbono supercrítco quedisuelve selectvamente la cafeína.
Plasmau estado muy energétco de la materia en elcual se separan los electrones del resto del átomo. Enla vida cotdiana se encuentra por ejemplo en elinterior de las lámparas de ahorro de energía, en losrayos eléctricos o en la superfcie solar. En laconstrucción civil se observa plasmas por ejemplo enlas soldaduras eléctricas donde se produce en el arcode soldadura. Sólo por la presencia de plasma el gasque hay entre los electrodos se vuelve conductor
eléctrico. Por la resistencia eléctrica la corriente eléctrica calienta el gas y mantene así el estadode plasma.
Unas descargas eléctricas silenciosas y el plasma creado por ellas se utlizan en medicina paraesterilizar instrumentos médicos. La elevada energía del estado de plasma ayuda a destruir materiaorgánica tanto de forma directa como por iones de alta energía, radicales libres y radiación UVgenerados en el proceso. Debido a la alta agresividad de las condiciones sin embargo se puedenalterar las condiciones de superfcie de los materiales tratados y siempre (especialmente en el casode los plástcos) hay que estudiar hasta que punto resisten el procedimiento.
Condensado Bose-Einsteinu El condensado Bose-Einstein es una forma de la materia muy pococonocida y que no se puede observar en la vida cotdiana. Hasta la fecha se ha conseguido sólounas pocas veces en laboratorios especiales a temperaturas cercanas al 0 absoluto. En estascondiciones algunas agrupaciones de átomos se comportan cono si se tratase de un único átomo.Aunque el condensado Bose-Einstein ahora es exótco se supone que en un futuro puede ser labase p.ej. de ordenadores cuántcos. En nutrición sin embargo no tene mayor importancia y porello no se tratará en este escrito.
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Ilustración 5: En los rayos de las tormentasobservamos la materia en estado de plasma.
Ilustración 4: Diagrama de fases del agua con el punto crítco
Transiciones entre estados
Muchas sustancias pueden existr en diferentes estados. El ejemplo mas conocido es el agua quepuede estar en forma de solido (hielo), líquido (agua) y vapor (gas). Sabemos que podemosprovocar la transformación por simple aumento de la temperatura. Ello hace que la velocidad demovimiento de las partculas aumenta para primero permitr la movilidad y luego la salida delconjunto. Al bajar la temperatura se vuelve desde el estado de gas pasando por líquido al sólido.
La temperatura a la cual se producen estos cambios son característcos de cada sustancia. En elcaso del agua se usaron para defnir la escala de Celsius en la cual la transición sólido/líquidomarca el “0” y la transición líquido-vapor a 1 atm marca el punto 100 de la escala.
La transición de sólido a líquido se conoce como“fusión” mientras que la de líquido a sólido es lasolidifcación o cristalización (en el caso de formarseun cristal). La transición de líquido a gas se conocecomo “evaporación” y el proceso inverso comocondensación.
También existe el caso que un sólido pasadirectamente de sólido a gas. El proceso es lasublimación. Se emplea por ejemplo en la lioflización(o criodisecación) de algunos alimentos. Estos secongelan y a baja temperatura y baja presiónpermitendo que el agua presente sublime sin afectarmucho los demás nutrientes y aromas presentes.
De manera dañina se da el proceso por ejemplo encarne congelada sin envase. En esta se observa laaparición de capas blancas donde se perdió el agua por sublimación.
También existe la posibilidad que un gas condensa directamente en forma de sólido. Esto seconoce como “resublimación”.
En el siguiente diagrama se presentan todas las transiciones con sus nombres.
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Ilustración 6: Un lioflizador industrial. Estamáquina seca pro sublimación del agua.
b) Clasificación por pureza y composición:
Podemos mirar de qué está compuesta la materia y qué es lo que se observa en una muestra. Si sepueden ver partes de la muestra que tenen diferente aspecto seguramente tenemos mas de unafase, si no es así probablemente tenemos sólo una fase.
¿Pero qué es una fase? Antes de seguir probablemente hay que aclarar unos conceptosu
Conceptos:
Faseu Conjunto de materia sin cambios bruscos ni en composición ni enpropiedades fsicas
Homogéneou Contene sólo una fase. (Aspecto suele ser transparente)
Heterogéneou Contene dos o mas fases. (Aspecto suele ser opaco)
Coloideu Mezcla con partculas del tamaño de la longitud de la onda deluz (escala nanométrica) y por lo tanto entre suspensión/emulsión ydisolución. Muestra el efecto de Tyndal (se ve el rayo de luz)
Si podemos separar de una muestra con medios fsicos (tamizaje,fltración, destlación etc.) dos sustancias con propiedades diferentes, lamuestra tene que haber sido una mezcla. Si en la mezcla sólo hubo unafase la mezcla era homogénea – una disolución. En caso contrario si eraheterogénea el nombre de la mezcla depende de la naturaleza de las fases y cual de las fases es lamayoritaria.
Si por medios fsicos no se pueden separar dos sustancias diferentes se trataba de una sustanciaspura. Con las sustancias puras podemos mirar si alguna operación química nos permite obtener apartr de ella varias sustancias diferentes. En este caso la muestra era un compuesto. En casocontrario se trataba de un elemento químico.
Definición: Sustancia pura
Una sustancia pura es una sustancia que por medios fsicos (sin que se produzca una reacciónquímica, p.ej. destlación, fltración, cromatografa etc.) no puede ser separada en otras sustancias.
Un elemento Química es una sustancia pura que por medios químicos no puede ser separada enotras sustancias.
En la siguiente tabla se recogen las mezclas posibles con sus característcas y sus nombres. Losestados exótcos como el plasma, el fluido supercrítco o el condensado Bose-Einstein no se tenenen consideración.
Materia MezclaHomogénea
(una única fase)
Disolución
(sustancia dispersa a nivel molecular en otra)
Ejemplosu Sal o azúcar en agua
Heterogénea
(dos o masfases)
Suspensión
(sólido disperso en líquido)
Ejemplosu arena en agua, hormigón antes de cuajar
Emulsión
(líquido disperso en líquido)
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Ilustración 7: Luz atraviesaun líquido homogénea(izquierda) y un coloide(derecha)
Ejemplosu crema, mayonesa, algunas pinturas
Aerosol
(líquido o sólido disperso en gas)
Ejemplosu humo, niebla
Aerogel
(gas disperso en sólido)
Ejemplosu plumavit
Gel
(líquido disperso en sólido)
Ejemplosu Gelatna, hormigón a la hora de cuajar
Espuma
(gas disperso en líquido)
Sustanciapura
Compuesto
Orgánico
(contene carbono en una forma que no es óxido decarbón ni cianuro ni carbonato ni carbono elemental)
Inorgánico
(no contene carbón con excepción de cianuros, óxidos decarbón o carbonatos)
Elemento
Metal
(brillo metálico, conduce bien la electricidad)
Semimetal
(brillo metálico, conduce la electricidad pero peor que losmetales)
No-metal
(diversos aspectos. En general no conducen laelectricidad)
Ejemplos:
Agua con hielo. Se trata de una mezcla heterogénea (dos fases). Como el agua flota en el hielo setrata de una suspensión.
Agua con azúcar. El azúcar se disuelve en el agua. Con la vista no se pueden distnguir diferentesfases. Por ello se trata de una mezcla homogénea o disolución. Si se evapora y se condensa el agua(= destlación; medio fsico) separamos dos sustancias diferentesu el agua y el azúcar en forma decristales.
Leche. La leche es turbia. La turbidez se produce siempre que la luz es reflejada en la superfciemuy rugosa de una sustancias con una densidad óptca diferente al medio que le rodea. En el casode la leche se trata de pequeñas gotas de grasa que flotan en un medio acuoso. Un líquidodisperso en otro líquido se conoce como emulsión.
Agua. Con medios fsicos no es posible separar del agua dos sustancias diferentes. Con mediosquímicos (p.ej. electrólisis) sin embargo es posible separar del agua oxígeno e hidrógeno. Por lotanto el agua es una sustancia pura pero no un elemento químico.
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Ejercicios:
a) ¿Cómo se llama la mezcla entre arena y agua?
b) ¿Cómo clasifcarías el pisco?
c) ¿Y cómo se llamaría la mezcla si al pisco se cae algo de arena?
d) Si se hace subir la temperatura a un líquido A azul y transparente se evapora un gas B incoloro yse queda atrás un metal blando C que se inflama en contacto con el agua pero no puededescomponerse en otras sustancias. Si el gas B se calienta a 1000 ºC se forman pequeñascantdades de 2 nuevos gases D y E que no pueden descomponerse mas ni con medios fsicos niquímicos. Indique para A, B, C, D y E cómo se clasifcan.
Resolución:
a) suspensión
b) pisco (líquido transparente) puede separarse por destlación en alcohol y agua. Por lo tanto esuna disolución.
c) Se trata de un sólido (arena) disperso en un líquido (pisco) y por lo tanto de una suspensión.
d) A = disolución; B = sustancia pura, compuesto; C = elemento; D = elemento; E = elemento
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Experimentos mezclas y transiciones de fase
Mezcla - compuestoMaterialesu crisol, mechero, imán, vidrios de reloj, mechero, mortero con pistl
Reactvosu azufre en polvo, limaduras de hierro
Se mezclan 3,5 g de azufre con 5 g de limadura de hierro.
¿Cómo se puede separar esta mezcla?
Después se calienta la mezcla en un crisol con ayuda de un mechero (cuidadou reacción puede serviolenta. Trabajar al aire libre o bajo campana!)
Una vez enfriada la mezcla se describe visualmente. Después se tritura en un mortero y se acercaun imán.
¿Qué diferencias hay frente a la mezcla inicial?
Mezclas homogeneas – heterogéneasMaterialesu tubos de ensayo, tapones y gradilla
Reactvosu agua destlada; hexano (inflamable, tóxico); 0,1 M cloruro de bario BaCl2; etanol;sulfato de sodio Na2SO4; HCl conc. (37 %; Corrosivo, Irritante); NH3 conc. (25 %;Corrosivo, Irritante); acetato de calcio Ca(O2CCH3)2
Se realizan las siguientes mezclasu
a) 2 mL de hexano con 2 mL de agua
b) 2 mL de etanol + 2 mL de agua
c) 10 mL de agua + 1 g de sulfato de sodio
d) 5 mL de hexano + 1 g de sulfato de sodio
e) se toman 5 mL de la disolución realizada en c) para mezclarlos con 1 mL de cloruro de bario0,1 M
f) bajo campana de extracción se abren las botellas de HCl y de NH 3 y se acercan las bocas. De lasbotellas. NO se mezclan los contenidos.
g) 1,5 g de acetato de calcio + 5 mL de agua. A la mezcla se le añaden 20 mL de etanol.
Describe detalladamente las observaciones.
¿Qué mezclas se han formado en cada caso?
Formas del azufreMaterialu tubo de ensayo grande, pinza, vaso de precipitados, mechero
Sustanciasu azufre; agua
En un tubo de ensayo se calienta azufre hasta obtener un líquido oscuro y viscoso. Este líquido sevierte a un vaso con agua. Se observan las característcas del producto obtenido. Este se conservahasta la semana siguiente.
Anote todas las observaciones. Intente explicarlos buscando el experimento en la literatura.
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Determinación de puntos de fusiónMaterialu Agitador/calentador con barra magnétca
Tubos de ensayo pequeñosTermómetroVaso de precipitados (100 mL)Soporte con pinzas y nuez
Sustanciasu Mentol1,2,4,5-tetrametlbencenoNaftaleno1,4-diclorbencenoAgua
Al fondo de un tubo de ensayo pequeño se coloca una pequeña cantdad de una de las sustancias yse mete en un vaso de precipitados con agua. Se calienta lentamente con agitación en la placacalentadora midiendo la temperatura en cada momento y observando los cambios en el sólidodentro del tubo. Se anota la temperatura cuando este empieza a fundir y cuando ha fundidocompletamente. Después se deja enfriar anotando la temperatura de solidiifcación.
Se repite el experimento con una mezcla entre dos sustancias.
Anote todas las observaciones y explíquelas en el modelo de las partculas.
SublimaciónMaterialu Tubo de ensayo con pinzas
Mechero bunsenSustanciasu Cloruro de amonio (NH4Cl)Al fondo de un tubo de ensayo se coloca una pequeña cantdad de cloruro de amonio ymanteniendo el tubo casi en horizontal se calienta el fondo con un mechero Bunsen.
Anote todas las observaciones e intente explicarlos en el modelo de partculas.
La (des)composición del aguaMaterialu Vaso de precipitados 500 mL aprox.
Electrodos de grafto con cables
Tubos de ensayo
Fuente de tensión 4,5 V o baterías con U >= 4,5 V
Sustanciasu Agua destlada
Sulfato de sodio Na2SO4
Fenolftaleína (disolución 1 % en etanol)
En un vaso de precipitados se vierte agua y se disuelve una pequeña cantdad (0,5 – 1 g) de sulfatode sodio. Después se colocan los dos electrodos y fnalmente los dos tubos de ensayo llenos deagua y con la boca abajo de tal manera que en cada tubo se encuentra un electrodo. Al agua seañaden unas gotas de disolución de fenolftaleína y se conectan los electrodos a la fuente detensión o la batería.
Cuando los tubos de ensayo están llenos de gas el que mas gas contene se acerca con la bocaabajo a una llama. En el otro con la boga arriba se introduce un trozo de madera incandescente.
Hay que anotar todas las observaciones. Busque explicaciones en la red.
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Obtención de un producto natural – la cafeínaLa cafeína es un alcaloide estmulante. Se encuentra en algunos alimentos como el café, el té (allíse conoce como teína) o la coca cola.
Es mas soluble en agua caliente y disoluciones ácidas que en disoluciones acuosas básicas. Estadiferencia permite aislarlo de la materia prima. Para su purifcación se aprovecha que además setrata de una sustancia que sublima a altas temperaturas.
Material: Vasos de precipitadoEmbudoEmbudo de extracciónPlacas petriPlacas calefactoras con agitadorPapel de fltroPipeta pasteurRotavapor (si disponible)
Sustancias: Disolvente orgánico (cloroformo (posible cancerígeno) o diclorometano (nocivo)Ácido clorhídrico HCl aprox. 0,1 M (corrosivo)Hidróxido de sodio NaOH aprox. 1 M (corrosivo)Papel pH o disolución de fenolftaleína Sulfato de sodio (Na2SO4) o sulfato de magnesio (MgSO4)
IMPORTANTE: Todos los trabajos con disolvente orgánico se deben realizar bajo campana.
Antes de entrar en el laboratorio infórmese del uso de todos los materiales y de fórmula ypeligro asociado a las sustancias empleadas
Unos 20 – 30 g (cantdad bien pesada) de té o café molido se trata con un pequeño volumen deácido clorhídrico 0,1 M caliente durante 1 – 2 min. Después se fltra la mezcla obtenida y se vuelvea repetr la operación sobre la misma materia prima 1 – 2 veces.
El líquido fltrado se une y se añade hidróxido de sodio hasta alcanzar un pH > 8 (cambio defenolftelaína a rojo). Después se extrae la fase acuosa 2 veces con pequeños volúmenes (10 – 20mL) de diclormetano o de cloroformo usando el embudo de extracción.
Importante: Al usar unos disolventes orgánicos muy volátles hay que ventlar el embudo de vez encuando. El líquido debe estar frío (temp. ambiente) entes de meterlo en el embudo de extracción.
Las disoluciones orgánicas se unen y después se secan con sulfato de sodio o sulfato de magnesio.Finalmente se decanta del sólido y se evapora el disolvente preferentemente en un matraz en elrotavapor o evaporándolo bajo campana desde un vaso de precipitados o una placa de Petri.
Atrás queda un sólido formado principalmente por cafeína. Se puede purifcar mas calentándolo enuna placa de petri cubierta (pueden servir también 2 vidrios de reloj) depositando la sustancia enla parte baja y calentándola.
Tareas: • Anote todas las observaciones e intente explicarlas.
• Determine el peso de la cafeína obtenida y calcule el porcentaje de cafeína que hay en lamateria prima.
• ¿Qué procesos fsicos de separación se están empleando en cada paso?
• Infórmese sobre la separación industrial de la cafeína del café para hacer cafédescafeinado y compare los métodos.
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La teoría atómica – modelos históricos
El modelo de las partculas ayuda a entender los estados de la materia pero aún no permiteexplicar muchas otras de sus propiedades. Para ello hacen falta modelos mas sofstcados.
El modelo mas (re)conocido que explica la materia y sus propiedades es el modelo atómico. Eldesarrollo del modelo atómico es un buen ejemplo de cómo se desarrollan las teorías en cienciaen general y con ello del método cientfco.
El modelo filosófico de Demócrito
Sobre el año 400 a.C. el flósofo griego Demócrito sepreguntó qué iba a pasar si uno dividía la materia enunidades cada vez mas pequeñas. Para el en un momentodado se debería llegar a unas partculas que ya no sepodían dividir mas. A estas partculas las llamaba “átomos”que signifca “indivisible”. Para Demócrito toda la materiaque vemos estaba compuesta por átomos. La diversidad delas sustancias la explicaba con el hecho que los átomostenen diferentes formas y que se pueden combinar entre side diversas maneras.
Estas ideas son bastante parecidos a los que se manejaban hasta fnales del siglo XIX. Sin embargono se consideran ideas cientfcas ya que a Demócrito le faltaban unos aspectos que hoyconsideramos imprescindibles para las teorías cientfcasu
• deben basarse en observaciones
• deben permitr realizar predicciones que ayudan a falsifcar la teoría
Los pensamientos de Demócrito no cumplen con estas premisas. Ni se basaban en observacionesni tampoco permitan predicciones verifcables basadas en ellos.
El primer modelo científico – el modelo de Dalton
El primero que desarrolló una idea cientfca del átomo fue Dalton a fnales del siglo XVIII. Para suteoría Dalton se basó tanto en sus propios trabajos sobre gases como en trabajos de Lavoisierquien había introducido la balanza en los laboratorios químicos.
Lavoisier ya había notado que la masa nunca cambia en una reacción química. Hoy en díaconocemos este hecho la “ley de la conservación de la masa”u
Definición: Ley de la conservación de la masa
En una reacción química la masa no cambia. La masa de los productos formados es exactamente lamisma que la de los reactvos.
A veces esto puede resultar sorprendente. Así por ejemplo estamos acostumbrados a ver que lamateria orgánica “se consume “ en el fuego y desaparece. Un ejemplo podría ser una vela quedesaparece cuando se enciende, el carbón vegetal que se consume etc.
¿A dónde se habrá ido esta masa?
Podemos hallar la respuesta si nos preguntamos qué hace falta para que una vela se quedaencendida. No basta con la vela y el calor para encenderla. También hace falta aire para que lallama no se apague.
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Ilustración 8: Demócrito y cómo seimaginaba los átomos
¿Puede la masa pasar a fase de gas?
Para responder esta pregunta se puede encender un fuego en un volumen determinado y cerradode aire en una balanza. Si la masa es la misma antes y después de la reacción se confrmaría estasospecha.
Además dos sustancias se podían combinar siempre sólo en muy determinadas relaciones demasas.
Dalton había encontrado algo parecido para gases. Si reaccionaban dos gases la relación entrevolúmenes era siempre la de números pequeños enteros. Además en experimentos con monóxidode nitrógeno (NO) notó que se podían formar dos gases diferentes. El primero, un gas marrón, seunían 2 volúmenes de monóxido de nitrógeno con un volumen de oxígeno.
Para poder obtener el segundo había que unir volúmenes en un a relación de 4 a 1. Hoy en díasabemos que el gas marrón es dióxido de nitrógeno (NO2) y el segundo gas es trióxido dedinitrógeno (N2O3). La regla encontrada se conoce como la ley de las proporciones múltples.
Definición: Ley de las proporciones múltples
Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una masa variable deuno de ellos se une a una masa fja del otro, y la primera tene como relación números canónicos eindistntos.
Dalton intentó racionalizar todas estas observaciones con un modelo de la materia. Llegó a laconclusión que todas las observaciones se explican fácilmente asumiendo que la materia estácompuesta por átomos. Estos átomos se pueden combinar con otros en determinadas relaciones.La capacidad de formar uniones con otros átomos es denominada valencia. Una reacción químicaen el modelo de Dalton no es nada mas que el reagrupamiento de los átomos. Como los átomos nise crean ni desaparecen esto explica fácilmente la conservación de la masa mientras que la ley delas proporciones múltples es una consecuencia de las diferentes valencias de un elemento.
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Ilustración 9: Experimento para comprobar la validez de la ley de conservación de la masa
El descubrimiento del electrón y el modelo de Thompson
Hasta fnales del siglo XIX los cientfcos podían trabajar bien con el modelo atómico de Daltonasumiendo que los átomos eran esferas indivisibles. En este época sin embargo se acumulaban losindicios que había que introducir algunos cambios. El golpe fnal llegó de manos de Joseph JohnThomson, un fsico inglés que trabajaba sobre los “rayos catódicos”. Realizó un experimento quemostró que un metal a alta temperatura y alta tensión eléctrica emite rayos con carga negatva.
El experimento que hizo era calentar en un tubo vacío con una presión de gas muy baja unflamento de metal que estaba en frente de un electrodo con un agujero en el centro. Si entre elflamento y el electrodo se conecta alta tensión cargando el electrodo con carga positva seobserva en una pantalla en frente del electrodo y del agujero en su centro la aparición de un puntoluminoso. Si además en el tubo hay dos placas encima y debajo del rayo este puede ser desviadoaplicando tensión entre las placas. Se ve que el rayo es atraído por la carga positva y repelido porla carga negatva. Por ello debe ser formado por partculas con carga negatva. Thomson concluyóque el rayo es formado por electrones y que estos electrones al salir del metal deben haberformado parte de sus átomos.
Con ello propuso una modifcación del modelo atómico. Para no introdujo demasiados cambiosmantuvo el modelo de una esfera sólida pero asumo que esta esfera es compuesta de una “masa”de carga positva con las cargas negatvas incluidas en forma de pequeñas bolitas. Como estadistribución se parece a un puding con pasas el modelo recibió justo este nombreu el modelo delpuding de pasas. En el el puding representaría el átomo y las pasas incrustadas en la masa a loselectrones.
El modelo de Thomson sin embargo no duró mucho tempo. En la misma época Becquerel, uncientfco francés descubrió también la radiactvidad. Este fenómeno emita diferentes tpos derayos, clasifcados como rayos alfa, beta y gama. entre ellos un tpo de rayo formado por partculasmasivas de carga positva llamada “radiación alfa”.
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Ilustración 10: Tubo de rayo catódico deThomson con el esquema de funcionamiento(arriba) y el original del tubo (derecha)
Rutherford y el descubrimiento del núcleo
Otro fsico, E. Rutherford, experimentó con estos rayos. Los dirigió a una delgadísima lámina deoro. En contra de su expectatva la mayor parte del rayo atravesó la lámina como no existese. Sólouna pequeña parte de los rayos se veía desviado y esta desviación podía ser hasta una reflexiónhacia atrás.
¿Cómo se puede explicar este resultado. Claramente no concuerda con un modelo de un átomomasivo de carga positva con electrones de carga negatva incrustados. Un átomo así no puede serpenetrado por otra partcula de carga positva. Todo el rayo debería haber sido reflejado haciaatrás.
Para que la mayor parte del rayo puede pasar de forma inalterada la mayor parte del átomo debeser vacía sin obstáculo para el rayo. Sin embargo en este vacío debe existr algo capaz de desviar oreflejar una pequeña parte de las partculas. Para poder reflejar hacia atrás este “algo” tenía quetener mucha masa y carga positva.
Rutherford propuso por ello un nuevo modelo en el cuallos electrones forman una “nube” de carga negatvamientras que la carga positva y la masa del átomoestaba concentrada en una parte minúscula. A esta partela llamaba “núcleo”. Hoy en día sabemos que el núcleoestá compuesto por protones y neutrones. Protones yneutrones son partculas con aproximadamente la mismamasa – 1 u. La suma de protones y neutrones da la masadel átomo.
La cantdad de protones en el núcleo defne el tpo deelemento que tenemos. Los neutrones son mas o menosel pegamento que permite mantener unidos losprotones. En los núcleos ligeros se encuentra mas omenos la misma cantdad de neutrones que de protones.En los núcleos mas pesados con un número elevado deprotones sin embargo la cantdad de neutrones sube aúnmas rápido que el número de protones.
Existen también núcleos del mismo elementos pero con diferente cantdad de neutrones. Estos sonlos “isótopos” del elemento.
Definición:
Los isótopos de un elemento son átomos del elemento que por lo tanto tenen diferente cantdadde neutrones en el núcleo y con ello diferente masa.
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Ilustración 11: Explicación del experimentode Rutherford. Las partículas alfa sondesviadas por los núcleos que sólo ocupanuna pequeña parte del espacio. Así que lamayor parte de las partículas atraviesa lalámina casi sin cambiar su trayectoria.
Los isótopos de un elemento tenen el mismo comportamiento químico. Ello quiere decir queforman los mismos compuestos y dan las mismas reacciones pero no se transforman entre si. Porello introducir un isótopo de un elemento en una sustancia nos puede ayudar a averiguar qué pasacon la sustancia en el metabolismo. Si se en producto metabólico aparece este isótopo introducidose sabe que se ha formado a partr de la sustancia marcada.
El modelo atómico de Rutherford podía explicar muchas de las observaciones realizadas hasta lafecha pero quedaban algunas preguntas sin responderu
El núcleo de carga positva atrae a los electrones de carga negatva. Por esta fuerza deberían loselectrones deberían caer al núcleo. Sin embrago esto no pasaba. ¿Cómo se podía explicar esto?
Además se había descubierto que a altas temperaturas los átomos de los elementos emitan luz. Laluz emitda tene un color específco para cada uno de los elementos. Este efecto se aprovechabadesde hace mucho en los fuegos artfciales aunque sin haber jamas investgado a qué se debía.
Mientras que si se calienta un cuerpo negro hasta la incandescencia este emite luz de todas lasfrecuencias los átomos en una llama emiten sólo muy determinadas frecuencias. Se habla de un“espectro de líneas”. Estos espectros se observan por ejemplo si se pasa la luz emitda por unprisma o una red de difracción. La red de difracción hace lo mismo que un CD mirado del lado –separa los colores presentes en la luz blanca por su longitud de onda.
Por la frecuencia y la longitud deonda de la luz se sabía que la luztenía que proceder de objetos nomucho mayores que un átomo.Sólo objetos así de pequeñospodían provocar oscilaciones tanrápidas. Además se sabía que uncampo magnétco es generadopor cargas en movimiento.
Las cargas que mas fácilmente semueven son las de los electrones.Así que cada línea debe haberseprovocado por pequeñosmovimientos de electrones muybien defnidos.
¿Pero por qué sólo se producen“movimientos defnidos” - quieredecir con energías muydeterminadas – y no movimientos de cualquier forma entre los electrones?
Anotación:
Al ser los espectros específcos de los elementos se utlizan en algunos laboratorios paradeterminar la presencia y cantdad de algunos elementos en los alimentos y en sangre y tejido delos pacientes. Los métodos de análisis que lo emplean son por ejemplo la espectroscopía atómica yel ICP (plasma acomplado inductvamente).
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El modelo planetario de Bohr
Una explicación para los fenómenos mencionados arriba llegó por parte del fsico Nils Bohr. Paraexplicar que los electrones no caen sobre el núcleo asumió que los electrones dan vueltasalrededor del núcleo. En este caso la fuerza de atracción eléctrica iba a ser compensada por lafuerza centrífuga y el equilibrio entre los dos mantenía el electrón en su órbita.
Bohr además postuló que loselectrones sólo podían ocuparórbitas a ciertas distancias delnúcleo. Entre estas órbitas habíaregiones prohibidas que no podíanalbergar electrones. Con estepostulado pudo explicar losespectros de líneas de los elementos.Se producen si un electrón es llevadoa una órbita mas alejada del núcleo.En esta posición se llama también un“electrón excitado”. Al estar masalejado del núcleo el estado excitadoposee mayor energía que un estadocon el electrón mas cercano alnúcleo. Al acercarse de nuevo alnúcleo la diferencia de energía se libera en forma de luz. La energía de la luz depende de sufrecuencia según la ecuaciónu
E = h * ν
Por lo tanto la luz observada en cada línea corresponde a la diferencia de energía que hay entre losdiferentes orbitales de los electrones.
Los orbitales mas distantes del núcleo pueden albergar mas electrones que los mas cercanos.
Lo que no puede explicar el modelo de Bohr es por qué los electrones sólo pueden orbitar adeterminadas distancias ni por qué en estos orbitales no emiten radiación electromagnétca. Estasexplicaciones las da la teoría cuántca. En la teoría cuántca hay que atribuir al electrón lacaracterístca de una onda.
Como consecuencia salen orbitales como funciones de onda que pueden tener una cierta distanciaal núcleo (que correspondería a la capa) además de una determinada forma (que corresponde altpo del orbital y no necesariamente es redonda) y una dirección en el espacio. En cada orbital asídescrito caben exactamente 2 electrones.
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Ilustración 12: Explicación de los espectros de líneas por el cambio de electronesentre orbitales de diferentes energías.
El átomo cuántico
Hoy en día el modelo del átomo basadoen electrones orbitando el núcleo haquedado obsoleto también. Una razónestá en las teorías desarrolladas por deBrooglie. Según este fsico las partculas aescala atómica siempre tenen no sólopropiedades de partcula sino también deonda. Una onda sin embargo no puedeorbitar pero muestra otrocomportamiento – el de la interferencia.
Las ondas cuando chocan puedencoincidir en sus máximos y mínimos encuyo caso se amplifcan o no coincidir encuyo caso se anulan el menosparcialmente. El primer caso se conoce como “interferencia constructva” y el segundo como“interferencia destructva”. Un electrón alrededor de un núcleo se comporta como una onda quees reflejada sobre si misma. Esto se conoce como “onda estacionaria”. Estas ondas sólo puedenexistr si la interferencia es constructva. De otra manera el electrón se anularía a si mismo.Mientras que en las ondas “normales”
Este pensamiento ayuda a formular una ecuación que permite describir los espacios donde sepueden encontrar los electrones. El primero en desarrollar esta ecuación era Erwin Schrödinger, unfsico austríaco. Su ecuación tenía soluciones para determinados números que hoy en día seconocen como “números cuántcos”. Estas soluciones describen espacios llamados “orbitales”donde se pueden encontrar los electrones.
Una consecuencia de su carácter como onda estacionaria es que el electrón sólo puede existr endeterminadas distancias del núcleo. Esta distancia se describe con el número cuántco “n” onúmero cuántco principal. Este número corresponde al número de la capa en el modelo de Bohr.
N puede tomar todos los valores de números enteros desde 1 hasta el infnito. Cuanto mayor es elvalor de n mas lejos estarán los electrones en promedio del núcleo.
El segundo número “l” depende de n. Por lo tanto se llama el número cuántco secundario. “L”describe la forma que puede tomar la onda a la distancia descrita por n. Cuanto mayor “n” maslejos están y mas posibles formas tene el espacio. L puede tomar valores de números enterosdesde 0 hasta n-1.
Debido a la importancia de la forma y a que transiciones entre orbitales de diferentes formashabían sido observados ya en espectroscopía se han asignado letras a los valores de “l” que seorientan en datos espectroscópicos. Así el valor l = 0 corresponde a un orbital esférico con elnúcleo en el centro de la esfera.
“L” = 1 describe dos espacios – uno a cada lado del núcleo separados por un plano donde loselectrones no pueden estar. El orbital tene por lo tanto forma de pesa. Los orbitales con estaforma también se conocen como orbitales “p”.
“L” = 2 describe orbitales mas o menos en forma de hoja de trébol aunque también hay uno conforma de pesa y cinturón de “donut” por el centro. Estos orbitales se conocen como orbitales “d”.
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Ilustración 13: Modelo unidimensional de la función de ondaestacionaria (izquierda) y de su cuadrado (derecha) querepresenta la probabilidad de encontrar la partícula.
“L” = 3 corresponde a orbitales del tpo “f”. Estos orbitales tenen formas aún mas complejas,normalmente de 8 espacios separados entre si por planos de nudos
Los L superiores a 3 y correspondiendo a orbitales “g”, “h” etc. también existen pero no tenenninguna relevancia práctca en la química.
Después del número cuántco l existe aún el “m” o númerocuántco magnétco. Este número indica la orientación delorbital en el espacio. Como las posibles orientacionesdependen de la forma – por ejemplo es imposible orientaruna esfera de diferentes maneras – los valores que puedeadoptar m también dependen de l. En concreto m puedetomar valores de números enteros en el rango -l … 0 … +l.Por ello en cada capa puede haber hasta 1 orbital “s”, 3orbitales “p”, 5 orbitales “d” y 7 orbitales “f”.
Finalmente existe el espin o ms. Este número no depende depropiedades del orbital sino del propio electrón. Se puedever como el sentdo de rotación que tene el electrón por supropio eje. Esta rotación puede ser o a la derecha o a laizquierda. Los valores correspondientes de ms son +1/2 y-1/2. A menudo se representan con flechas hacia arriba y hacia abajo.
Mientras que hasta poco los orbitales y su forma eran principalmente una construcciónmatemátca con apoyo en muchos experimentos hoy en día incluso es posible sacar imágenes a losátomos con sus electrones y comprobar así la teoría.
Nombre Valores Significadon primario 1,2,3,… ∞ Distancia al núcleo o capal secundario 0, … n-1 Forma del orbital o nº de planos de nudos. El posible valor
depende de la capa en la cual se encuentra el orbital
n = 0 orbital “s” (esfera alrededor del núcleo)
n = 1 orbital “p” (2 espacios a los lados del núcleo)
n = 2 orbital “d” (4 espacios alrededor del núcleo
n = 3 orbital “f” (8 espacios alrededor del núcleo)m magnétco -l...0...+l Orientación del orbitalms spin ± ½ Sentdo de rotación del electrón por su propio eje
Una vez establecidos los números cuántcos y su signifcado hay que empezar aplicarlos a losátomos de los elementos. El átomo mas simple es el hidrógeno. Tiene sólo un único electrón.¿Pero en cual de las múltples orbitales posibles hay que colocarlo?
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Ilustración 14: Foto de orbitales de unátomo de hidrógeno
Ilustración 15: Los orbitales y sus formas y orientación en función de los números cuántcos l y m
Para poder responder a esta pregunta hay que aplicar un principio muy simpleu los sistemasnaturales siempre tenden al estado de mínima energía. En el caso del hidrógeno ello signifca quehay que ver en qué orbital el electrón tendrá la menor energía posible. Ya que el núcleo y elelectrón tenen cargas opuestas y se atraen el electrón tendrá menos energía cuanto mas cercanoestá al núcleo. Esto es el caso para el número cuántco n=1. Para este caso l sólo puede tomar unúnico valor, 0. Se trata por lo tanto de un orbital del tpo “s” o incluyendo el número cuántcoprincipal sería el orbital “1s”. El valor de m tampoco puede variar ya que para los orbitales “s”siempre es igual a 0 reflejando que una esfera no tene mas que una orientación posible en elespacio. La cantdad de electrones que hay en un orbital se indica con un pequeño número escritoen alto. Por lo tanto esta confguración electrónica sería “1s1”.
El siguiente electrón se debe colocar con el espín opuesto en el mismo orbital. La nuevaconfguración electrónica será entonces “1s2”.
Ahora ya no caben mas electrones en este orbital y hay que recurrir a la siguiente capa con númerocuántco n = 2. En esta capa tenemos 1 orbital “s” y 3 orbitales “p”. La energía de los orbitales “s”es siempre inferior a la de los orbitales “p” de la misma capa. Por ello hay que llenar antes elorbital “s” y luego seguir con los orbitales “p”. En ausencia de campos externos todos los orbiatles“p” tenen la misma energía. Se dice que están “degenerados”. En general todos los orbitales delmismo tpo que pertenecen a la misma capa siempre serán “degenerados”.
Los orbitales degenerados se deben llenar primero todos con un electrón y el espín de estoselectrones apuntando en la misma dirección. Tan sólo cuando todos los orbitales están semi-ocupados se termina llenando los orbitales con electrones de espin opuesto.
Una vez llenos los orbitales “p” hay que seguir en la siguiente capa con n = 3. Allí se aplica el mismoprincipio de seguir llenando los orbitales según su energía empezando a llenar con un electrón deespin en paralelo y luego completando en antparalelo. En esta capa sin embargo tenemos unapartcularidad. Los orbitales “d” tenen mayor energía que el orbital “s” de la siguiente capa. Asíque antes de meter electrones en estos orbitales hay que llenar el orbital 4s.
EL siguiente diagrama muestra el orden de energía que tenen los orbitalesu
Para indicar la confguración electrónica completa de un átomo se indican normalmente sólo loselectrones de la capa externa y delante el gas noble precedente en corchetes. Así el cloro tendría lasiguiente confguración electrónicau
[Ne] 3s2 3p5
Cuando se forman catones a partr de los átomos se pierden primero los electrones de mas altaenergía. Los electrones “d” tenen en esto una partcularidadu una vez completado estos orbitalessu energía baja tanto que ya no pueden ser cedidos. Lo mismo pasa con los orbitales “f”.Completados ya no se pueden usar para formar enlaces.
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Dibujo 1: Esquema de la energía de los diferentes orbitales. La línea roja indica que la energía de los orbitales"3d" es superior a la energía del orbital "4s". Por ello debe llenarse antes el orbital 4s que los orbitales 3 d.
Así mientras que el plomo tene confguración electrónica [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2 el ión Pb2+ (en elcual el plomo ha perdido 2 electrones) tene la confguraciónu
[Xe] 6s2 4f14 5d10 6p0
Y el ión Pb4+ con el plomo perdiendo 4 electronesu
[Xe] 6s0 4f14 5d10 6p0
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Experimentos
Principios de la espectroscopíaMaterialesu Crisoles de porcelana
TrípodesRedes de alambre con cerámica
Sustancias: MetanolÁcido bórico (B(OH)3)Cloruro de bario BaCl2
Cloruro de lito LiClCloruro de estrocnio SrCl2
Cloruro de potasio KClCloruro de sodio NaClCloruro de cobre(II) CuCl2
En diferentes crisoles se colocan pequeñas cantdades de las sales muestra, se mojan con aprox. 5mL de metanol y la mezcla se quema. Se anotan las observaciones.
Después se recibe por parte del profesor una pequeña muestra de una sal que será tratada de lamisma manera. Hay que determinar de qué sal se trata.
Tareas: Explique las observaciones con la teoría atómica. ¿Qué esperaría ver si pasa la luz por unprisma?
El contenido de algunos iones en alimentos o fluidos corporales se determinan con métodosespectrométricos que tenen el mismo principio que los experimentos realizados. Busque en laliteratura algún ejemplo concreto.
Determinación de la masa atómica de un metalMaterialu Erlenmeyer; tapón perforado; tubo de goma; probeta de 500 mL;
recipiente de plástco; codo o tubo de vidrio
Sustanciasu Granallas de metal; ácido sulfúrico al 40 % (corrosivo!); agua
Un Erlenmeyer equipado con aprox. 20 mL de ácido sulfúrico semi-concentrado se tapona con untapón con agujero unido a un tubo de goma que llega a una probeta llena de agua según elesquema. Luego se abre, se dejan caer granallas de cinc de un peso aproximado de 0,8 – 1,0 g(anotar el peso exacto con 4 cifras detrás de la coma), se cierra rápidamente y se observa. Cuandoel metal haya desaparecido se mide el volumen del gas formado.
Anotaciónu Si la probeta usada tene un volumen menor a 500 mL tene que bajar la cantdad decinc usada en la misma medida. Para una probeta de 250 mL serían por lo tanto 0,4 – 0,5 g, parauna de 100 mL 0,16 – 0,2 g.
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Se sabe que el metal es bivalente. Por ello se puede formular la siguiente ecuaciónu
M + H2SO4 → H2↑ + MSO4
Por ello se sabe que cada mol de metal libera un mol de hidrógeno.
Puede estmar que el hidrógeno es un gas ideal y que por lo tanto ocupa en condiciones estándar(0°C y 1 atm) un volumen de 22,4 L/mol. Sabiendo los x litros de gas formado puede calcular lacantdad y de moles a qué correspondeu
y mol = x L / 22,4 L/mol
Como de la reacción sabemos que un mol de cinc nos da un mol de hidrógeno gas el peso de metalG en gramos anotado inicialmente deben corresponder a la cantdad de moles que hemoscalculado. Por lo tanto el peso atómico esu
PA(Zn) = G / y
Tareas:
Determine la masa atómica del metal
¿Dónde hay fuentes de errores en el procedimiento? ¿Qué se puede hacer para disminuir estos errores?
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La organización de los elementos – latabla periódica
Ya antes de descubrir la estructura interna de los átomos se había descubierto que entre loselementos hay grupos con característcas químicas y fsicas parecidas. Por ejemplo los metales lito,sodio, potasio, rubidio y cesio son todos metales blandos que se pueden cortar fácilmente con elcuchillo. Todos reaccionan violentamente con el agua dando lugar a la formación de disolucionesalcalina. Todos forman cloruros con una relación 1u1 entre metal y cloro (fórmulau MCl) oreaccionan con el oxígeno en una relación de 2 u 1 formando compuestos con la fórmula M2O.
También hay un gran parecido entre el flúor, el cloro, el bromo y el yodo que son todos no-metales.Cuando se juntan con metales forman sales que tenen generalmente la misma composición MX n
con M simbolizando el metal, X puede ser F, Cl, Br o I. El valor de “n” depende principalmente delmetal.
De la misma manera se encuentra un gran número de grupos de elementos con un gran parecidoentre si y que forman todos compuestos con relaciones parecidas.
En el siglo XIX hubo dos cientfcos – Mendelejev y Meyer –que empezaban a ordenar los elementos según su masarelatva y luego empezaban a escribir una nueva líneacuando se llegaba a lito, sodio, potasio, rubidio o cesio. Asíse formaba una tabla que contenía los elementosconocidos arreglados de tal manera que los decaracterístcas químicas parecidas se encontraban en lascolumnas mientras que en las líneas aumentaba la masaatómica desde la izquierda hasta la derecha. Hoy en día lascolumnas de esta tabla se conocen como “grupos” y laslíneas como “períodos”.
En unos pocos casos como el yodo (PA = 126,9 g/mol) y eltelurio (PA = 127,6 g/mol) sin embargo hubo que invertr el orden de los elementos para mantenercada uno en el grupo apropiado.
Hoy en día sabemos que lo que debe aumentar siempre en 1 unidad desde la izquierda a laderecha es el número de protones en el núcleo y con ello el de electrones en la últma capa.
Como los protones atraen con su carga negatva a los electrones en un mismo período el tamañode los átomos disminuye desde la izquierda a la derecha. Desde arriba hasta abajo sin embargo seañade cada vez una nueva capa. Esta nueva capa está mas alejada del núcleo y el tamaño de losátomos aumenta en esta dirección.
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Ilustración 16: Dimitry Mendeleyev - elprimero en publicar la tabla periódica
Cuanto mas alejado están los electrones del núcleo tanto mas fácil es quitarlos del átomo. Por elloes mucho mas fácil convertr a los elementos de la izquierda y abajo en catones que los elementosde la derecha y arriba. Si nos fjamos en la naturaleza de los elementos del sistema los metales seencuentran en la parte izquierda y abajo mientras que los no-metales se hallan a la derecha yarriba. Así que los metales pierden fácilmente electrones de su últma capa mientras que los no-metales como elementos pequeños atraen los electrones hasta completar la capa externa.
Desde un punto de vista nutricional es importante conocer algunas de las propiedades masimportantes. Así todos los elementos del grupo I forman catones con carga +I. la principaldiferencia reside en el tamaño de estos catones. En las membranas de algunas células como lascélulas nerviosas hay canales y proteínas que pueden discriminar los iones por su tamaño. Losnervios por ejemplo funcionan con señales eléctricos que se deben al movimiento de iones desodio y de potasio a través delas membranas.
Iones de carga idéntca y tamaño parecido a menudo son confundidos por el organismo. Así elplomo es incorporado por el organismo en los huesos en vez delcalcio y puede causar intoxicación por plomo incluso sin exposiciónactual si por alguna razón el material óseo es re-disuelto. Estronciopuede ser incorporado en huesos y dientes en vez de calcio y suanálisis permite saber dónde un individuo pasó su infancia.
Otra característca importante es la “afnidad” esta indica con quétpo de sustancias o elementos un átomo o ión se unepreferentemente. En general los iones pequeños suelen unirsemejor a iones o átomos pequeños mientras que los iones y átomosgrandes se unen preferentemente a iones o átomos grandes. Setrata sólo de una regla muy general pero puede explicar porejemplo la posición de los metales mas tóxicos en la tabla. Losmetales pesados tóxicos se encuentran sobre todo entre losmetales de transición en la parte derecha o entre los metales de loselementos representatvos de la parte baja de la tabla. Loselementos biocompatbles como el zirconio o el ttanio que se
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Ilustración 17: Prótesis dettanio - un elemento que porsu baja toxicidad esbiocompatble. Ello se debe ala afnidad que hay entrettanio y oxígeno.
pueden usar para hacer p.ej. prótesis sin embargo están normalmente en la parte mas de laizquierda de la tabla. La razón está en que los elementos mas pequeños se unen preferentementeal oxígeno formando óxidos insolubles que no interferen en las funciones biológicas mientras quelos elementos mayores se unen preferentemente al azufre y este se encuentra en las proteínas. Elcompuesto formado por azufre y proteína ya no puede cumplir las mismas funciones que laproteína sola y se notan síntomas de intoxicación.
La toxicidad de muchos elementos, especialmente delos metales pesados, se debe a su afnidad al azufre.Ejemplos son el plomo, el cobre, el mercurio, elarsénico etc. Se unen a grupos SH de las proteínas y losbloquean de esta manera.
Algunos elementos son imprescindibles para la vidahumana. Estos elementos se conocen como “elementosesenciales”. El hecho que un elemento sea esencial nose debe confundir con “inocuo” o no tóxico. Latoxicidad a menudo viene asociado no sólo al elementosino a la forma en la cual está presente y sobre todo ala dosis suministrada además de muchos factoresadicionales. Así el hierro que se conoce como elementoesencial porque está presente entre otras en la hemoglobina que se encarga de transportar eloxígeno en el cuerpo se vuelve tóxico a altas dosis. El propio oxígeno a presiones superiores a 1atm también se vuelve tóxico para nuestro organismo. El cromo en su forma trivalente esnecesario para la metabilización del azúcar. En su forma hexavalente como cromato (CrO4
2-) sinembargo es cancerígeno
En el caso de algunos elementos como el arsénico está en disputa si se trata de elementosesenciales o no. De otros como el mercurio o el plomo sólo se conocen efectos adversos y por lotanto se consideran “elementos tóxicos”.
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Ilustración 18: El síndrome de Minamata esdebido a una intoxicación por mercurio. Elmercurio es uno de los metales que se une a losgrupos de azufre de las proteínas.
Ejercicios:1.) Las células nerviosas y los músculos tenen mecanismos de transportar selectvamente iones depotasio o de sodio a través de las membranas. ¿En qué característca diferenciadora de los iones sedebe basar la selección?
a) carga iónica b) tamaño c) valencia d) electronegatvidad
2.) Algunos iones son tóxicos porque se parecen en tamaño y carga a algún ión de importanciafsiológica pero luego tenen otras propiedades.
El calcio forma un ión que interviene en muchos procesos bioquímicos desde el transporte de lasseñales de las células nerviosas hasta la coagulación de la sangre.
¿Cual de los siguientes metales formará iones que el cuerpo puede confundir con el calcio y por lotanto puede tener efectos tóxicos?
a) Cesio b) Aluminio c) Polonio d) Plomo(II)
3.) El selenio es un elemento esencial que sin embargo en cantdades grandes puede volversetóxico. En algunos compuestos puede susttuir a otro elemento. ¿Cual de los siguientes elementosserá?
a) Arsénico b) Fósforo c) Azufre d) Oxígeno e) Calcio
4.) Según las reglas de las afnidades de la química los catones grandes suelen formar compuestospoco solubles con aniones grandes y los catones pequeños con los aniones pequeños.
¿Con cual de los siguientes catones formará probablemente un compuesto insoluble el yoduro?
a) Lito b) Calcio c) Plomo(II) d) Aluminio(III) e) Sodio
Respuestasu
1.) b – K+ y Na+ tenen la misma valencia y la misma carga. Los elementos tenen electronegatvidades muyparecidas pero su tamaño es diferente.
2.) d – sólo el plomo forma catones con valencia +II como el calcio.
3.) c – el azufre está en la tabla justo por encima del selenio. El resto de los elementos tene valencias muydiferentes o como en el caso del oxígeno una electronegatvidad mucho mayor.
4.) c – el plomo con valencia +II forma el catón mas grande de todos los elementos mencionados.
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Radiactividad o química nuclear
Radiactividad y radiación radioactivaComo ya hemos visto en el capítulo sobre el desarrollo de las teorías atómicas existen elementosradioactvos. Estos elementos se caracterizan por emitr radiaciones alfa, beta o gama.
Investgando sobre la naturaleza de estasradiaciones se puede determinar que laradiación alfa, beta o gama. Para determinarde qué se trataba se realizaron diversosexperimentos. Uno consista en pasar losrayos por un campo eléctrico. En este campose notó que la radiación alfa se desviabaatraída por la carga negatva, la radiaciónbeta hacia la carga positva mientras que laradiación gama no se veía afectada. Elmismo experimento también permitódeterminar la masa de las partculas de losrayos.
En otros experimentos se comprobó que los rayostenían diferente posibilidad para penetrar lamateria. Mientras los rayos alfa no atravesaban nisiquiera el papel los rayos beta se podían apantallarcon una lámina de aluminio que sin embargo erapenetrada por los rayos gama. Estos sólo se puedenretener con bloques gruesos de plomo o conparedes muy gruesos de material muy macizo comoel hormigón armado.
Finalmente se determinó la naturaleza de losdiferentes tpos de rayos y su impacto sobre losseres vivos. Los resultados se recogen en la siguientetablau
Radiación Alfa Beta gama
carga Positva (2+) Negatva (1-) Sin carga
masa 4 u Aprox. 1/2000 u Sin masa
Apantallado por Papel Aluminio plomo
Naturaleza Núcleos de helio 4He Electrones de altavelocidad
Radiaciónelectromagnétca dealta energía
Daño relatvo sobremateria viva
Es la radiación que masinteractúa con lamateria y que mayordaño causa
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El origen de la radiación radiactva son transformaciones del núcleo. Se sabe que el núcleo esformado por protones y neutrones. Los protones son partculas con carga positva y los neutronesno tenen carga. Ambos tenen una masa parecida que se defne como 1 u. En el núcleo protones yneutrones están unidos por fuerzas nucleares. Se trata de fuerzas muy grandes – mucho mayoresque las fuerzas electromagnétcas o las fuerzas gravitacionales – pero de muy poco alcance.
Para que un núcleo sea estable se debe respectar una determinada relación entre protones yneutrones. Para los núcleos pequeños esta es aproximadamente 1u1. Si no se respecta estarelación el núcleo es inestable. En los núcleos grandes hace falta una proporción cada vez mayorde neutrones para poder estabilizar el núcleo debido a la elevada repulsión electromagnétca entrelos protones. A partr de 82 protones (corresponde al plomo) ya no hay ninguna manera deestabilizar los núcleos y se desintegran siempre de manera espontánea.
En las integración de los núcleos se liberan partculas y grandes cantdades de energía en forma deradiación radioactva.
Ejercicios:
¿Por qué son mas peligrosas las sustancias radioactvas ingeridas que las que impactan conradiación de forma externa?
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Los enlaces químicosLa naturaleza de los átomos de los diferentes elementos determina la manera de interactuar deellos. Estas interacciones se deben siempre a cambios en la organización de los electrones de laúltma capa. Esta capa se llama también la ccapa de valenciac.
Si interactúa un metal con un no-metal normalmente el no-metal abstrae electrones de la últmacapa del metal hasta que el metal se queda sin electrones y el no-metal tene 8 electrones y por lotanto su capa completa. Al perder electrones el metal se transforma en un ión de carga positva yel no-metal se transforma en un ión de carga negatva. La atracción que hay entre estos iones seconoce como cenlace iónicoc.
Las sustancias que están formadas pro iones se llaman “sales”. El tpo de enlace que hay en lassales nos indica ya cómo se van a organizar los iones y qué característcas van a tener. Como setrata de una interacción entre dos cargas opuestas para maximizar la energía liberada estas debenacercarse cuánto mas. Por ello formarán estructuras – cristales – en las que un catón de cargapositva siempre está rodeado por la máxima cantdad de aniones y viceversa. Por ello debenformar estructuras muy ordenadas – cristales.
Si nos imaginamos que se ejerce un golpe sobre uncristal de una sal - ¿Qué va a pasar?
Este golpe desplazará un plano en el cristal frente a otro.Ello hace que cargas del mismo tpo se coloquen unofrente al otro. Como se repelen el cristal se rompe. Porla forma de los enlaces un compuesto iónico por lo tantodebe ser quebradizo si se somete a un golpe mecánico.
Sin embargo si se ejerce una elevada presión externa esta no permitrá que las dos partes delcristal se separen. El deslizamiento de los iones sigue a la distancia de un ión mas y vuelven a estaropuestos los iones de signos opuestos. El cristal sólo ha sido deformado. Por ello a muy elevadaspresiones las sales pueden empezar a fluir.
En la naturaleza hay muchos tpos de sales – no sólo la sal común el NaCl. Así la mayor parte de losminerales son sales. También son la base de fertlizantes, disoluciones etc.
Si interactúan dos no-metales los dos son lo bastante electronegatvos para no poder arrancarelectrones el uno al otro. Su única forma de poder llegara a una capa externa completa escompartendo electrones. Cada uno de los dos átomos aporta un electrón para completar unorbital que tendrán los dos átomos en común. Este tpo de enlace se llama cenlace covalentec.
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Si uno de los dos no-metales es mas electronegatvo que el otro - por ejemplo el cloro en el HCl(ácido clorhídrico) - este elemento electronegatvo atrae algo mas al par de electrones compartdoque el otro elemento (el hidrógeno en el ejemplo). Como los electrones tenen carga negatva deesta forma se genera un dipolo con el cloro en el lado negatvo y el hidrógeno en el lado positvo.Este tpo de enlaces entre dos no-metales con diferente electronegatvidad se llama tambiéncenlace covalente polarc.
Los metales fnalmente son elementos muy poco electronegatvos y muy grandes. Por ello atraenmuy poco a los electrones de la últma capa. Si se unen muchos átomos de elementos metálicosceden sus electrones externos que forman una especie de cgasc. Este gas con carga negatva ocupatodo el espacio entre los átomos y atrae a los crestosc de los átomos que tenen ahora cargapositva. Los electrones pueden moverse por lo tanto libremente a través de todo el metal. Elloexplica la buena conductvidad tanto térmica como eléctrica de los metales.
Si tenemos una sustancia formada por moléculas discretas además de los enlaces químicos existeninteracciones entre las moléculas. Estas interacciones se pueden clasifcar y ordenar por su fuerzau
• Puentes de hidrógeno• Interacciones dipolo - dipolo• Fuerzas de van der Waals o fuerzas de London
Todas estas interacciones se deben a interacciones eléctricas. Necesitan por lo tanto de poloseléctricos en las moléculas.
En los puentes de hidrógeno tenemos el hidrógeno unido a N, O o F. Esto son elementos muypequeños y electroatratores. Por ello los enlaces H-E con E = N, O, F son muy polares siendo elhidrógeno el polo positvo y el elemento el polo negatvo. Debido al escaso radio de los átomosinvolucrados las moléculas pueden acercarse mucho una a la otra y con ello la fuerza de atracciónentre las moléculas crece.
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Ello influye en el punto de fusión y de ebullición delas sustancias en las que se da este tpo deinteracción que son mucho mas elevados de lo quehubiese sido de esperar sólo por las demáscaracterístcas de la molécula.
Debido a esta fuerza las interacciones del tpopuente de hidrógeno son responsables deestabilizar las estructuras tridimensionales demuchas sustancias de importancia biológica ymédica. La estructura del ADN, de las proteínas etc.se debe a la formación de puentes de hidrógenoentre moléculas o entre diferentes partes de lamisma molécula. También en el reconocimientoantgeno-antcuerpo y por lo tanto las respuestas
del sistema inmune a las enfermedades intervienen puentes de hidrógeno.
Si sólo hay unidos dos átomos deelectronegatvidad diferente que no son ninitrógeno, ni oxígeno ni flúor tenemos enlacespolares y la molécula puede formar un dipolo.Entre el polo positvo de una molécula y el polonegatvo de la siguiente molécula hay fuerzasatrayentes. Esta interacción se llama cinteraccióndipolo – dipoloc. Por la mayor distancia debido almayor tamaño de los átomos sin embargo lasinteracciones son mas débiles que los puentesde hidrógeno. Moléculas con interacción dipolo-dipolo serían por ejemplo e HCl o el SO2.
Sin embargo no basta con tener enlaces polaresen una molécula para que ella sea un dipolotambién debe presentar una “geometríaapropiada”. Podemos ver cada enlace polarcomo un pequeño vector cuya longitudcorresponde a la cantdad de carga parcial y cuyadirección es dada por la dirección del enlace. Lamolécula sólo será dipolo si al sumar todos losvectores el resultado
no es “0”.
Los dipolos también son capaces de interactuar con sustancias iónicas.Pueden rodear (= solvatar) los iones de tal manera que siempre apuntana ellos con el polo opuesto. Así se meten entre los iones y disuelven lasal.
Las interacciones que hay en este caso son las interacciones ción -dipoloc. También son muy importantes si sustancias cristalizanincorporando agua en su red cristalina. Esto es por ejemplo el caso delyeso (CaSO4 * 2 H2O) o del cemento que cuaja también por
reorganización de moléculas de agua de hidratación. En todas las
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Ilustración 19: Moléculas de agua unidas porpuentes de hidrógeno.
Ilustración 22: Catón desodio rodeado("solvatado") pormoléculas de agua
Ilustración 20: Suma de los momentos polares de losenlaces en el caso del BF3 con geometría trigonalplana y del CO2 con geometría lineal. Se ve que losmomentos se anulan.
Ilustración 21: En el amoniaco con geometríapiramidal y el agua con geometría angular la sumade los momentos polares da un momento dipolartotal: las moléculas son dipoles.
disoluciones salinas como sangre, plasma celular o orina las sales se encuentran en disolucióndebido a las interacciones ión-dipolo.
Finalmente existen las interacciones cvan der Waalsc. Son las interacciones que se dan entremoléculas apolares como los hidrocarburos. Se deben a la repartción estadístca de los electronesen el tempo. En una instantánea de una molécula los electrones de la ultma capa casi nunca seencuentran repartdos de forma simétrica sino se verá que estadístcamente se acumulan mas porun lado que por el otro. El lado con mayor densidad electrónica instantánea tene en estemomento las característcas de un cpolo negatvoc mientras que el lado opuesto con falta deelectrones se convierte en el polo positvo. Como esto se da sólo en un instante se habla tambiénde un cdipolo temporalc.
Si hay una segunda molécula cerca de la primera los electrones en esta se verán atraídos por elpolo positvo de la primera o repulsado por el polo negatvo respectvamente. De esta manera de“induce” un dipolo también en esta segunda molécula de tal manera que entre las moléculasresulta una fuerza de atracción. Esta fuerza de atracción se conoce también como “fuerza de Vander Waals” o fuerza de London.
Las diferentes característcas de las fuerzas son también responsables de la miscibilidad oinmiscibilidad de las sustancias. Para poder meter por ejemplo una molécula apolar entremoléculas de agua que están unidas por puentes de hidrógeno habría que romper muchos puentesde hidrógeno. Ello requiere mucha energía que normalmente no se tene mientras que lasinteracciones generados entre el agua y la molécula apolar son muy débiles y aportan apenasenergía. Por ello las sustancias polares y apolares normalmente no son miscibles. Ello se debe aque para meter una sustancia apolar entre moléculas polares que están unidos por interaccionesfuertes hay que romper estas interacciones fuertes mientras que las interacciones resultantesentre molécula polar y apolar son débiles. Para romper las interacciones fuertes hace falta muchaenergía que no suele estar presente en el sistema y sin la energía sufciente no se mezclan.
En biología y medicina hay que entendermiscibilidades y polaridades por ejemplopara explicar el funcionamiento de lasmembranas celulares. Están compuestospor lípidos – moléculas con una gran parteapolar y una pequeña parte polar capaz deformar puentes de hidrógeno. Por ello lasmoléculas se orientan de tal manera que suparte polar se orienta hacia el medio acuoso que rodea y que llena la célula mientras que laspartes apolares de las moléculas se unen. Así se forma una “pared” de una doble capa de lípidos.Los nutrientes apolares pueden pasar mejor esta pared mientras que los nutrientes polaresnormalmente necesitan algún mecanismo celular o poro para poder entrar en la célula.
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Ejercicios
El amoniaco (NH3) es un gas con punto de ebullición de -33 °C y punto de fusión de - 77,7 °C a 1atm.
¿Qué fuerzas prevalecen entre las moléculas del amoniaco a 0 °C y a -40 °C?
0°C es por encima d ella temperatura de ebullición y por lo tanto el amoniaco está en fase gaseosa. En fasede gas no hay fuerzas importantes entre las moléculas.
A -40 °C el amoniaco es líquido. Como tenemos hidrógeno unido a nitrógeno entre las moléculas se puedenformar puentes de hidrógeno. Como los puentes de hidrógeno son las interacciones mas fuertes entremoléculas esta es la interacción prevalente.
Notau En las obras el amoniaco disuelto en agua se usa como agente limpiador. Además el amoniaco gas seutliza en algunos aires acondicionados o fábricas de hielo como gas de refrigeración.
Los halógenos flúor, cloro, bromo y yodo tenen las fórmulas F2, Cl2, Br2 y I2 respectvamente. Suspuntos de ebullición sonu F2u -188 °C; Cl2u -35 °C; Br2u 59 °C; I2u 113 °C
Explique estos valores con las fuerzas intermoleculares.
Respuesta:
Las moléculas formadas por átomos del mismo elemento son apolares ya que no hay diferencias deelectronegatvidad. Por ello las únicas fuerzas intermoleculares posibles son las fuerzas de van der Waals.Estas aumentan con la cantdad de electrones y el volumen de las moléculas. La cantdad de electronesaumenta en el mismo grupo desde arriba hasta abajo desde el flúor hasta el yodo. El aumento de fuerzasintermoleculares correspondiente se refleja en el aumento de los puntos de ebullición.
¿Qué compuesto se formará entre un elemento del grupo II (p.ej. calcio y otro del grupoVII (por ejemplo el cloro)? Indique la fórmula y el tpo de enlace.
Los elementos del grupo II son los metales alcalinos mientras que en el grupo VII se encuentran loshalógenos que son no-metales. El enlace entre metal y no-metal es siempre del tpo iónico. El grupo IIsignifca que hay 2 electrones en la capa de valencia que se pierden mientras que los halógenos tenen 7electrones en la últma capa y necesitan un electrón para completarla. Así que la relación entre loselementos será de 1u2 y la fórmula MX2 o CaCl2 usando los elementos del ejemplo.
¿Qué tpo de sustancias atravesará más fácilmente una membrana celular – una sustanciapolar o apolar?
Como la membrana está compuesta por lípidos que son en gran parte apolares estos disuelven mejor lassustancias apolares que así pueden atravesar las membranas.
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Estructuras de Lewis: representación de los enlaces
Las estructuras Lewis se suelen usar para indicar los enlaces entreátomos. Por lo tanto es la fórmula mas apropiada para las sustanciasmoleculares. Es especialmente importante en química orgánica. Eneste tpo de fórmulas cada electrón es simbolizado por un punto.Una línea simboliza un par de electrones. Estos pares de electronespueden ser pares de electrones de enlaces (entonces se dibujanentre los átomos que unen) o pueden ser “pares de electroneslibres” que tenen los elementos a partr del quinto grupo. Estospares de electrones libres se suelen escribir al lado del símbolo delelemento en forma de raya. En formulas complejas o químicaavanzada a menudo se omiten y sólo se indican si tenen unarelevancia para el compuesto representado.
Cada átomo puede tener en su alrededor como mucho 8 electrones(excepción el hidrógeno que tene como máximo 2 electrones). Estose conoce como “regla del octeto”. Esta regla se tene que cumplirde manera estricta para el primer período largo de lito a neón. Enlos elementos más pesados puede haber excepciones que se venmas adelante.
Las rayas de los enlaces sólo se ponen para los enlaces covalentes, nunca para los enlaces iónicos.En el caso de los enlaces iónicos se pasan los electrones del componente que formará el catón alcomponente que formará el anión. Así los catones de los metales se suelen quedar sin electrones(y por lo tanto sin puntos ni rayas al lado), sólo con el símbolo de su respectva carga. Si los anionesson formados por átomos de no-metales estos completan su octeto de la capa externa con losmetales. Se trata por lo tanto de partculas con 4 rayas representando los 4 pares de electroneslibres al lado del símbolo del elemento además de la carga correspondiente.
Ejemplou
El bromuro de aluminio es un compuesto iónico. El aluminio pasa sus 3 electrones de la capaexterna a los bromos que tenen 7 electrones. Con estos electrones del aluminio los bromoscompletan los 4 orbitales mientras que el aluminio se queda sin electrones. La estructura es por lotantou
NUNCA se deben escribir los enlaces iónicos con un par de electrones entre los dos átomos. Estarepresentación es exclusiva de los enlaces covalentes.
En los compuestos covalentes se indican los enlaces formado por pares de electrones como rayaentre los dos átomos enlazados. Existen enlaces simples con una raya, dobles con dos rayas ytriples con tres rayas. Para averiguar, si un átomo ha completado su octeto de la últma capa hayque contar todos los electrones en los enlaces que tene mas los pares libres de electrones queposee. Si se quiere averiguar la carga de un átomo hay que contar sólo un electrón por enlace ysumarlo a los electrones en los pares libres. Este recuento se compara con la cantdad deelectrones que tene el átomo como elemento. Si coincide la carga es “0”. Si hay mas electronespor cada electrón tene una carga formal negatva y si faltan electrones por cada electróndefciente se tene una carga formal positva.
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Ilustración 23: Para poderentender las moléculasimportantes para la vida comoel ADN hay que entender lasestructuras de Lewis
Un ejemplo sería el amoniou
Para representar anhidros de ácidos (= óxidos de no-metales) miramos la cantdad de átomospresentes. Si tenemos un átomo de no-metal unido a una cierta cantdad de oxígenos estosoxígenos deben estar unidos al no-metal por enlaces covalentes dobles.
Para el dióxido de azufre por ejemplo esto signifca que podemos usar los dos electrones sin pardel azufre para formar un enlace doble con el primer oxígeno. Para enlazar el segundo oxígeno hayque romper uno de los pares de electrones. Formamos otro enlace doble. Con este segundo enlacedoble el azufre tendría mas de 8 electrones en su alrededor. Romperíamos con la regla del octeto.Estos incumplimientos de la regla del octeto son posibles si tenemos elementos de los períodos 3 omayores unidos a elementos mas electronegatvos. Sin embargo estos elementos sólo estánenlazados a otros menos electronegatvos la extensión del octeto no se puede dar.
También existe la posibilidad de formular la estructura de tal manera que cumpla con la regla. Paraello hay que tomar uno de los pares de electrones de uno de los enlaces dobles y pasárselo aloxígeno. Como no de estos electrones pertenecía al azufre este se queda con una carga positvamientras que el oxígeno tene ahora una carga negatva.
Este fenómeno que se pueden escribir 2 estructuras de Lewis moviendo sólo pares de electronesse conoce como “resonancia” o “mesomería”. En general cuantas mas formas resonantes omesoméricas hay mas estable tende a ser una molécula. También se suele considerar que cuantasmenos cargas aparecen mayor importancia tene una estructura mesomérica.
Si tenemos un anhidro que contene dos átomos de no-metal y un número impar de oxígenossiempre habrá un oxígeno entre los dos no-metales uniéndolos mientras que los demás oxígenos(si los hay) están unidos por enlaces dobles o enlaces coordinados a los átomos del no-metal. Parael pentaóxido de dibromo por ejemplo (anhídrido bromico) podemos formular así la siguienteestructura teniendo en cuenta la mesomeríau
Si hay que escribir las estructuras de oxoácidos el hidrógeno en estos compuestos siempre vaunido a un oxígeno y este oxígeno está unido por enlace simple al no-metal. El resto de losoxígenos se une por enlaces dobles. En el caso del ácido nítrico hay que escribir la estructurasiempre con las cargas sobre el nitrógeno y el oxígeno ya que sólo así se cumple con la regla delocteto y en el caso del nitrógeno como elemento del segundo período no hay extensión del octetoposible.
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Ilustración 24: En le estructura del amonio el nitrógeno central tene 4 enlaces y ningún par de electrones libre. Por ello le pertenecen 4 electrones - uno menso que en el nitrógeno elemental donde tene 5 electrones. Por ello tene carga formal simple positva.
Unos ejemplos de estructuras de ácidos seríanu
Para formar los aniones de los ácidos sólo debemos quitar el hidrógeno en forma de H+. EL resto dela estructura se mantene y el par de electrones de enlace que antes unía al hidrógeno se quedaencima del oxígeno correspondiente dándole una carga negatva.
Los enlaces metálicos no se pueden representar por el símbolo de Lewis ya que esta simbologíamuestra la localización de los electrones y en los enlaces metálicos están deslocalizados.
Unos de los errores más comunes que se cometen con las estructuras de Lewis:
• hidrógenos con varios enlaces (el H sólo puede tener 2 electrones en su alrededor y por lotanto nunca 2 enlaces) => Recuerde que el H nunca puede estar enlazado a dos átomos
• largas cadenas de oxígeno o en general enlaces O-O. Recuerde que uno de los pocoscompuestos con un enlace O-O es el peróxido. El oxígeno no forma cadenas.
• No respectar la regla del octeto para los elementos que lo requieren. (Li, Be, B, C, N, O, F)
Ejercicios:
Desarrolle las estructuras de Lewis de las siguientes sustanciasu
a) sulfuro de lito
b) metano (CH4)
c) ácido nitroso (HNO2)
d) trióxido de diyodo
e) ácido cianhídrico (HCN)
f) sulfto (SO32-)
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Ilustración 25: formas resonantes del ácido fosfórico
Ilustración 26: Estructura del ácido nítrico. Con elnitrógeno hay que respectar la regla del octeto.
Nomenclatura y formulación: compuestos binariosHemos visto que los elementos se pueden combinar formando compuestos y diferentes maneraspara escribir las fórmulas asociadas. Sin embargo para poder comunicarse oralmente o por escritotambién hay que darles nombres.
Si miramos por ejemplo con los compuestos formados por metal y no-metal. Sabemos que se tratade sales y que en las sales hay enlaces iónico. El anión de carga negatva será formado por el no-metal que ha completado su capa externa con los electrones procedentes del metal. La carga delanión será igual a la cantdad de electrones que ha ganado el no-metal. El metal por lo tanto tenecarga positva. La carga es igual a la cantdad de electrones que ha perdido. Si se toca una sal no serecibe ninguna descarga eléctrica. Por ello la carga total debe ser cero. Como consecuencia hayque combinar los iones en los compuestos siempre de tal manera que las cargas positvas ynegatvas se anulan.
Si anión y catón tenen la misma carga esto es fácil. Hay que formar la sal con el mismo número decatones que e aniones. Esto pasa por ejemplo en la sal común. Es formada por sodio y cloro. Elsodio pertenece al grupo I de la tabla periódica. Tienen por lo tanto un electrón en la capa externaque puede perder. El cloro pertenece al grupo VII. Tiene 7 electrones en la capa externa y requiereun electrón para completar su octeto. Al intercambiar el electrón tenemos por lo tanto los ionesNa+ y Cl-. Al cloro cuando completa su capa con electrones ajenos se le cambia el nombre y pasa aser “cloruro”.
El sufjo “...uro” en general se da al elemento mas electronegatvo de un compuesto. Este siemprecompletará su octeto. Si el otro elemento es un metal este pierde sus electrones. Se formará unasal binaria. El nombre de la una sal binaria se hará por lo tanto siempre de la misma manerau
nombre del no-metal + ...uro + de + nombre del metal
Una excepción de la regla es el no-metal oxígeno. En este caso el compuesto formado es un óxido.
Como ninguna sustancia puede tener una carga hay que combinar aniones y catones de talmanera que sus cargas se anulan.
Algunos ejemplos seríanu
NaCl cloruro de sodio CaF2 fluoruro de calcio Be3N2 nitruro de berilio
Al2S3 sulfuro de aluminio In2O3 óxido de indio RbI yoduro de rubidio
Si el metal puede tener varias valencias (= puede intercambiar no sólo un único número deelectrones sino diferentes cantdades) la relación entre los elementos también puede variar. Porello hay que indicar o la relación o el número de valencia del metal. Si uno quiere indicar lacantdad de átomos de un elemento en el compuesto lo debe hacer con un prefjou los prefjosusados para los diferentes números sonu
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Mon(o) Di Tri Tetra Penta Hexa Hepta Octa Nona Deca
El prefjo mono a menudo no se emplea.
Además de esta nomenclatura que se llama la “nomenclatura sistemátca” existe otranomenclatura de “Storck”. Si un elemento puede tener varias valencias esta se se indica ennúmeros romanos detrás del nombre del elemento.
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Algunos ejemplos de compuestos binarios nombrados según las dos formas seríanu
Cr2O3 trióxido de dicromo óxido de cromo(III)
CrO3 trióxido de cromo óxido de cromo(VI)
TiO2 dióxido de ttanio óxido de ttanio(IV)
MnF2 difluoruro de manganeso fluoruro de manganeso(II)
AuCl3 tricloruro de oro cloruro de oro(III)
El mismo principio también se aplica para compuestos binarios entre no-metales como el CO2
(dióxido de carbono), NO (monóxido de nitrógeno), Cl2O3 (trióxido de dicloro) etc.
Actualmente las dos formas de nomenclatura co-existen e incluso hay una tercera – la nomencla-tura tradicional que indica la valencia en forma de sufjos del metal. Esta últma sin embargo estáse usa cada vez menos y en muchas partes del mundo ha caído por completo en desuso. Por elloaquí no se profundiza en ella.
El uso correcto de la nomenclatura es esencial en muchos aspectos. Así las propiedades de uncompuesto dependen en gran medida del estado de la relación entre los elementos y de sus valen -cias. Para asegurase de emplear siempre la sustancia correcta hay que saber nombrarlacorrectamente.
Ejercicios
Nombre las siguientes sustancias
a) Al2O3 b) CaCl2 c) PbS d) Be3N2 e) LiBr f) NiI2 g) CrF3
Escriba las fórmulas para los siguientes compuestos
a) heptaóxido de dicoloro b) tetraóxido de trihierro c) dicloruro demanganeso
d) disulfuro de hierro(II) e) yoduro de potasio f) pentafluoruro devanadio
Resolución:
a) óxido de aluminio o trióxido de dialuminio b) cloruro de calcio o dicloruro de calcio
c) sulfuro de plomo(II) o monosulfuro de plomo d) nitruro de berilio o dinitruro de diberilio
e) bromuro de lito f) yoduro de níquel(II) o diyoduro de níquel
g) fluoruro de cromo(III) o trifluoruro de cromo
En algunos procesos industriales se utliza ácido fluorhídrico para disolver silicatos. Este ácidopuede provocar heridas que curan muy mal porque el fluoruro presente en el ácido forma con losiones del calcio presentes en el cuerpo y que son necesarios para la curación de la herida fluorurode calcio que es insoluble.
Formule la ecuación de formación del fluoruro de calcio a partr de los iones.
Ca2+ + 2 F- → CaF2
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Estequiometría
Conceptos y cálculos simples
La estequiometría es la parte de la química que permite calcular las cantdades de sustancias quereaccionan o que se forman en una reacción. Se basa principalmente en la ley de la conservaciónde la masa y de la conservación de la materia.
Como las reacciones químicas no son nada mas que reagrupamientos de átomos antes y despuésde una reacción debe haber la misma cantdad de átomos de los mismos elementos.
Lo que hay que hacer es por una parte conocer todos los reactantes y todos los productosinvolucrados en una reacción y después ajustar las cantdades de moléculas involucrados de talmanera que las premisas mencionadas se cumplan.
Ejemplo:
Una reacción simple puede ser la formación de agua a partr de hidrógeno y oxígeno elemental. Sesabe que la fórmula del hidrógeno elemental es H2 y la del oxígeno es O2. En la molécula de aguaque es el producto de la reacción tenemos 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. En un primermomento se podría formular por lo tanto usando una flecha indicando el sentdo de la reacciónu
H2 + O2 → H2O
Sin embargo se ve que a la izquierda de la flecha hay 2 átomos de hidrógeno y 2 átomos deoxígeno mientras que a la derecha hay 2 átomos de hidrógeno pero sólo 1 átomo de oxígeno. Estono es posible ya que a la izquierda y la derecha debe haber la misma cantdad de átomos delmismo tpo. Así que se deben formar al menos 2 moléculas de agua para tener 2 átomos deoxígeno en el lado de los productosu
H2 + O2 → 2 H2O
Ahora tenemos 2 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno por el lado de los reactantes y 2átomos de oxígeno y 4 átomos de hidrógeno por el lado de los productos. Así que faltaría agregarotra molécula de H2 como reactvo para ajustar bien la ecuaciónu
2 H2 + O2 → 2 H2O
Se ve que ahora a la izquierda y a la derecha de la flecha existe el mismo número de todos losátomos. Hemos ajustado nuestra primera reacción.
¿Y cuánta agua se forma por ejemplo a partr de 10 g de hidrógeno?
Para poder responder a esta pregunta hay que incluir 2 nuevos conceptosu el del mol y el de lamasa molar.
Definiciones
El mol es una medida para poder determinar cantdades de partculas. Nos indica cuántaspartculas hay en 12 g del isótopo 12C.
Conociendo la masa promedia de las partculas (átomos, moléculas, iones etc.) en u la masa de 1mol de estas partculas en g es igual a la masa promedia de las partculas en u. Esta masa tambiénse conoce como “masa molar”.
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Para hacernos una idea de la dimensión del mol y de la masa molaru La masa de un mol de pelotasdel lanzamiento olímpico de bolas equivaldría al peso de todo el planeta terra.
Para las sustancias la masa molar es igual a la suma de las masas atómicas de todos los átomos enuna molécula de la sustancia. Se expresa en g/mol. Hay que tener un poco de cuidado con ella. Apesar de que en su nombre fgura la palabra “masa” no se trata de una masa al igual quekilómetros por hora (km/h) no es lo mismo que kilómetros y no indica una distancia sino unavelocidad.
Las masas atómicas de todos los elementos se han determinado con bastante exacttud durante losúltmos siglos. Se encuentran recogidas junto con mas información sobre el elemento en la tablaperiódica.
Con esta información ya podemos seguir con el ejemplo. El masa molar de un mol de átomos dehidrógeno es de aproximadamente 1 g/mol y la del oxígeno de 16 g/mol. Así que un mol demoléculas de H2 tene una masa molar de 2 * 1 g/mol = 2 g/mol y el O2 de 2 * 16 g/mol = 32 gmientras que la masa molar del agua es de 2 * 1 g/mol + 16 g/mol = 18 g/mol.
Con esto podemos determinar las masas de las sustancias que están partcipando en la reacción dela formación del agua.
El “2” delante del H2 nos indica que reaccionan 2 moles de hidrógeno molecular. La masa ce calculapor lo tanto de la siguiente manerau
mH2 = n * MM = 2 mol * 2 g/mol = 4 g
De forma análoga se obtenen las masas del oxígeno y del aguau
mO2 = 1 mol * 32 g/mol = 32 g
mH2O = 2 mol * 18 g/mol = 36 g
Si uno realiza la reacción con otras cantdades siempre hay que mantener la relación entre masas.Una relación en fórmulas matemátcas se traduce en unadivisión. Si queremos saber cuánta agua se forma a partr de10 g de H2 hay que hacer la relación entre las masas del H2 ydel agua calculados según la ecuación sabiendo que debe serigual a la relación entre los 10 g de H2 que se usan realmente yla masa del agua que se formaría en este casou
4g36 g
=10 gx g
resolviendo a x se obteneu
x g=10g×( 36 g4 g
)=90g
A partr de 10 g de hidrógeno se formarían entonces 90 g deagua.
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Ilustración 27: La glucosa es tambiénllamada dextrosa. Se suministra endisolución de vía intravenosa paraaportar energía a los pacientes.
Vamos a usar otro ejemplou
La glucosa (C6H12O6) – un azúcar y una de las principales fuentes de energía de las células - esmetabolizada por nuestro organismo en presencia de oxígeno según la ecuaciónu
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
¿Cuánto oxígeno hay que aportar para metabolizar 100 g de glucosa?
Se ve que la masa molar del azúcar es de (5*12 + 12+ 6*16) g/mol = 168 g/mol. La relación molares de 1u6, quiere decir que por cada mol de glucosa se consumen 6 mol de O2. Como la masa molardel oxígeno es de 2 * 16 g/mol = 32 g/mol Por cada mol de C 6H12O6 se consumen 6 mol * 32g/mol= 192 g de oxígeno.
Por lo tanto para metabolizar 100 g de glucosa se consumenu
192 g∗100 g168g
=114,3 g
El organismo debe por lo tanto aportar 114,3 g de oxígeno. En el capítulo de gases veremos acuántos L de aire corresponde esta masa.
Ejercicios:Paracetamol (C8H9NO2, MM = 151.2 g/mol) es un analgésico y
antpirétco que es metabolizado por el cuerpo para formarentre otros productos N-acetl-p-benzoquinonimina (C8H7NO2,MM = 149,2 g/mol) que es tóxico.
¿Si todo el contenido de un comprimido de paracetamol (500mg) se convirtese en N-acetl-p-benzoquinonimina qué masade este producto se formaría?
Respuesta:
La relación estequiométrica entre el paracetamol y su productometabólico es 1 u 1. Por ello podemos emplear directamente la relación entre masas molares para calcular lamasa del productou
m = 500 mg * 149,2 g / 151,2 g = 493,4 mg
En condiciones anaeróbicas la glucosa (C6H12O6) es fermentado por levaduras formando etanol(C2H6O) y dióxido de carbono (CO2). MM en g/molu Cu 12.0; hu 1,0; Ou 16,0
a) formule la ecuación ajustada
b) ¿Qué masa tene el etanol formado a partr de 100 g de glucosa?
Respuestasu
a) C6H12O6 → 2 C2H6O + 2 CO2
b) relación entre masasu 2 mol * 46 g/mol / 1 mol * 180 g/mol = 92 g / 180 g
metanol = mglucosa * 180 g / 92 g = 100 g * 92 g/ 180 g = 51 g
A partr de 100 g de glucosa se formarán 51 g de etanol.
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Ilustración 28: Paracetamol (izq.) y N-acetl-p-benzoquinona (der.). Parainterpretar las fórmulas véase elcapítulo de Química Orgánica
La pureza
Muchos principios actvos no se suministran como sustancias puras sino como mezclas conexcipientes. Estas mezclas hacen por una parte que sea mas fácil medir la cantdad correcta ya quepocos mg son difciles de pesar y por otra parte a menudo son necesarios para encapsular elprincipio por ejemplo contra los ataques ácidos del estómago si luego deben ser liberados en elintestno.
Incluso existen principios termodinámicos (la entropía y la tendencia de todos los sistemasnaturales de maximizar su desorden) que impiden que se consiguen sustancias completamentepuras.
Para poder saber cuánta sustancia deseada tenemos de verdad en una determinada masa deproducto impuro se introduce el concepto de la pureza.
Definición:
La pureza porcentual se calcula a partr de la masa de la sustancia pura en una determinadacantdad de producto dividido por la masa total incluyendo la masa de las impurezas ymultplicando el resultado por 100u
pureza%=masa puromasatotal
∗100
Ejemplo:
Una ampolleta de un medicamento contene una disolución con una pureza del 1,56 % delprincipio actvo. ¿Cuántos mg del principio están presente en una ampolleta de 5 mL? Densidad dela disolución es 1,01 g/mL
mdisolución = Vdisolución * D = 5 mL * 1,05 g/mL = 5,05 g
mpuro = mdisolución * %pureza / 100 = 5,05 g * 1,56 / 100 = 0,07878 g = 78,78 mg
La disolución contene 78,78 mg del principio actvo.
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DisolucionesMuchos medicamentos no son suministrado en forma de sustancia pura sino como disolución omezclados con excipientes. Le contenido en principio actvo es indicado como “concentración”.Cada paciente requiere sin embargo de una cierta dosis que normalmente está relacionada con supeso y a veces con su edad o su género. Esta dosis hay que saber calcularla a partr de lasconcentraciones indicadas. Por ello hay que manejar bien este concepto y todos los aspectosrelacionados.
Definición: Una disolución es una mezcla homogénea, normalmente líquida, entre unsoluto y un disolvente. La concentración indica la cantdad de soluto que hay enuna determinada cantdad de disolución o de disolvente.
Para caracterizar una disolución hay que conocer el disolvente, el soluto y la concentración.
La concentración indica la cantdad de soluto que tenemos en la mezcla o referenciándolo a unamagnitud que caracteriza la cantdad de la mezcla o una magnitud que caracteriza la cantdad delsolvente. Así siempre podemos saber cuánto soluto hay en una determinada cantdad de mezcla.
El disolvente mas habitual es el agua. Por ello si no se indica otra cosa se trabaja con agua dedisolvente.
Por razones práctcas e históricas se han establecido diferentes maneras de expresar lasconcentraciones. Las unidades mas habituales sonu
Porcentajes
Los porcentajes indican cuántas unidades de soluto hay en 100 unidades de disolución. Según lamagnitud que se emplea se diferencian diferentes porcentajesu
% vol/vol: El porcentaje v/v indica la cantdad de mL de soluto quehay en 100 mL de disolución. Sólo se emplea si soluto ysolvente son líquidos. En general los volúmenes de loslíquidos no son aditvos. Esto signifca que no podemossumar el volumen de soluto al volumen del disolventepara encontrar el volumen total. Por ello haría faltasiempre conocer la densidad de los líquidos, tanto de loslíquidos puros como de la mezcla para saber cuánto hayexactamente de cada sustancia en la mezcla.
El % v/v se puede calcular con la fórmulau
%v/v = Vsoluto * 100 / Vdisolución
El valor de % v/v no puede ser superior a 100 %.
Para preparar 100 mL de una mezcla con X% v/v hay que tomar X mL de soluto yrellenar con disolvente hasta llegar a los 100 mL. El porcentaje v/v se usa sólo si elsoluto es un líquido.
% m/m: El porcentaje masa/masa o a veces también llamado peso/peso indica cuántosgramos de soluto hay en 100 g de disolución o de mezcla. Se trata de la misma
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Ilustración 29: En lasetquetas de las bebidasalcohólicas el contenidoen etanol se indica en %vol/vol
manera que el reactvo impuro. Los pesos siempre son aditvos. Ello signifca que lamasa de la mezcla es igual a la suma de las masas de sus componentes,normalmenteu mdisolución = msoluto + mdisolvente
El % m/m nunca puede ser superior a 100 %. Se calcula con la fórmulau
%m/m = msoluto * 100 / mdisolución
Para preparar 100 g de una disolución de X % m/m hay que tomar X g de soluto yañadir 100 – X g de disolvente.
El porcentaje m/m es el porcentaje mas usado.
% m/v: El porcentaje peso/volumen indica cuántos gramos de soluto hay en 100 mL dedisolución. Si la densidad de la mezcla es elevada se pueden alcanzar porcentajesm/v de > 100 %.
Para calcular el valor % m/v se emplea la fórmulau
%m/v = msoluto * 100 / Vdisolución(en mL)
Ya que al añadir un soluto a un líquido la densidad de la mezcla varía de formaimpredecible no se puede tomar el volumen de disolvente deseado y simplementeañadir el soluto. Para preparar 100 mL de disolución con X % m/v de soluto hayque medir X g de soluto y añadir disolvente hasta llegar a los 100 mL. La unidad del% m/v es gsoluto/mLdisolución. No hay que confundirlo con una densidad. En la densidadla masa y el volumen se referen a la misma sustancia.
Molaridadu La molaridad indica la cantdad de soluto en moles que hay en 1 L de disolución. Esla unidad mas usada en química. Para calcularla se emplea la fórmulau
c = nsoluto / Vdisolución (en L)
Para preparar 1 L de una disolución X-molar de una sustancia hay que calcular lamasa de los X moles con la fórmula m = n * MM. (m = masa deseada; n = cantdadde moles; MM = masa molar.) Esta masa se pesa y luego se llena con disolventehasta alcanzar 1 L. La molaridad es una unidad muy usada en química. Paraconcentraciones bajas por ejemplo de principios actvos, elementos traza etc ensistemas biológicos se emplea también el mmol/L (milimou 1 mmol = 10 -3 mol) y elμmol/L (micromolu 1 μmol = 10-6 mol)
Molalidadu La molalidad indica la cantdad de moles que hay en 1 kg de disolvente. Es unamedida usada sobre todo en la industria donde todos los reactvos se pesan.También es la única medida que hace referencia a la cantdad de disolvente y no ala cantdad de disolución.
Para calcular la molalidad se emplea la fórmulau
molalidad = nsoluto / mdisolución (en kg)
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Para preparar una disolución X-molal de una sustancia hay que calcular la masa delos X moles con la fórmula m = n * MM. (m = masa deseada; n = cantdad de moles;MM = peso molar.) Esta masa se pesa y luego se añade 1 kg de disolvente. Se tratade una medida usada sobre todo en la industria. En medicina se encuentra unaunidad parecida que es miliequivalentes por kilogramo y se refere a equivalentes(= aprox. Moles) de principio actvo por kilogramo de paciente.
Para disoluciones diluidas en agua los valores para la molaridad y la molalidad se aproximanmucho. En disoluciones mas concentradas y con disolventes de una densidad diferente a 1 g/mLsin embargo tenen valores diferentes.
Fracción molar La fracción molar χ indica qué parte de la cantidad total de moléculas correspondenal soluto. Se puede indicar la fracción molar de cada sustancia en disolución,también del disolvente. La suma de todas las fracciones molares de todas las partesde una mezcla es de 1. La fracción molar de una mezcla de soluto y disolvente sedetermina como:
χsoluto = nsoluto / (nsoluto +ndisolvente)
Al tratarse de una fracción la fracción molar no tene unidad. La fracción molar seutliza por ejemplo en termodinamica para calcular la solubilidad de gases enlíquidos. En medicina se necesita por ejemplo en el tratamiento de síndromes debuceadores por mala decompresión o tratamientos con oxígeno o aire a mayorpresión en casos de afecciones pulmonares con reducida capacidad de intercambiode gas.
Algunos ejemplos de transformaciones:
Para poder transformar concentraciones que indican masa de disolución o disolvente aconcentraciones que usan volúmenes de disolución hay que conocer la densidad de la disolución.Las indicaciones de densidades se suelen referir siempre a la disolución si no se dice nadadiferente. La densidad nos indica qué masa tene un determinado volumen de materia. Volumen ymasa tenen que ser siempre de la misma sustancia. ¡No se puede usar la densidad y el volumende una sustancia para calcular directamente la masa de otra!
Vamos a ver en el caso de una disolución de ácido clorhídrico concentrado con una densidad de1,19 g/mL y una concentración del 37 % m/m en HCl (Ojou una concentración de … en sustancia xsignifca que sustancia x es el soluto cuya concentración se indica. No signifca que se trata deldisolvente).
A partr de los datos indicados hay que calcular todas las demás concentraciones.
Para calcular el porcentaje m/vu
El porcentaje m/v indica la cantdad de gramos de soluto que hay en 100 mL de disolución. Demomento tengo indicado la cantdad de gramos que hay en 100 g de disolución. Sin embargo conla densidad podemos calcular el volumen que ocupan estos 100 gu
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V = m / D = 100 g / 1,19 g/mL = 84 mL
Con ello, sabiendo que en los 100 g hay 37 g de soluto y la fórmula de defnición de laconcentración m/v podemos encontrar ya el valor deseadou
% m/v = msoluto * 100 / Vdisolución(en mL) = 37 g * 100 / 84 mL = 44 %
Una vez calculado el valor m/v es muy fácil encontrar la molaridad. Basta con calcular la cantdadde moles que corresponden a la masa de soluto que tenemos en 100 mL de disolución. Para ellohace falta la masa molar del soluto que en el caso de HCl es de 36,5 g/molu
n = m/MM = 44 g / 36,5 g/mol = 1,2 mol
Este valor se introduce en la fórmula de la defnición de la molaridad teniendo en cuanta que 100mL son 0,1 Lu
c = nsoluto / Vdisolución (en L) = 1,2 mol / 0,1 L = 12 mol/L
La molalidad hace referencia a una masa de disolvente. Por ello lo mejor es partr de valores quenos indican las masas. Lo mas simple suele ser el % p/p si ya lo tenemos.
En nuestro caso es el 37 % m/m. Ello signifca que en 100 g de disolución tengo 37 g de HCl. Elresto que serían 63 g son agua. 37 g de HCl corresponden a n = m/MM = 37 gHCl / 36,5 g/mol = 1,01molHCl. Con estos valores y la fórmula de la defnición de la molalidad se puede obtener fácilmenteel valor deseado teniendo en cuenta que 63 g son 0,063 kgu
molalidad = nsoluto / mdisolución (en kg) = 1,01 mol / 0,063 kg = 16,1 mol/kg
La fracción molar se puede calcular también fácilmente a partr del porcentaje p/p. Si sé que en100 g de mezcla hay 37 g = 1,01 mol HCl y 63 g = 3,5 mol de agua la fracción molar se calcula con alfórmula de la defnición comou
χsoluto = nsoluto / (nsoluto +ndisolvente) = 1,01 mol / (1,01 mol + 3,5 mol) = 0,22
En bioquímica aún se utliza a veces el conceptos de los equivalentes. La equivalencia se calcula apartr de la molaridad multplicándola por la carga del ión. La concentración correspondiente a estaunidad es la normalidad.
Ósmosis
Relacionado con la concentración y las disoluciones está el tema de la presión osmótca. Aunqueno lo parezca es un fenómeno bastante común y conocido de la vida cotdiana. Si echamos porejemplo sal a una ensalada vemos como la sal se disuelve y la lechuga de musta rápidamente. Larazón es la diferencia de presión osmótca en el interior y el exterior de las células. Las célulastenen membranas “semipermeables”. Esto signifca que pueden ser pasadas por agua con ciertafacilidad pero no por sales y otras sustancias disueltas. Si dentro de las células tenemos unadisolución poco concentrada de sal y fuera mucha sal en el promedio del tempo chocarán más
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moléculas de agua desde dentro a la pared celular que desde fuera. Como de las moléculas deagua un cierto porcentaje logra traspasar la membrana sale más agua de lo que entra y la célula seseca. Si al contrario tenemos fuera de la célula una concentración menor de sal que dentro entracada vez mas agua en la célula que sale. La célula se hincha y fnalmente revienta. Si las células songlóbulos rojos la hemoglobina liberada colapsa los riñones y puede provocar la muerte. Por ellonunca se debe inyectar agua a un paciente sino siempre hay que usar una disolución fsiológica(agua con el 0,9 % de NaCl).
La presión osmótca de un soluto es igual a la presión que ejercería la sustancia si estuviese en fasegas. En el caso de las sales hay que tener en cuenta que disocian. Para calcular la presión de una salhay que calcular la cantdad de moles para el conjunto de los iones. Así 1 mol de NaCl no ejerceríala presión equivalente a 1 mol de partculas sino la de 2 moles ya que disocia en iones de Na+ y Cl-.
de u httpu//ies.rayuela.mostoles.educa.madrid.org/deptos/dbiogeo/recursos/Apuntes/BioGeoBach1/8-Animales/AnNutExcrecion.htm
httpu//es.wikipedia.org/wiki/Presi%C3%B3noosm%C3%B3tca
Información relacionadau httpu//docentes.educacion.navarra.es/mmetayosa/bach2/2biomole4.html
Ejercicios:
Para desinfectar una herida hay que aplicar peróxido de hidrógeno al 3 % m/v. En el almacén sóloestá disponible peróxido al 9 % m/v. ¿Cuánto peróxido al 9% hace falta para preparar 1 L dedesinfectante al 3 %?
En una disolución al 9 % tenemos 9 g de H2O2 por 100 mL de disolución. Para 1 L de H2O2 al 3 % hacen falta30 g de H2O2 (3 g por cada 100 mL de disolución; 1 L = 10 * 100 mL)
Por lo tanto hacen falta 30g / (9 g/100 mL) = 333,33 mL de H 2O2 al 9 % que se deben diluir con aguadestlada hasta alcanzar el volumen de 1 L.
Responda de manera análogau
En un tratamiento odontológico se usa hipoclorito al 1 % como desinfectante. Sólo queda unadisolución más concentrada al 5 %. ¿Cuántos mL de hipoclorito al 5 % hay que usar para preparar20 mL de hipoclorito al 1 %?Respuestau 4 mL
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Hay que preparar 0,25 L de una disolución 0,05 m en tosulfato de sodio (Na2S2O3) para determinarla concentración de yodo en una disolución desinfectante. ¿Cuánto tosulfato hay que disolver?(MA(Na) = 23 g/mol, MA(S) = 32 g/mol, MA(O) = 16 g/mol)
En 1 L habría que disolver 0,05 mol de Na2S2O3. 1 mol de Na2S2O3 pesa
(2 * 23 + 2 * 32 + 3 * 16) g/mol = 254 g/mol
Por lo tanto 0,05 mol pesarían 12,7 g. 250 mL es ¼ de un litro. Por ello hace falta tan sólo ¼ del tosulfato.12,7 g / 4 = 3,175 g. También se puede sacar en un cálculo conjunto: m = concentración * PM * V = 0,05 mol/L* 254 g/mol * 0,25 L = 3,175 g
¿Cuánto ácido sulfúrico (H2SO4) hace falta para preparar 0,5 L de disolución 1,5 M delcompuesto? (MA(H) = 1 g/mol; MA(S) = 32 g/mol; MA(O) = 16 g/mol)Respuestau MM(H2SO4) = 98 g/mol => hacen falta 98 g/mol * 0,5 L * 1,5 mol/L = 73,5 g H2SO4.
Un jarabe contene una concentración 1,5 % m/m del principio actvo. ¿Qué concentración molartene si la masa molar del principio actvo es de 151,2 g/mol y la densidad es de 0,96 g/mL?
Para calcular la molaridad hay que saber cuántos moles de soluto hay en 1 L de disolución. 1 L de ladisolución tendrían la masa deu
m = V * d = 1000 mL * 0,96 g/mL = 960 g.
El 1,5 % de esta masa corresponde a solutou
msoluto = mdisolución * %m/m / 100 = 960 g * 1,5 g/g /100 = 14,4 g
La cantdad de moles se calcula a partr de la masa comou
n = m / MM = 14,4 g / 151,2 g/mol = 0,095 mol
Por lo tanto la concentración molar es deu
c = n/V = 0,095 mol/1 L = 0,095 mol/L = 95 mmol/L
En un tratamiento de un paciente de 67 kg hay que aplicar 10 mg de un medicamento porkg de paciente. El medicamento viene en forma de disolución con una concentración de125 mg/mL.
¿Cuántos cm3 hay que inyectar al paciente de esta disolución?En total el paciente requiere de 67 kg * 10 mg/kg = 670 mg de medicamento.
Esta cantdad está disuelta en 670 mg / 125 mg/mL = 5,36 mL de disolución. Hay que inyectar 5,36 cm3 deesta disolución.
Un niño con un peso de 17,5 kg necesita 4 mg de un medicamento por kg de peso. Elmedicamento viene en forma de mezcla con excipiente con un contenido del 10 % m/m deprincipio actvo.
¿Cuántos gramos de mezcla hay que dar al niño para tratar su dolencia?Respuestau Hacen falta 17,5 * 4 mg = 70 mg de principio actvo. Estos 70 mg se encuentran en 70 mg / 0,1 =700 mg = 0,7 g de mezcla.
Un medicamento inyectable viene con una concentración de 3 % m/m y d = 1,01 g/ml. A un niñode 7,5 kg hay que suministrar 1,1 mg/kg .
a) ¿Cuántos mL de la disolución hay que suministrar?
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b) Ya que no hay jeringas disponibles para medir volúmenes tan pequeños a una enfermera se leocurre diluir la disolución 1/10 con agua destlada. El niño se muere tras el tratamiento. ¿Por quése muere y qué debería haber hecho la enfermera?
a) El niño requiere un total de 7,5 kg * 1,1 mg/kg = 8,25 mg. Estas se encuentran en
mdisolución = msoluto * 100 / %m/m = 0,00825 g * 100 / 3 = 0,275 g
V = m/d = 0,275 g / 1,01 g/mL = 0,272 mL
b) Al diluir con agua destlada la disolución ya no tene la presión osmótca adecuada. Al inyectarlo losglóbulos rojos revientan y el niño muere por intoxicación por hierro. En vez de usar agua destlada deberíanhaber usado suero fsiológico.
Calcule la presión osmótca de una disolución fsiológica (0,9 % m/m) a 20 °C
Datosu Masas molares en g/molu Nau 23,0; Clu 35,5 La densidad de la disolución fsiológica sepuede aproximar a 1 g/mL
La presión osmótca es la presión que ejercerían las partculas en disolución en fase de gas. El cloruro desodio (NaCl) disocia en disolución en Na+ y Cl-. Por ello la cantdad de moles de partculas en disolución es eldoble de la cantdad de moles de NaCl..
Si calculamos para 1 L de disoluciónu
mdisolución = V * D = 1000 mL * 1 g/mL = 1000 g
mNaCl = mdisolución * % m/m / 100 = 1000 g * 0,9 / 100 = 9 g
nNaCl = m/MM = 9 g / 58,5 g/mol = 0,154 mol
nsoluto = 2 * nNaCl = 0,308 mol
P = n R T / V = 0,308 mol * 0,082 atm L / (mol K) * 293 K / 1 L = 7,39 atm
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Introducción a la termoquímicaTodas las transformaciones de la materia van acompañados de fenómenos energétcos. En lasreacciones se puede liberar o absorber energía.
Definiciones:
Exotérmico: una reacción es exotérmica cuando libera energía. En este caso se puede producirespontáneamente a temperatura ambiente.
Endotérmico: una reacción es endotérmica cuando consume energía. Las reacciones endotérmicasno se suelen producir espontáneamente a temperatura ambiente (salvo si hay un aumentoimportante de la entropía – del desorden) pero pueden producirse a temperaturas elevadas.
A temperatura ambiente normalmente son espontáneas sólo las reacciones exotérmicas ya queuno de los principios de la naturaleza es que todo sistema siempre intenta aproximarse al estadode mínima energía.
Sin embargo a veces se observan procesos que absorben energía. El mas conocido es laevaporación del agua pero también la formación de algunas disoluciones o incluso algunasreacciones consiguen enfriar su medio.
¿Cómo se puede explicar esto?
Si uno mira los procesos endotérmicos que se desarrollan espontáneamente a temperaturaambiente a nivel de moléculas o iones se ve que pasan de estados mas ordenados a estados conmenor orden. Orden a nivel de átomos y energía parecen por lo tanto relacionados y tenen unacierta importancia.
El grado de orden/desorden a nivel microscopio recibe por ello un nombre específcou
Entropíau La entropía se ve a menudo como una medida del desorden a nivel de moléculas. Otrainterpretación es la imposibilidad de deducir el orden microscopico a partr de parámetrosmacroscópicos. Por ejemplo en un cristal debido a su orden interno se puede predecir muy bien laposición de cada uno de los átomos que lo integran. En un líquido existe un cierto orden de pocoalcance – conociendo la posición de un átomo se puede predecir con una cierta probabilidad laposición de los átomos y/o moléculas adyacentes pero es imposible predecir la posición de átomoso moléculas lejanas. El cristal por ello tene muy baja entropía y el líquido tene alta entropía. Aúnmas elevada es la entropía en un gas ya que todas las partculas se mueven de maneraindependiente y desordenada. Por ello conocimientos de posición y velocidad de una partcula noda información alguna sobre el resto.
El símbolo de la entropía es “S”.
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El equilibrio químicoSi pensamos en una reacción química solemos pensar en reactvos que se transforman enproductos. Tenemos por ejemplo una mezcla de hidrógeno y oxígeno y aplicando una pequeñachispa se obtene una explosión y vapor de agua que luego puede condensarse. En una vela sequeman la cera y la mecha formando vapor de agua y CO22. Cuando se oxida un trozo de hierro seen contacto con el oxígeno del aire el óxido de hierro. Nadie pensaría que a partr del agua sevuelva a formar hidrógeno y oxígeno, a partr de las gases de combustón una nueva vela o a partrdel óxido de nuevo hierro metálico.
Sin embargo hay reacciones dónde pasa exactamente esto. A partr de los productos se puedenvolver a formar los reactvos. Estas reacciones se llaman “reacciones reversibles”. Incluso sonreacciones muy comunes aunque menos visuales que los mencionados anteriormente.
Unos ejemplos de la vida son la carga y descarga de una batería, el transporte de oxígeno por lahemoglobina o los procesos que tenen lugar en una ampolleta halógena.
¿Pero cómo sabemos entonces en qué dirección va a ir una reacción química que es reversible?
De antemano es difcil saberlo pero hay unas reglas que nos ayudan a ver si un proceso puede serreversibleu
• en los procesos reversibles no se libera mucha energía. Esto es fácilmente explicable yaque la energía debe conservarse y para que la reacción vuelva atrás en el entorno deberíahaber la energía necesaria para poder conseguirlo – algo que no suele ser el caso atemperatura ambiente.
• en los procesos reversibles no se suelen formar muchas moléculas a partr de unamolécula compleja. Esto también es entendible. Es muy difcil y poco probable que muchaspiezas se unan de nuevo para formar una unidad compleja.
Si se miran las reacciones reversibles con atención vemos que casi nunca se dan al 100 % sinosuelen terminar formando una mezcla entre productos y reactvos. La relación entre lasconcentraciones de productos y reactvos para unas condiciones dadas suele ser constante. En estemomento se habla de un “equilibrio químico”.
El equilibrio químico es un concepto fundamental para entender la mayor parte de reacciones quenos rodea. No se trata de un equilibrio estátco como el de una piedra que no se mueve de su sitosino de un equilibrio dinámico más comparable con un lago por el cual pasa un río. Aunque el lagosiempre mantenga el mismo nivel el agua que contene será siempre agua diferente. De la mismamanera aunque las concentraciones se mantenen constantes las moléculas o iones presentes sondiferentes “individuos”.
Ello se consigue si la reacción que forma productos a partr de los reactvos tene la mismavelocidad que la reacción que forma de nuevo reactvos a partr de los productos.
Definición:
En un equilibrio químico se forma y se destruye siempre la misma cantdad de sustancia por unidadde tempo. Así la cantdad presente siempre será la misma aunque nunca serán las mismasmoléculas.
Ejemplou síntesis del amoniaco
El amoniaco es un gas incoloro con un olor característco penetrante con una elevada importanciacomo producto de partda en la industria química. Además se usa como tal en productos delimpieza, a baja temperatura como disolvente en algunos procesos químicos y como refrigeranteen frigorífcos industriales. Por ello existe una elevada demanda de amoniaco que no puede sercubierta desde fuentes naturales.
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Desde el siglo XVIII se sabía que el amoniaco se puede obtener a partr de los elementos según lasiguiente ecuaciónu
N2 + 3 H2 ® 2 NH3
En esta reacción se libera energía (92,38 kJ). Por lo tanto es exotérmica y debería producirseespontáneamente.
Sin embargo la reacción es tan lenta que hasta esperando años en una mezcla de los elementos nose produce una cantdad apreciable de producto. Para la industria esto es un problema ya querequiere de cantdades grandes de amoniaco en un plazo breve.
Por ello se da la cuestónu ¿Cómo podemos acelerar esta reacción?
Imaginémonos qué es lo que tene que pasar para que dos moléculas reaccionan. Sabemos que setrata de gases. En las gases las moléculas se mueven de forma desordenada. Para que puedenreaccionar deben de chocar entre ellas. En el choque debe haber bastante energía para romper losenlaces iniciales y así permitr que se forme el nuevo producto. La energía de las partculas y conello también la probabilidad de choque aumentan con la velocidad de las partculas. La velocidadde las partculas a nivel microscópico corresponde a la temperatura a nivel macroscópico. Por elloesperaríamos que al aumentar la temperatura debería aumentar también la velocidad de reacción.
Se han realizado experimentos comprobando esta teoría. De estas mediciones se sabe que lavelocidad de las reacciones aumenta defnitvamente al aumentar la temperatura. Como regla sepuede decir que un aumento en 10 °C duplica aproximadamente la velocidad de reaccióndependiendo un poco de cada reacción en concreto y de otros parámetros como la presión, laforma de las molécula, la presencia de otros compuestos etc..
Definición:
La velocidad v de una reacción se defne como cantdad de una sustancia que reacciona o esformada por unidad de tempo v = n(x)/t. Como esta cantdad es proporcional a laconcentración también se puede expresar como diferencia de concentración por unidad de tempov = c(x)/t.
En el caso del amoniaco para que hidrógeno y nitrógeno pueden reaccionar hay que romper anteslas moléculas diatómicas de nitrógeno y de hidrógeno. Romper estas moléculas requiere unaelevada cantdad de energía que las moléculas no tenen a temperatura ambiente. Especialmenteel nitrógeno con el triple enlace N☰N es muy estable y difcil de atacar.
La energía necesaria para romper los en laces de los reactvos y poder reagrupar los átomos en unareacción química se conoce también como “energía de actvación”.
Si pusiéramos las energías relatvas de los productos de partda y de los productos durante lareacción en un diagrama tendríamos la siguiente situaciónu
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Se ve que la energía de los productos es más baja que la energía de los productos de partda. Sinembargo para llegar a los productos hay que meter primero energía en la mezcla, la energía deactvación. Por ello las reacciones son más rápidas cuando se calientan las mezclas ya que hay másmoléculas que al chocar tenen la energía sufciente para sobrepasar esta barrera.
Sin embargo al calentar también se favorecen las reacciones endotérmicas – en este caso ladestrucción del amoniaco formando de nuevo los elementos de partdau
T + 2 NH3 ® 3 H2 + 2 N2
Por ello sería deseable conseguir la reacción a baja temperatura para obtener la mayor cantdadposible de amoniaco pero ya hemos visto que en estas condiciones la reacción es lenta.
Por suerte existen sustancias que permiten bajar la energía de actvación – los catalizadores. Enpresencia de un catalizador la energía de actvación es disminuida y así la reacción es acelerada. Enel caso del amoniaco el catalizador usado es una aleación de cerio y hierro. Con ella se puedeconseguir una reacción entre hidrógeno y nitrógeno a temperaturas relatvamente bajas que aúnson unos 400 °C.
Definición:
Un catalizador es una sustancia que acelera una reacción y acorta el tempo necesario para llegar aun equilibrio. Sin embargo no altera las concentraciones de las sustancias en este equilibrio. Puedepartcipar en la reacción pero al fnal sale de ella en la misma forma en la que entró.
Si miramos el diagrama energétco de esta reacción ahora obtenemos el siguiente diagramau
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Vemos que hace falta invertr mucho menos energía para conseguir la reacción.
Sin embargo a 400 °C y presión atmosférica aún se favorece demasiado la reacción endotérmica dela descomposición del amoniaco en los elementos. Si esperamos mucho tempo conseguimos tansólo un 0,4 % de amoniaco en la mezcla de gases ya que se destruye mucho del NH3 generadoformando de nuevo los elementos. Estamos en una situación de equilibriou
T + 2 NH3 3 H2 + 2 N2
En la siguiente tabla vemos la dependencia de la concentración del amoniaco en equilibrio de latemperatura a 200 baru
Temperatura 300 °C 400 °C 500°C 600 °C 700 °C% NH3 63 36 18 8 4Como un rendimiento del 0,4 % es insufciente para mantener un proceso industrial hay quemejorar el procedimiento. En ello nos ayuda el principio de Le Chatelier.
Principios y leyes
Según el principio de Le Chatelier intentando ejercer fuerza sobre cualquier equilibrio este sedesplazará siempre en la dirección que permite disminuir esta fuerza.
Vemos que en la reacción de formación del amoniaco se forman 2 moléculas de gas amoniaco apartr de 4 moléculas de los elementos. Si aumentamos la presión el sistema puede evadir estafuerza desplazándose hacia la formación del amoniaco. Así en una reacción al 100 % el volumen sereduciría a la mitad como consecuencia de la ecuación de los gases ideales
P * V = n * R * T
P= const; T = const
P1/n1 = P2/n2 ; n2 = ½ * n1
P2 = ½ * P1
De esta manera aumentando la presión a 1000 bares y 400 °C obtendríamos una conversión del 80% de los productos de partda en amoniaco.
La dependencia del rendimiento de la presión se ve en la siguiente tablau
Presión (atm) 1 100 200 300 600 1000% NH3 0,4 26 36 46 66 80
En la técnica se suele trabajar con presiones menores alrededor de 500 bares, separar el amoniacoy remitr los gases sin reaccionar de nuevo a la entrada del reactor.
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En el año 2011 se produjeron 136.000.000 t de amoniaco con el proceso presentado en todo elmundo. Un único reactor moderno puede generar mas de 3.000 t/d de amoniaco en un día. Eldesarrollo de la síntesis del amoniaco marcó el inicio del declive de la producción de salitre enChile ya que sirve también como producto de partda para el ácido nítrico (HNO3) y de los nitratos.
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Ilustración 30: Primer reactor industrial para lafabricacción de amoniaco instalado en Oppenau(Alemania) 1913
Ejercicio:
El dióxido de nitrógeno, un gas marrón, puede dimerizar formando N2O4, un gas incoloro, en unareacción exotérmica según la ecuación:
2 NO2 N2O4 + T
En condiciones “normales” casi sólo tenemos la forma de NO2. ¿Cómo podemos desplazar elequilibrio a la derecha?
Vemos que en la reacción se libera energía. Se trata por lo tanto de una reacción exotérmica. Segúnel principio de Le Chatelier las bajas temperaturas favorecen las reacciones exotérmicas. Unamanera de conseguir más N2O4 es por lo tanto bajar la temperatura. También vemos que en lareacción se forma 1 molécula de gas a partr de 2. Por lo tanto en analogía a la formación delamoniaco podríamos aumentar la presión para conseguir más N2O4.
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Ilustración 31: El cambio de color indica el desplazamientoentre dióxido de nitrógeno (NO2 - marrón) y tetraóxido dedinitrógeno (N2O4 - incoloro)
El autoprotólisis del agua y el pHComo sabemos una molécula de agua está compuesta por 2 átomos de hidrógeno unidos a unátomo de oxígeno por un enlace covalente. El oxígeno es más electronegatvo que el hidrógeno ypor ello atrae más al pare de electrones del enlace. Como el par de electrones se encuentra máscerca del oxígeno que del hidrógeno el oxígeno se queda con una carga parcial negatva y elhidrógeno se queda con una carga parcial positva.
Definición: Puente de hidrógeno
El puente de hidrógeno es una interacción dipolar especialmente fuerte. Se da entre moléculasque tenen unido el hidrógeno a nitrógeno, oxígeno o flúor y otra molécula que tene uno de estoselementos con un par de electrones libres. Su fuerza se debe al escaso tamaño de estos no-metales y la fuerte polarización del enlace elemento-hidrógeno. Los puentes de hidrógeno son losresponsables de que el agua es líquida, que las proteínas mantenen su forma o que la DNA estéenrollada como doble hélice.
A veces el par de electrones del enlace se queda completamente con el oxígeno. Este se quedatambién con la carga negatva del electrón. El hidrógeno se queda como “protón desnudo”. Esteprotón se agarra al par libre de electrones del oxígeno de otra molécula de agua formando un ioncon la fórmula H3O+. La carga positva se debe a la carga positva que aporta el protón. Tenemospor lo tanto la siguiente reacciónu
2 H2O ® OH- + H3O+
Sin embargo normalmente se abrevia teniendo en cuenta sólo la disociación de una molécula deaguau
H2O ® OH- + H+
Se puede determinar la concentración de los iones H+ y a temperatura ambiente es de 10-7 mol/Len cualquier muestra de agua pura de cualquier lugar del mundo. ¿Cómo podemos explicar esto?
Los protnes (= H+) y los iones hidroxi (= OH-) si se encuentran en la disolución pueden recombinarsepara dar de nuevo una molécula de agua. El protón se une en esta reacción con su carga positva alion hidroxiu
OH- + H+ ® H2O
En cada unidad de tempo se tene que formar la misma cantdad de H+ y OH- que se destruye porla reacción inversa. Tenemos por lo tanto de nuevo una situación de equilibrio químicou
H2O OH- + H+
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Como es equilibrio sabemos que la velocidad de ida (la que describe la formación de los iones) y lade vuelta tenen que ser idéntcas. También es lógico que la velocidad de una reacción aumentecon la concentración de las moléculas que tenen que reaccionar ya que así se aumenta laprobabilidad que se encuentren. En general la velocidad de una reacción dependiendo de laconcentración se puede expresar como una constante multplicada con la concentración de lamoléculau
V = k * [X] con [X] = concentración de la molécula X
En nuestro caso obtenemos entoncesu
V1 = k1 * [H2O]
La concentración del agua tene que entrar al cuadrado ya que tenen que reaccionar 2 moléculasde agua. En general el factor estequiométrico de una reacción siempre nos tene que aparecercomo exponente detrás de la concentración.
Para la reacción de vuelta (la recombinación de los iones formando agua) obtendremosu
V2 = k2 * [H+] *[OH-]
Al tratarse de un equilibrio las dos velocidades deben ser iguales. Podemos escribir por lo tantou
V1 = V2
k1 * [H2O] = k2 * [H+] *[OH-]
Para despejar las constantes dividimos por la concentración del agua al cuadrado y por k 2. Elresultado esu
k1 / k2 = [H+] *[OH-]/ [H2O]
Como el cociente de dos constantes también es constante al fnal vemos que la relación entre lasconcentraciones de los productos y la concentración de los productos de partda también debe serconstanteu
k = [H+] *[OH-]/ [H2O]
En 1 L de agua tenemos 1000 g/L / 18 g/mol = 55,6 mol de agua. Ya que se transforman tan sólo10-7 mol de agua en iones esta variación en la cantdad e agua es despreciable. Por lo tanto laconcentración de agua puede estmarse como constante y meterse en la constante de equilibrio. Elresultado esu
k = [H+] *[OH-]
Vemos que el producto de la concentración de los iones es constante. El valor de esta constante sepuede calcular a partr de los datos que ya conocemos. La concentración de H+ es de 10-7 mol/L.Por cada mol de protones se forma 1 mol de hidroxi. Por ello la concentración de OH - debe ser lamismau 10-7 mol/L y la constante tene un valor de k = 10-14 mol2/L2.
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Como es poco agradable tratar con números tan pequeños y exponentes de 10 en vez de ello seusa el logaritmo a base de 10 negatvo indicando ello con un “p” delante de constante yconcentraciónu
pk = - log10(10-14) = 14 (a 25 °C)
pOH = - log10[OH-] = 7 (para agua pura a 25 °C)
pH = - log10[H+] = 7 (para agua pura a 25 °C)
pK = pOH + pH
En vez de multplicar las concentraciones podemos sumar los valores p(X) y en vez de dividirhacemos la resta.
Si se mira la reacción de autoprotólisis con mucho detalle se ve que se trata de una reacciónendotérmica. Por ello si se aumenta la temperatura la reacción se debe desplazar hacia losproductos – en este caso H+ y OH-. Así que a altas temperaturas las concentraciones de H+ y OH-
aumentan al mismo tempo. Ello indica que el pH de una disolución neutra (neutra signifca que lasconcentraciones de H+ y de OH- son iguales [H+] = [OH-]) cuya temperatura es superior a 25 °C (latemperatura estándar a la cual se suele hacer referencia) el pH sería inferir a 7 mientras que atemperaturas mas bajas es superior a 7. Sin embargo el efecto es tan pequeño que normalmentese desestma.
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Reacciones ácido-base
Hemos visto anteriormente que en el agua existe una pequeña concentración de protones por laautoprotólisis del agua. La autoprotólisis era la reacción donde una molécula de agua sedescompone en H+ y OH-.
Existen sustancias que fácilmente liberan hidrógeno en forma de protón en el agua. Un ejemplo esel clorhídrico (HCl). En el un hidrógeno está unido a un cloro por un enlace covalente. El clorocomo elemento más electronegatvo atrae más al par de electrones compartdo en el enlace. Enpresencia de agua suelta el protón formando un cloruro (Cl -) y un protón. En principio el protónnunca está solo sino se encuentra unido a una molécula de agua formado H3O+, también llamadohidrónio o oxonio. Así las dos siguientes ecuaciones son equivalentes. La primera es unaabreviación de la segunda que es la mas correcta.
HCl ® Cl- + H+
HCl + H2O ® Cl- + H3O+
Tenemos por lo tanto una sustancia que nos aumenta la concentración de protones en el agua.Una sustancia así la llamamos ácido. El proceso de separarse una molécula o sustancia en los ionesque la compone también se conoce como “disociación”
Definición: Ácido, base, anfótero y disociación
Un ácido es una sustancia que disuelta en agua aumenta la concentración de iones de H+ o H3O+
respectvamente. Se trata de un donor de protones.
Una base es una sustancia que acepta protones o que aumenta la concentración de hidroxi (OH -)en disolución acuosa.
Un anfótero es una sustancia que según las circunstancias puede actuar de base o de ácido.
El proceso de separación en iones se llama también disociación.
Por la presencia de ácidos y bases (los antagonistas de los ácidos que hacen bajar la concentraciónde los H+) las concentraciones de protones y hidroxilos pueden variar en un amplio rango desdemas de 10 mol/L a menos de 10-15 mol/L. Como los números involucrados son muy grandes esconveniente cambiar a una escala logarítmica y ya casi siempre se trata de concentraciones pordebajo de 1 mol/L además se usa una escala logarítmica negatva.
Definición: pH
El pH es el logaritmo a base 10 negatvo de la concentración de H + / H3O+ (protonesrespectvamente oxonios o hidronios) en agua. Expresado en fórmula matemátcau
pH = - log10[H+]
Hay que tener un cierto cuidado con las escalas logarítmicas ya que el cambio en una unidadsignifca un cambio por un factor de 10 en las concentraciones. Si el pH cambia en 2 unidades lasconcentraciones ya han variado por el factor de 100. Como los reactvos necesarios para realizarestos cambios pueden ser costosos y aveces los volúmenes son grandes en los entornosempresariales un pequeño cambio de pH puede signifcar un gran gasto.
Si se tene que calcular la concentración de H+ a partr del pH hay que emplear la función inversau
[H+] = 10-pH
Cuidado: debido al signo negatvo en la fórmula del pH el pH baja cuando la concentración de H +
aumenta.
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Ácidos fuertes
Hemos visto anteriormente que el pH de agua pura es de 7. Al añadir un ácido aumentamos laconcentración de H+ en disolución. Como el pH es el logaritmo a base 10 negatvo de estaconcentración en presencia de un ácido baja el pH. En una disolución ácida vamos a encontrar porello siempre un pH < 7.
Para poder bajar el pH un ácido debe disociar en H+ y un anión. Unos ácidos son capaces dedisociarse por completo en H+ y A-. Estas sustancias se conocen como ácidos fuertes. Los ácidosfuertes importantes sonu
• los hidrácidos HX con X = elemento del grupo VII con excepción del HF (HCl, HBr, HI)
• el ácido nítrico HNO3
• los ácidos clórico HClO3 y perclórico HClO4
• el ácido sulfúrico H2SO4. Estrictamente el ácido sulfúrico es sólo ácido fuerte para uno desus dos hidrógenos aunque el segundo también es lo bastante fuerte como para disociarcasi por completo en disoluciones diluidas.
Ya que los ácidos fuertes disocian por completo es fácil determinar la concentración de los H + y conello el pH en las disoluciones de estas sustancias. Con excepción del H2SO4 se puede estableceru
[H+] = [HA]ini
siendo [HA]ini la concentración inicial del ácido.
En el caso del ácido sulfúrico que libera dos protones según la ecuaciónu
H2SO4 → 2H+ + SO42- (SO4
2- = sulfato)
la concentración de H+ debe ser el doble de la concentración inicial del ácido.
Ejercicio:
Si disolvemos por ejemplo 3,65 g de HCl en un litro de agua. ¿Qué pH nos dará?
Para resolver este problema tenemos que saber cuántos moles son 3,65 g de HCl. Calculamos porlo tanto la masa molecular del HClu M(HCl) =M(H) + M(Cl) = (1 + 35,5) g/mol = 36,5 g/mol
3,65 g equivalen a 3,65g / 36,5 g/mol = 0,1 mol HCl. Como práctcamente todo el HCl disocia dandoH+ la concentración de H+ es igual a la concentración de HCl inicialmente disuelta.
Por lo tanto [H+] = [HCl]inicial = 0,1 mol/L.
Y para calcular el pHu pH = - log10[H+] = - log10(0,1) = -(1) = 1
Resultadou el pH de una disolución de 0,365 g HCl en 1 L de agua es de 1.
¿Qué pH tene una disolución de ácido clorhídrico concentrado con 37 % m/m y densidad 1,19g/mL?
Para calcular el pH hace falta conocer la concentración molar y por lo tanto cuántos moles desoluto hay en 1 L de disolución.
Por la densidad sabemos que 1 L equivale a 1000 mL * 1,19 g/mL = 1190 g.
37 % m/m signifca que el 37 % de la masa total corresponde a soluto. Por lo tanto 1 L contene
msoluto = mdisolución * % m/m / 100 = 1190 g * 37 / 100 = 440,3 g
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de HCl.
Con la masa molar se determina que esta masa equivale a n = m/MM = 440,3 g / 36,5 g = 12,06mol.
Ya que hemos calculado la masa para 1 L de disolución los 12,06 moles la concentración de ladisolución es 12,06 mol/L.
Resultadou El pH fnalmente es de pH = -log10(12,06) = -1,08
El anión que queda tras a disociación de un ácido recibe un nombre propio.
Algunos de los ácidos más conocidos y sus reacciones de disociación sonu
ácido nítricou HNO3 ® H+ + NO3- NO3
- = nitrato
ácido perclóricou HClO4 + H2O ® H3O+ + ClO4- ClO4
- = perclorato
ácido bromhídricou HBr ® H+ + Br- Br- = bromuro
Bases fuertes
También hay sustancias que liberan hidroxi cuando se disuelven en agua.Ejemplos son el hidróxido de sodio (NaOH presente p.ej. en desatascadoresde tuberías), el hidróxido de potasio (KOH), el hidróxido de calcio (Ca(OH) 2 =cal apagada; presente en la leche de cal en aplicaciones tanto de construccióncomo el encalado o el mortero basado en cal como en aplicaciones agrícolasp.ej. mezclada con sulfato de cobre como fungicida).
Si disolvemos estas sustancias en agua disocian completamente. Esto signifcaque se deshacen en agua en los iones que lo componen (el metal y el hidroxi)así que aumenta en la misma medida la concentración de iones hidroxi en elagua.
Si disolvemos por ejemplo 0,1 mol de NaOH en 1 L de agua tenemos tambiénuna concentración de 0,1 mol de OH- en disolución desestmando la mínimaparte de OH- formada por la autoprotólisis del agua en estas condiciones.Recordando lo que hemos visto en el capítulo anterior el valor de pOH enesta disolución es de pOH = –log10(0,1) = 1 y el pH = 14 – pOH = 13.
Ejercicio:
¿Qué cantdad de Ca(OH)2 tenemos que disolver en 1 L de agua para tener un pH = 12?
Con los datos indicados en el anunciado sabemos que el pH = 12. Con ello podemos deducir que elpOH tenen que ser de pOH = 14 - 12 = 2 y la concentración de OH - [OH-] = 10-2 mol/L.
Sabemos además que el hidróxido de calcio disocia por completo en agua según la siguienteecuaciónu
Ca(OH)2 ® Ca2+(aq) + 2 OH-
(aq)
Por cada mol de hidróxido de calcio en agua se forman por lo tanto 2 moles de hidróxi. Serequieren por lo tanto ½ * 10-2 mol de Ca(OH)2 para conseguir una concentración de 10-2 mol/l deOH-. El peso molecular del hidróxido de calcio es deu
M(Ca(OH)2) = M(Ca) + 2 * M(O) + 2 * M(H) = (40 + 2*16 + 2*1) g/mol = 74 g/mol
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Ilustración 32: Lasosa cáustca que seusa comodesatascador esquímicamentehidróxido de sodio(NaOH)
Necesitamos 0,5 * 10-2 * 74 g = 0,37 g para conseguir una disolución de hidróxido de calcio con unpH = 12.
En nuestro ambiente tenemos una amplia gama de disoluciones acuosas cuya concentración de H +
difere de la concentración en agua pura. Las diferenciamos según si la concentración es superior oinferior a la concentración en aguau
Definiciones: disolución ácida/disolución básica
Una disolución con una concentración de H+ superior (y por lo tanto una concentración de OH - másbaja) a la del agua pura se llama una disolución ácida. Su pH en condiciones normales es de pH < 7.
Una disolución con una concentración de H+ inferior a la del agua pura (y por lo tanto unaconcentración de OH- más elevada) se llama una disolución básica. Su pH en condiciones normaleses pH>7.
Una disolución donde la concentración de [OH-] = [H+] se llama neutra. Su pH en condicionesnormales es pH = 7
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Ácidos débiles
Hasta ahora nos hemos ocupado exclusivamente de ácidos y bases que disocian práctcamente latotalidad. Estas sustancias son los llamados ácidos o bases fuertes.
Sin embargo existen también otras sustancias que no son capaces de liberarse de todos susprotones o hidroxilo en su totalidad sino que sólo disocia en una pequeña parte. Se forma por lotanto un equilibrio entre la forma disociada y la no- disociada. Para un ácido cualquiera de fórmula“HA” podríamos escribiru
HA H+ + A-
Como en los ejemplos de equilibrio anteriores se puede establecer una constante de equilibrio porel cociente entre las concentraciones de los productos de llegada y de partdau
KA = ([H+] * [A-])/[HA]
Además vemos que por cada anión del ácido se forma un H+. Sus concentraciones por lo tantoserán idéntcas ([H+] = [A-]).
La concentración del ácido sin disociar se puede calcular comou
[HA] = [HA]inicial – [A-]
Ya que no se pueden ni ganar ni perder moléculas y todas las moléculas del ácido presenteinicialmente o siguen presente sin disociar o se han transformado en aniones del ácido.
Sabiendo que en los ácidos débiles la proporción del ácido disociado frente al ácido sin disociar esmuy pequeña ([HA]inicial >> [A-]). En este caso podemos despreciar la cantdad de ácidodesprotonado frente a la gran cantdad de ácido presente y la concentración del ácido sin disociaren disolución es igual a la cantdad del ácido inicialu
[HA] ≈ [HA]
Con esto la ecuación de la defnición se transforma enu
KA = [H+] * [A-] / [HA] = [H+] * [H+] / [HA] = [H+]2 / [HA]
Esta ecuación se puede resolver hacia la concentración de H+ primero multplicándola con [HA] yluego sacando la raíz cuadradau
[H+]2 = [HA] * KA
[H+] = √K A∗[HA]
Así tenemos un instrumento para calcular el pH de disoluciones de ácidos débiles.
Ejerciciou
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¿Qué pH tene una disolución 0,1 M (0,1 mol de sustancia por litro) de ácido acétco (H3CCO2H) conun KS = 1,75 * 10-5 mol/L?
Para conocer el pH hay que calcular la concentración de oxonios. Sabemos que la concentracióninicial del ácido es de 0,1 mol/L. De ello disocia tan sólo una pequeña cantdad y por lo tantopodemos considerar que la concentración de ácido en disolución es aproximadamente la mismaque la concentración del ácido inicial [H3CCO2H] = [H3CCO2H]inicial
Sin embargo se trata de un ácido y ya que el aporte de la autoprotólisis del agua a la concentraciónde oxonios es muy escasa se puede considerar también que la concentración de oxonios es lamisma que la de los acetatos (los aniones del ácido acétco) [H3CCO2
-] = [H+] ya que son su únicafuente según la reacciónu
H3CCO2H H+ + H3CCO2-
Por ello obtenemos desde la ecuación de la defnición del KAu
KA = ([H3CCO2-] * [H+]) / [H3CCO2H] = [H+]2 / [H3CCO2H]
Y resolviendo a [H+]u
[H+] = √K A∗[H 3CCO2H ] = √1,75∗10−5∗0,1 = 0,00132 mol/L
Y el pH como consecuenciau
pH = -log10(0,00132) = - (-2,88) = 2,88
El pH de una disolución 0,1m de ácido acétco es por lo tanto de 2,88. Si lo comparamos vemosque es superior al valor que hubiésemos obtenido para un ácido fuerte de la misma concentraciónque tendría un pH = 1.
Anotación:
Que un ácido sea o no fuerte no necesariamente va unido a su peligrosidad. El ácido fluorhídricopor ejemplo es un ácido débil que se usa por ejemplo en análisis de algunos minerales ya que es elúnico ácido capaz de atacar la sílice (el dióxido de carbono = cuarzo) y los silicatos. Además si cae ala piel deja heridas muy dolorosas de mal pronóstco.
Tampoco hay una relación directa entre pH y fuerza del ácido. Un pH 3 se puede alcanzar con unadisolución de ácido fuerte diluida o con una de ácido débil mas concentrada.
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Estructura del ácido acétco
Indicadores
Existen diversas sustancias que cambian su color según elpH. Esto se debe a que se trata de ácidos que tenen otrocolor en la forma sin disociar que en la forma del anión.Estas sustancias pueden ser naturales como el color de lacol lombarda que pasa de un color violeta vivo en medioácido a un color grisáceo-verdoso en medio básico.También hay sustancias artfciales como la fenolftaleínaque cambia de incolora en medio ácido y neutro a violetaen medio básico.
La fenolftaleína es un indicador bastante usado enconstrucción civil ya que permite visualizar el progreso dela carbonatación (reacción del hidróxido de calcio delhormigón con el CO2 del aire formando carbonato decalcio) en el hormigón. En las zonas de coloración violeta no se ha producido aún la carbonataciónmientras en las zonas con formadas por CaCO3 la fenolftaleína se queda incolora.
Las sustancias que con su cambio de color nos indican de esta manera el pH se llaman indicadores.El pH exacto en el cual las sustancias cambian de color depende de la naturaleza del indicador. Si setrata de un ácido mas fuerte cambiará a un pH mas bajo y si se trata de un ácido mas débil a un pHmas alto. Algunos indicadores incluso pueden cambiar varias veces el color. Sabiendo el rango decambio y aplicando varios indicadores o mezclas de los mismos se puede determinar el pH conbastante exacttud. En el mercado hay ya mezclas pre-establecidas o varitas impregnadas conindicadores que permiten determinar el pH con bastante exacttud.
En la siguiente tabla vemos algunos de estos indicadores, sus colores y el pH en el cual cambian suaspectou
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Ilustración 33: Tiritas de papel impregnadas condiferentes indicadores permiten determinar el pH conbastante exacttud.
(de http://victoria-tellez-perez.blogspot.com/2011/09/tabla-de-indicadores-de-ph.html)
Si el color indicador cambia esto signifca que la relación entre la forma aniónica y la forma ácidacambia rápidamente. Esto es el caso cerca del punto que las dos concentraciones son iguales.
Tenemos el siguiente equilibriou
HInd Ind- + H+
Con lo que ya sabemos de los equilibrios es fácil formular la ecuación para la constante deequilibriou
Kind = ([Ind-] * [H+]) / [HInd]
Y sabiendo que en el punto de inversión del color las concentraciones [Ind -] = [HInd] esta setransforma enu
Kind = ([Ind-] * [H+]) / [Ind-] = [H+]
O con los logaritmos a base 10 negatvosu
pKind = pH
Un indicador cambia por lo tanto su color cuando el pH es igual al pK s que tene este indicadorcomo ácido.
Reacciones de neutralización
¿Qué pasa si unimos un ácido y una base?
Mirémoslo con el ejemplo de 100 mL de 1 M HCl y 1 L de 0,1 M NaOH. El HCl es un ácido fuerte y elNaOH es una base fuerte. En agua los dos son completamente disociados en ionesu
HCl → H+(aq) + Cl-
(aq)
NaOH → Na+(aq) + OH-
(aq)
Sabemos de la autoprotólisis del agua que los iones hidroxi y los protones pueden recombinarsepara dar agua y que esto pasará siempre que el producto de las dos concentraciones superaría elvalor de 10-14 mol2/L2 u
H+ +OH- → H2O
Así que al unir las dos disoluciones formamos agua hasta consumir la totalidad de los oxonios o latotalidad de los hidroxis para quedarnos sólo con lo que podría haber de exceso o con la cantdadprocedente del autoprotólisis del agua. Los otros iones (Na+ y Cl-) se quedan inalterados endisolución.
En nuestro ejemplo habría que calcular por lo tanto la cantdad de hidróxido de sodio y de ácidoclorhídrico que se encuentran en las disoluciones.
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En 100 mL HCl 1 M tenemos 100/1000 mL/(mL/L) * 1 mol/L = 0,1 mol de HCl y en 1 L de unadisolución 0,1 M de NaOH tenemos igualmente 0,1 mol de NaOH. Por lo tanto hemos añadido lamisma cantdad de cada sustancia formando una disolución de sal en agua. El pH de la disoluciónresultante es neutro.
Definición: Neutralización
Las reacciones de un ácido con una base llamamos reacciones de neutralización. En una reacciónde neutralización se forma siempre agua y sal. La sal se queda normalmente disuelta en agua y losiones que lo forman no partcipan en la reacción.
Sales de ácidos débiles
Si añadimos a 100 mL de ácido acétco 2 M 100 mL de NaOH 2 M obtendremos una disolución quecontene en 200 mL (= 0,2 L) 0,2 mol de acetato de sodio por la reacción de neutralización entre elácido y la base y que por lo tanto es 1-molar en acetato de sodiou
NaOH + H3CCO2H Na+ + H3CCO2- + H2O
Sabemos que el ácido acétco es un ácido débil. Esto signifca que su anión reacciona fácilmentecon protones formando de nuevo el ácido. Se trata por lo tanto de una base. Estos protonesprocedían en el caso de las disoluciones del ácido en agua de la propia protólisis del ácido. En elcaso del acetato de sodio que hemos formado en la reacción indicada arriba sin embargo los H +
pueden proceder del autoprotólisis del agua. Formalmente un acetato reacciona en este caso conuna molécula de agua para formar hidroxilo y ácido acétcou
H3CCO2- + H2O H3CCO2H + OH-
Por ello tendremos una disolución básica. ¿Qué pH tendrá la solución que hemos formado?
Recordamos la defnición y el valor de la constante de protólisis del ácido acétcou
KA = ([H3CCO2-] * [H+ ]) / [H3CCO2H] = 1,75 * 10-5 mol/L
Y resuelto hacia la concentración de los protones tendremosu
[H+] = KA * [H3CCO2H] / [H3CCO2-]
En el caso de la disolución del acetato la cantdad de los iones hidroxi en disolución debe ser lamisma que la cantdad de moléculas del ácido libre ya que se forman en relación 1u1 en la reacciónque hemos indicado arriba. También recordamos que el producto de las concentraciones entrehidroxi y protonesu
[OH-] *[H+] = 10-14 mol2/L2
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Resuelto hacia los protones y susttuyendo la concentración de hidroxi por la concentración delácido (que era idéntca) obtenemosu
[H3CCO2H] = 10-14 mol2/L2 / [H+]
Esta ecuación la podemos introducir en la ecuación que formulamos a partr de la defnición delvalor de KA del ácidou
[H+] = KA * [H3CCO2H] / [H3CCO2-] = KA * ( 10-14 mol2/L2 / [H+]) / [H3CCO2
-]
=> [H+]2 = KA * 10-14 mol2/L2 / [H3CCO2-]
=> [H+] = √K A∗10−14 /[H 3CCO2
−1] mol/L
Ya que el acetato es una base débil (se protona sólo una pequeña proporción) podemos estmarque la concentración del acetato no varía mucho debido a la reacción de protonación. Así que suconcentración es práctcamente idéntca con su concentración inicial.
El resultado para la disolución 1-molar en acetato de sodio es por lo tantou
[H+] = √1,75∗10−5∗10−14/1 mol/L = 4,18 * 10-10 mol/L
=> pH = -log10([H+]) = - log10( 4,18 * 10-10 ) = -(-9,38) = 9,38
Ejercicio:
¿Qué pH tendrá una disolución de 7,9 g de acetato de calcio en 1 L de agua?
Ya que en el anunciado no fgura la molaridad de la disolución en una primera etapa hay quecalcular a cuántos moles corresponden los 8 g. Para ello necesitamos la fórmula de la sal y con ellacalcular el peso molecular. Sabemos que el calcio tende a perder sus dos electronestransformándose en catón con doble carga positva. Estas cargas se tenen que compensar por lacarga negatva del anión del acetato. Como cada acetato tene tan sólo una carga negatva en el salnecesitamos 2 acetatos por cada calcio. Su fórmula será por lo tanto Ca(O2CCH3)2. Vemos que estáformada por 1 calcio y 2 * (2 O + 2 C + 3 H) = 4 O + 4 C + 6 H. Otra manera de escribir la fórmulasería por lo tantou Ca(O2CCH3)2 = CaC4H6O4. La masa molecular es la suma de la masa de losátomosu
MCa(O2CCH3)2 = MCa + 4 * MC + 6 * MH + 4 * MO = (40 + 4 * 12 + 6 * 1 + 4 * 16) g/mol = 158 g/mol
7,9 g equivalen por lo tanto a 7,9/158 g/(g/mol) = 0,05 mol.
Cada mol de acetato de calcio contene 2 restos de acetato. La concentración en acetatos es por lotanto 2 * 0,05 mol/L = 0,1 mol/L. A esta concentración podemos aplicarle la fórmula que habíamosdesarrollado para el acetato de sodiou
[H+] = √K A∗10−14/ [H 3CCO2
−1] mol/L= √1,75∗10−5∗10−14/0,1 mol/L
= 1,32 * 10-9 mol/L
pH = -log10([H+]) = -log10 (1,32 * 10-9) = -(-8,88) = 8,88
El pH de la disolución es de 8,88.
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Disoluciones buffer/tampón/amortiguador
Los sistemas biológicos requieren un pH muy determinado y constante para poder funcionar.Cualquier cambio de pH altera la estructura de las proteínas y con ello la función de las encimas.Por ello existen mecanismos químicos de estabilizar el pH en el interior de las células y en lasangre. Ello se basa en las mezlas amortguadoras. Aquí vemos el fundamento químico que tenenestas mezclas.
Si mezclamos un ácido débil y la misma cantdad de moles de una sal suya podemos calcularfácilmente el pH de esta disolución basándonos en la defnición del valor de KAu
KA = [H+] * [A-] / [HA]
[HA] = [A-]
=> KA = [H+] ≡ pKA = pH
Tendríamos por lo tanto una manera fácil de determinar el pKA del ácido midiendo el pH. Estasdisoluciones tenen además otras propiedades. Si agregásemos una pequeña cantdad de un ácidofuerte, por ejemplo el 10 % de la cantdad de la sal presente, se convertría un 10 % de la sal enácido débil. El pH resultante se calcularía por lo tanto según la siguiente ecuaciónu
[H+] = KA * [HA] / [A-] = KA * 1,1/0,9 = KA * 1,22
pH = pKA + -log10(1,22) = pKA – 0,087
Vemos que el pH apenas varía. Si la disolución hubiese sido 1 L 1-molar en acetato y en ácidoacétco y hubiésemos añadido 100 mL de una disolución 1-molar den ácido clorhídrico el pH antesde la adición hubiese sido de 4,76 y después de 4,67. Si agregamos la misma cantdad declorhídrico a 1 L de agua el pH resultante sin embargo hubiese llegado a 1,05 (0,1 mol de H + en1,1 L de agua)
Hemos topado con una disolución que amortgua los cambios de pH. Una disolución así se llama“disolución tampón”.
En la sangre el tampón presente se basa en la presencia de bicarbonato (HCO3-) y ácido carbónico
(H2CO3). En las células el pH se estabiliza con una mezcla de fosfato monoácido y de fosfato diácido(HPO4
2- / H2PO4-).
Definición: Tampón
Una disolución tampón es una disolución que amortgua cambios de pH que podrían deberse a laadición de ácidos o bases. Está formada por la sal de un ácido débil con una base fuerte y la mismacantdad molar del ácido débil libre. El pH de la disolución tampón es equivalente al pKA del ácido.
Las disoluciones tampón también se llaman amortguadores o bufers.
Una ecuación muy usada para poder calcular el pH en los sistemas tampón es la ecuación deHenderson Hasselbalchu
pH = pKA * log10( [A-]/[HA])
Otra aplicación importante de esta ecuación es poder estmar si un ácido débil en un sistema estápresente de forma disociada o sin disociar. Se ve que si el pH es inferior al pKA la mayor parte delácido está sin disociar mientras que en sistemas con pH > pKA se encuentra sobre todo en forma deanión. Ya que muchos medicamentos son ácidos o bases débiles que pueden atravesar lasmembranas celulares sólo en la forma sin carga este conocimiento es muy importante enfarmacología.
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Ejercicio:
¿Qué pH tene el tampón formado con 20 g de HF y 42 g NaF en 1 L de disolución si k A del HF es de10-3,1 mol/L?
20 g de HF corresponden a n = m/PM = 20 g / 20 g/mol = 1 mol y 42 g de NaF corresponden a n =m/PM = 42 g / 42 g/mol = 1 mol.
Las concentraciones de HF y de NaF son por lo tanto ambos de 1 mol/1 L = 1 mol/L.
Al ser eh HF un ácido débil su concentración en equilibrio es aproximadamente la misma que laconcentración inicial.
NaF como sal sin embargo disocia por completo en sus ionesu
NaF → Na+ + F-
Por ello la concentración de F- es igual a la concentración de NaF (1 mol/L).
Con ello se puede formularu
kA = [H+] * [F-] / [HF]
[H+] = kA * [HF] / [F-] = kA * 1 mol/L / 1 mol/L = kA = 10-3.1 mol/L
pH = - log10[H+] = -log ( 10-3,1) = 3,1
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El pH de sustancias de nuestro entorno
En nuestro entorno tenemos muchas disoluciones con diversos pH. Aquí una recopilación dealgunos de estos líquidosu
Líquido Ácido o base que contene pHÁcido de batería Ácido sulfúrico (H2SO4) al 20 % 0Jugos gástricos Ácido clorhídrico aprox. 0,1 molar = 0,36 % 1Coca Cola Ácido fosfórico et al. 2-3Zumo de limón Ácido cítrico 2Vinagre Ácido acétco H3CCO2H 3Vino Diversos taninos etc. 4Cerveza Ácido carbónico et al. 4,5Café Taninos etc. 5Saliva Diversas sales; ácido carbónico (H2CO3) 6,5 – 6,9Sangre Diversas sales, bicarbonatos, aminoácidos 7,4Agua marina Carbonatos y bicarbonatos 8,3Agua jabonada Estearato de sodio y otros 10Disolución de amoniaco Amoniaco (NH3) 10,5Leche de cal Hidróxido de calcio Ca(OH)2 12,6Lejía Hipoclorito de sodio (NaOCl); hidróxido de sodio (NaOH) 13Desatascador Hidróxido de sodio (NaOH) >14
Como vemos estamos rodeados de sustancias con una amplia variedad de comportamientos tantoácidos como básicos. Muchas funciones de los seres vivos necesitan un pH específco paradesarrollarse correctamente. Así los jugos gástricos necesitan un pH muy ácido para digerir lasproteínas. Nuestra piel necesita una capa de protección ligeramente ácida para prevenir elcrecimiento de gérmenes patógenos. Una batería de coche no funciona sin el ácido sulfúrico y elhormigón antes de secar siempre tendrá un pH muy básico (aprox. 13) por lo cual tenemos queproteger nuestra piel del contacto con este material. Para conservar un determinado pH seemplean sustancias que tene función de tampón como lo que hemos visto en el capítulo anterior.
Bibliografía:
httpu//es.wikipedia.org/wiki/Valoraci%C3%B3no%C3%A1cido-base
httpu//es.wikipedia.org/wiki/IndicadorodeopH
httpu//www.monografas.com/trabajos71/reacciones-acido-base/reacciones-acido-base.shtml
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La nomenclatura de las sales ternariasEn un capítulo anterior ya hemos visto la nomenclatura de las sales binarias. En ellas el anión eraun no-metal que había alcanzado su octeto con los electrones de un metal que de esta manera setransformaba en catón.
En las sales ternarias el anión suele ser el anión de un oxoácido. Como los ácidos suelen liberariones de hidrógeno (H+) sus iones tenen una carga negatva por cada hidrógeno liberado. El sufjode los aniones suele ser de ...ato si el átomo central del oxoácido tene una valencia elevada y en …ito si tene una valencia baja o intermedia. En general los oxoácidos se forman si se disuelve elóxido de un no-metal o el óxido de un metal con elevada valencia (aprox. >=3) en agua. Estosóxidos se conocen también como “anhidros” de los ácidos.
Los oxoácidos mas importantes que hay que conocer de memoria son los siguientesu
Nombre Fórmula Reacción de protólisis Nombre del anión
Ácido perclórico HClO4 HClO4 ⇌ H+ + ClO4- perclorato
Ácido sulfúrico H2SO4 H2SO4 2 H⇌ + + SO4-2 sulfato
Ácido nítrico HNO3 HNO3 ⇌ H+ + NO3- nitrato
Ácido clórico HClO3 HClO3 ⇌ H+ + ClO3- clorato
Ácido sulfuroso H2SO3 H2SO3 2 H⇌ + + SO3-2 sulfto
Ácido fosfórico H3PO4 H3PO4 H⇌ + + H2PO4- fosfato
Ácido nitroso HNO2 HNO2 ⇌ H+ + NO2- nitrito
Ácido carbónico H2CO3 H2CO3 ⇌ H+ + HCO3- carbonato
Ácido silíceo H2SiO3 H2SiO3 ⇌ 2 H+ + SiO3-2 silicato
Agua H2O H2O H⇌ + + HO- hidróxido
Las reglas para la formulación de las sales ternarias son las mismas que las reglas para las salesbinariasu Hay que combinar aniones y catones de la manera que las cargas positvas y negatvas seanulen ya que no puede haber ninguna sustancia con carga macroscópica. En la fórmula se escribeprimero el catón y luego el anión.
El nombre se forma a partr de la fórmula nombrando primero el anión y luego “de” mas el nombredel catón. Si el catón puede tener varias valencias se puede indicar la valencia en paréntesis ennúmeros romanos detrás del nombre del catón o se puede indicar la cantdad de los iones queforman el compuesto con los prefjos “mono”, “di”, “tri”, etc.
Ejercicios:
Nombre los siguientes compuestosu
a) Al2(SO4)3 b) NaNO3 c) K2CO3 d) CaSiO3
e) Ti(SO4)2 f) Ba(OH)2 g) Fe(NO3)3 h) Mn(ClO4)2
Respuestas:
a) sulfato de aluminio (como el aluminio sólo tene valencia III no hace falta indicar mas)
b) nitrato de sodio
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c) carbonato de potasio
d) silicato de calcio
e) sulfato de ttanio(IV) o disulfato de ttanio
f) hidróxido de bario
g) nitrato de hierro(III) o trinitrato de hierro
h) perclorato de manganeso(II) o diperclorato de manganeso
Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos
a) trisulfato de dicromo b) carbonato de estroncio c) silicato de lito
d) sulfto de magnesio e) nitrito de cobalto(II) f) clorato de berilio
Respuestas:
a) Cr2(SO4)3 b) SrCO3 c) Li2SiO3
d) MgSO3 e) Co(NO2)2 f) Be(ClO3)2
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Experimentos
Ácido-base y tampónMaterialu
• Vasos de precipitado de 100 mL
• Instrumentos volumétricos como matraz de aforo, pipetas graduadas, pipetas aforadas,probetas, buretas etc.
• Balanza
• pH-metro
Reactvosu
• ácido clorhídrico concentrado 37 % m/m con D = 1,19 g/mL (¡CORROSIVO! Libera gasesirritantes. Manejar bajo campana)
• carbonato de sodio anhidro Na2CO3
• anaranjado de metlo (disolución)
• ácido acétco (H3CCO2H)
• acetato de sodio (H3CCO2Na)
• hidróxido de sodio (NaOH) (CORROSIVO)
Tareasu
I) Con el material disponible prepare lo mas exacto posible una disolución 0,1 M de ácidoclorhídrico y una disolución 0,05 M de carbonato de sodio. Determine la concentración exactadel ácido añadiéndolo desde una bureta a la disolución del carbonato usando una disoluciónde anaranjado de metlo como indicador. Para ello elabore su propio protocolo de actuación.
II) a) Elabore una disolución tampón a partr del ácido acétco.
b) con ayuda del pH-metro determine la constante de acidez del ácido acétco
c) compare los cambios de pH al añadir ácido clorhídrico 0,1 M o NaOH 0,1 M a una disolucióntampón o el mismo volumen de agua usando tu propio protocolo de actuación.
En la interpretación delos resultados indique entre otros su apreciación sobre la exacttud y losposibles errores en cada paso y cada medida.
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La solubilidadLa solubilidad de una sustancia indica cuánta sustancia se puede disolver en una cierta cantdad dedisolvente. La sustancia que se disuelve se llama “soluto” y la que disuelve es el “disolvente”. Ennuestra vida cotdiana este disolvente suele ser agua mientras que hay una gran variedad deposibles solutos.
Como muchos de los materiales usados en la construcción civil pueden entrar durante su vida útlen contacto con el agua hay que conocer sus solubilidades para evitar que se deterioran en estoseventos.
De la vida cotdiana sabemos que hay muchoscompuestos que se disuelven fácilmente en el aguacomo por ejemplo la sal de mesa y el azúcar. Por otraparte hay sustancias que son práctcamente insolublescomo el aceite, los plástcos, el vidrio etc.
Si uno mira con detalle encuentra que incluso con lassustancias que presuntamente son solubles llega unpunto que ya no se disuelve mas. Si se añade massoluto este se queda como sólido en el fondo. Unadisolución que ya no puede acoger mas soluto se llamauna disolución “saturada”.
¿Pero de verdad ya no pasa nada entre disolución saturada y soluto insoluble?
Para poder responder a esta pregunta habría que saber si en esta situación aún hay soluto queentra en disolución en la misma medida que se forma de nuevo sólido a partr de la disolución. Ellose puede saber macando el soluto por ejemplo usando isótopos diferentes. Si a una disoluciónsaturada se le añade soluto sólido que tene otra composición isotópica (por ejemplo radioactva) yluego se encuentran estos isótopos en disolución uno puede estar seguro que aún en unadisolución saturada siempre pasa soluto a sólido y sólido a soluto.
El experimento se realizó y se encontró que efectvamente existe un equilibrio entre la fase sólida yel compuesto en disolución.
Como las sales cuando se disuelven disocian en sus iones se puede formular la siguiente ecuaciónde equilibriou
NaCl(s) Cl-(aq) + Na+
(aq)
Y si se trata de una reacción de equilibrio se puede formular la constante de equilibrio. Como sólolos iones están en la fase líquida sólo las concentraciones de los iones entran en la formulación dela constante mientras que la sal sólida no se debe consideraru
k = [Na+] * [Cl-]
Esta constante se llama la constante de solubilidad o kps. Los valores de kps se han determinadopara muchas sustancias y se encuentran accesibles en tablas. Permiten calcular la solubilidad de lassales en disoluciones que sólo tenen agua o que tenen ya disuelta otra sustancia que contene losmismos iones.
Miremos por ejemplo el yeso (sulfato de calcio). En su forma dihidratada CaSO4 * 2 H2O a 25 °Ctene un kps de 3,14 * 10-5 mol2/L2. ¿Qué solubilidad tene el sulfato de calcio?
El sulfato de calcio en agua disocia en Ca2+ y SO42-u
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Ilustración 34: disolución saturada decloruro de sodio (NaCl). Se ven las dos fases:sólida y líquida.
CaSO4(s) Ca2+(aq) + SO4
2-(aq)
Si no hay mas fuentes de calcio o de sulfato las dos concentraciones son iguales ya que en la salestán presentes en una relación 1u1.
Con ello se puede formular la ecuación para kpsu
kps = [Ca2+] * [SO42-] = [Ca2+]2
Resolviendo la ecuación para poder determinar la concentración de Ca2+ se obteneu
[Ca2+] = kps1/2 = 0,0056 mol/L
Como la concentración del calcio es igual a la concentración de sulfato de calcio y este tene unamasa molar de 136 g/mol esta concentración equivale a 0,0056 mol/L * 136 g/mol = 0,762 g/L desulfato de calcio o 0,963 g de la forma dihidratada.
Sin embargo la solubilidad baja si tenemos otras fuentes de algunas de las iones presentes en lasal. Esto se conoce como el “efecto del ión común”. Si intentamos disolver por ejemplo el sulfatode calcio en una disolución que ya tene 0,1 mol/L de sulfato de sodio (Na2SO4) el planteamientosería el siguienteu
El sulfato de sodio disocia en agua al 100 % en iones de odio y en iones de sulfatou
Na2SO4 → 2 Na+ + SO42-
Como la relación entre sulfato de sodio e ión sulfato es de 1u1 la concentración de sulfato endisolución es igual a la concentración de sulfato de sodio.
Conociendo ya la concentración de sulfato se puede calcular fácilmente la concentración del ión decalciou
kps = [Ca2+] * [SO42-]
=> [Ca2+] = kps / [SO42-] = 3,14 * 10-5 mol2/L2 / 0,1 mol/L = 3,14 * 10-4 mol/L
Ya que la concentración de calcio es igual a la concentración de sulfato de calcio que se ha disueltose puede calcular la masa de yeso en disolución comou
m = n * PM = c * V * PM = 3,14 * 10-4 mol/L * 136 g/mol * 1 L = 4,27 * 10-2 g
La solubilidad ha bajado por lo tanto de 0,762 g/L a 0,0427 g/L.
Si mezclamos disoluciones de diferentes sales precipita normalmente la sal menos soluble a partrdel momento que el producto de las concentraciones de los iones supera el valor del kps.
En nutrición la solubilidad puede determinar la resorción de algunos nutrientes en el sistemaintestnal. Sólo los nutrientes solubles en las condiciones que se encuentran en el intestno puedenser resorbidas. Así vitamina A o provitamina A no son solubles en el agua y sólo son accesibles paranuestro cuerpo en presencia de grasa.
El hierro(III) es menos soluble que el hierro(II). Por ello también latasa de resorción del Fe3+ suele ser menor que la tasa de resorcióndel Fe2+. La razón es la baja constante de solubilidad del hidróxidode hierro(III) especialmente con el pH ligeramente alcalino delintestno. Agentes que convierten hierro(III) en hierro(II) como lavitamina C por ello ayudan a que el hierro ingerido también seaabsorbido por nuestro metabolismo.
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Ilustración 35: Cálulos renalesde oxalato de calcio
La formación de cálculos renales también puede se debe a un problema de solubilidad. En algunoscasos los cálculos se forman a partr der oxalato de calcio. Por ello nutrientes ricos en oxalato comoalgunos vegetales junto con otros ricos en calcio favorecen la aparición de este tpo de problemas.
Bibliografía
httpsu//core.ac.uk/download/pdf/16359041.pdf
Experimentos
Cinétca – reloj de yodoMaterialu Matraz aforado de 500 mL, vasos de precipitados de 250 mL, probeta de 100 mL,
agitador eléctrico, hielo
Sustanciasu Yodato de potasio (KIO3) (oxidante); sulfto de sodio (Na2SO3); almidón soluble;ácido sulfúrico 98% (muy corrosivo)
Se preparan 3 disolucionesu
Disolución Au Se disuelve 0,5 g de almidón en 250 mL de agua destlada. Si hace falta se lleva aebullir.
Disolución Bu Se disuelven 4 g de ácido sulfúrico concentrado, y 1,66 g de sulfto de sodio en1.000 mL de agua destlada
Disolución Cu Se disuelven 8,6 g de Yodato de potasio (KIO3) en 1.000 mL de agua.
En 3 vasos de precipitados se colocan 300 mL, 200 mL y 100 mL de agua respectvamente. Despuésse añaden a cada uno de los vasos 10 mL de disolución A y 50 mL de disolución B agitando bien.Las 3 disoluciones resultantes se siguen agitando y se añaden simultáneamente 50 mL de ladisolución C.
Se mide el tempo transcurrido desde la adición de la disolución C hasta la aparición del color azulo negro.
El experimento se repite a diferentes temperaturas, por ejemplo enfriando las disoluciones con unbaño de hielo o calentando con un baño caliente. También se pueden cambiar las concentracionesde las disoluciones de entrada.
Tareasu
Busque el experimento en la literatura y formule las ecuaciones que se producen. Explique lasobservaciones.
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Determinación de calcio como oxalato de calcioSustancias:
• Acetato de calcio (o cloruro de calcio al cual se le añade la cantdad doblemolar de acetato de sodio en disolución)
• oxalato de amonio (NH4)2C2O4
• agua destladaMaterial:
• placa fltrante G4• kitasatos• agitador/calentador con barra de agitación• matraz erlenmeyer de 250 mL• pipetas aforadas de 100 mL y 10 mL• muestra de agua con calcio en disolución• probeta
Se preparan 250 mL de una disolución 0,5 % m/v de oxalato de amonio en agua y 100 mL de otra 5% m/v de cloruro de calclio.
De la segunda se toman 10 mL, se vierten a un matraz y se añaden lentamente aprox. 150 mL de ladisolución de oxalato. La mezcla se calienta 2 min a ebullición y luego se deja enfriar a temperturaambiente. Se fltra por una placa G4 con masa conocida teniendo cuidado de pasar todo el sólido ala placa. Después el residuo sólido es lavado varias veces con pequeñas cantdades (5 – 10 mL) deagua destlada fría. Finalmente se seca a 110 °C en la estufa hasta que el peso sea constante.
En una segunda parte se toman exactamente 100 mL de muestra, se calientan a 80 – 90 °C y seañaden aprox. 100 mL de la disolución de oxalato a la mezcla bien agitada. La temperatura semantene durante unos 5 min a temperatura elevada, se deja enfriar y fnalmente el sólidoformado es fltrado y tratado como en la primera parte
Tareas:
En la primera parte determine el rendimiento de la reacción.
En la segunda parte determine la concentración de calcio que había en la muestra
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RedoxEn capítulos anteriores hemos visto que hayelementos (principalmente los metalesaunque también hasta cierto punto elcarbono y el hidrógeno) que pierdenfácilmente electrones de su capa externa.Estos electrones pasan a otros elementos –principalmente los no-metales – dondeayudan a los átomos a completar su capaexterna. Hay por lo tanto un intercambio deelectrones.
El conjunto de las dos reacciones, la depérdida y de ganancia de electrones, se conoce en química como una reacción redox (deREDucción- Oxidación).
Definición:
Se llama una reacción de oxidación la reacción donde una partcula pierde electrones.
Se llama reducción la reacción donde una partcula gana electrones.
Siempre tenen que producirse conjuntamente oxidación y reducción de tal manera que el númerode electrones cedidos por la partcula oxidada es igual que la cantdad de electrones ganados porla partcula reducida.
Las reacciones tpo redox son importantes y están presentes en muchos ámbitos de la vida. Amenudo en ellos se libera una gran cantdad de energía. Por ello todas los fenómenos asociados alfuego o a las explosiones están relacionados con las reacciones redox. También están detrás detodas las baterías eléctricas, la corrosión o la respiración con los procesos metabólicos. La energíaque genera nuestro cuerpo se genera principalmente en procesos de oxidación de la materiaorgánica que ingerimos como nutrientes.
Para empezar veamos un ejemplo mas simple inorgánicosu
Hasta ahora nos habíamos limitado a ver reacciones simples como la oxidación del aluminio con eloxígeno elementalu
4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
El aluminio como metal cedía sus 3 electrones para pasar a aluminio con una carga triplementenegatva y el oxígeno ganaba 2 electrones para transformarse en oxígeno con carga doble negatvau
Oxidaciónu Al → Al3+ + 3 e-
Reducciónu O2 + 4 e- → 2 O2-
Multplicando la reacción de oxidación por 4 (por las 4 electrones que se necesitan en la reducción)y la de reducción por 3 (por las 3 electrones que cede el aluminio cuando se oxida) y luego sacandola suma se obtene la reacción global que ya vimos anteriormente.
Pero no siempre es tan fácil. Si miramos por ejemplo el nitrato de amonio, este puededescomponerse liberando grandes cantdades de energía según la siguiente reacciónu
NH4NO3 → N2O + 2 H2O + T
Si miramos esta reacción con detenimiento vemos que lo que ha cambiado es sobre todo la formaen la que están unidos los átomos y la manera en la que disponen de electrones de los átomos conlos que están enlazados.
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Ilustración 36: El hecho que la fruta se pone marrón encontacto con el aire se debe a un proceso de oxidación
Lo vemos de manera destacada en el caso del nitrógeno. Mientras que antes de la reaccióntenemos dos nitrógenos diferentes en un caso unido a 4 hidrógenos con una carga global positva(el amonio = NH4
+) y otro nitrógeno unido a 3 oxígenos con una carga global negatva en el nitratodespués tenemos dos nitrógenos aparentemente equivalentes en el óxido de dinitrógeno (N2O).
Sabemos que el nitrógeno es más electronegatvo que el hidrógeno. Podemos hacer un ejercicioformal adjudicándole al nitrógeno todos los electrones de los enlaces a elementos menoselectronegatvos. En el caso del amonio el nitrógeno tendría así 3 electrones más de lo que teníaen forma de átomo elemental (uno de los hidrógenos del amonio venía sin su electrón para formarel ión de amonio uniéndose al par de electrones libres del amoniaco) que equivale a una cargatriplemente negatva. En justa correspondencia en el caso del nitrato tendremos que adjudicar loselectrones del enlace a los oxígenos que son más electronegatvos. El nitrógeno tendría en estecaso una carga cinco veces positva. Cede dos electrones a dos de los oxígenos y un electrón aloxígeno restante (este oxígeno se quedó ya con el electrón del hidrógeno que luego se unió comoprotón al nitrógeno del amoniaco). Estas cargas “formales” los llamamos números de oxidación.
Definición:
Para determinar el número de oxidación de un átomo se adjudican los electrones de todos losenlaces que tene siempre al elemento de mayor electronegatvidad. La suma de los números deoxidación de una partcula tene que ser igual a la carga de la partcula. El estado de oxidación seescribe con números romanos encima del símbolo del átomo. Se puede calcular en la mayor partede lso casos respectando unas reglasu
• todos los elementos como elementos tenen el estado de oxidación “0”
• el flúor como elemento más electronegatvo siempre tene el estado de oxidación -I (salvoen forma de elemento)
• los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) siempre tenen en sus compuestos el estado deoxidación +I
• los metales alcalinoterreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) siempre tenen en sus compuestos el estadode oxidación +II
• el oxígeno si no está unido a otro oxígeno o a flúor en sus compuestos siempre tene elestado de oxidación -II. Si está presente en forma de peróxido con enlace O-O tene estadode oxidación -1.
• los halógenos (F, Cl, Br, I) tenen en sus compuestos siempre el estado de oxidación -I si noestán unidos a otro halógeno o a oxígeno.
• el hidrógeno en sus compuestos si no está unido a un metal siempre tene el estado deoxidación +I
• el estado de oxidación de los metales es siempre positvo
Aplicando estas reglas podemos determinar el estado de oxidación de elementos en diferentescompuestosu
Mn2O7 (Mnu +VII; Ou -II) K3AlF6 (Ku +I; Alu +III; Fu -I) Na[AuCl4] (Nau +I; Auu +III; Clu -I)
Fe2O3 (Feu +III; Ou -II) Mn(OH)3 (Mnu +III; Ou -II; Hu +I) Mg(ClO4)2 (Mgu +II; Clu +VII; Ou -II)
PO43- (Pu +V; Ou -II) NaBiO3 (Nau +I; Biu +V; Ou -II) K2Cr2O7 (Ku +I; Cru +VI; Ou -II)
No siempre es completamente evidente. Existen los compuestos como los peróxidosu
BaO2 (Bau +II; Ou -I cuidado – peróxido con enlace O-O y por ello el oxígeno con n° de oxidación I)
También hay compuestos como el Fe3O4 (la magnetta, un mineral de hierro importante) donde laatribución del número de oxidación nos daría un +8/3 por cada hierro si no sabemos cómo estánunidos los átomos. Los números fraccionados sin embargo no tenen sentdo ya que sólo podemosadjudicar electrones enteros. Si aparecen esto nos indica que tratamos con un elemento que en el
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compuesto está presente con diferentes números de oxidación. En el caso de la magnetta seríamejor escribirla comou
FeO * Fe2O3
Así vemos que está formada por una unidad de óxido de hierro (+II) y por otra de hierro (+III).
Si las fórmulas son más complejas necesitamos conocer la estructura. Si disponemos de laestructura podemos usar la simple regla del elemento más electronegatvo que se adjudica los doselectrones de cada enlace. Así se pueden asignar números de oxidación también a muchasmoléculas complejas, especialmente las orgánicasu
Ya hemos mencionado que el número de electrones cedidos tene que ser el mismo que el númerode electrones acogidos. Lo vimos por primera vez al establecer las fórmulas de los compuestosbinarios a partr del sistema periódico. Había un elemento (normalmente un metal) que cedíaelectrones y otro elemento (normalmente un no-metal) que acogía los electrones. Había queajustar la fórmula de tal manera que el número de electrones cedidos igualaba al número deelectrones acogidos.
Este ajuste se conseguía formulando por una parte la reacción de cesión y por otra parte la deacogida y luego multplicando la primera con el número de electrones acogidos en la segunda y lasegunda con el número de electrones cedidos en la primera. La reacción ajustada se da como lasuma de las dos semi-reacciones.
Un ejemplo sería la formación del sulfuro de indio a partr de los elementosu
In → In3+ + 3 e- /*2
S + 2 e- → S2- /*3oooooooooooooooooooooooooooo
2 In + 3 S → 2 In3+ + 3 S2- (= In2S3)
Ahora sabemos que en lo que vimos entonces el indio del ejemplo se oxida a In(+III) mientras queel azufre se reduce a S(-II).
El mismo procedimiento nos va a servir siempre para ajustar las reacciones redox. Las separamosen reducción y oxidación, luego la reacción de reducción la multplicamos con el número deelectrones cedidos en la oxidación y la oxidación con el número de electrones acogidos en lareducción, sumamos y en principio conseguimos así la reacción completa.
A veces algunas de las moléculas involucradas contene oxígenos que al no cambiar el estado deoxidación se quedarían sueltos como O2-. En estos casos ya que trabajamos en disolucionesacuosas conviene ajustar añadiendo protones procedentes de un ácido para formar agua de todoslos aniones de oxígeno que no se consumen en la propia reacción. Su presencia suele ser señal quela reacción se desarrolla en presencia de un ácido (se indicaría si es así en posibles preguntas depruebas). Si por lo contrario necesitamos oxígeno para formar una molécula podemos usar eloxigeno del agua liberando el hidrógeno en forma de protones.
Un ejemplo de una reacción redox aún más o menos simple relacionado directamente con lamedicina o aspectos legales es la oxidación de alcohol (H3CCH2OH) a acetaldehido (H3CCOH condicromato de potasio (K2Cr2O7) en presencia de ácido sulfúrico. El cromo se reduce a cromo +III.
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Esta reacción se usaba para determinar la concentración de alcohol en sangre o en el hálitoaprovechando el cambio de color entre dicromato (anaranjado – rojo) y cromo(III) (verde).
Lo primero será formular la ecuación ajustada de la reacción. Para ello hay que conocer el númerode oxidación que tene el cromo en el cromato. Se calcula fácilmente aplicando las reglas comou
x = - ½ * (2 * +I + 7 * -II) = +VI
El factor de ½ se debe a que tenemos 2 cromos presentes. +I es la valencia del potasio y -II elnúmero de oxidación del oxígeno. La suma de los números de oxidación debe ser igual a 0.
Si miramos los números de oxidación en el etanol y el acetaldehido se ve que hay un carbono quepasa de -I a +I, perdiendo 2 hidrógenos.
Con esto podemos formular las semireacciones comou
Cr+VI + 3 e- → Cr3+
o
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+ + 14 H2O
y
H3C-CH2OH → H3C-COH + 2 e- + 2 H+
Ya que en la semireacción de reducción se gastan 6 electrones y en la de oxidación se liberan 2 e-hay que multplicar la oxidación por 3 y sumaru
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+ + 14 H2O
H3C-CH2OH → H3C-COH + 2 e- + 2 H+ /*3
ooooooooooooooooooooooooooooooooooooooo
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- + 3 H3C-CH2OH → 2 Cr3+ + 14 H2O + 3 H3C-COH + 6 e- + 6 H+
Se simplifca au
Cr2O72- + 8 H+- + 3 H3C-CH2OH → 2 Cr3+ + 14 H2O + 3 H3C-COH
Sabiendo que la única fuente de H+ en el sistema es el ácido sulfúrico se amplia con los restossulfato correspondientes y el potasio del dicromato de potasiou
K2Cr2O7 + 4 H2SO4- + 3 H3C-CH2OH → 2 Cr2(SO4)3 + 14 H2O + 3 H3C-COH + K2SO4
El potencial redox
Los electrones son “empujados” o atraídos con una cierta fuerza por parte de los reactantes. Unafuerza ejercida sobre una carga corresponde a una tensón eléctrica. Cada semireacción es por lotanto responsable de un cierto “potencial redox”. Para poder medir el potencial redox hay quecompararlo con un estándar. El estandar empleado en electroquímica por su importancia enmuchos procesos es el potencial del hidrógeno.
Este estándar es el electrodo de hidrógeno. En ella están en equilibrio el hidrógeno elemental conel H+ y electronesu
2 H+ + 2 e- → H2
Esta reacción tene a temperatura normal y presión de una atmósfera por defnición el potencial de0 V.
Podemos ver este potencial como el nivel “0” sobre el nivel del mar que sirve como referencia paradeterminar las alturas de montañas etc. en la superfcie terrestre y dónde también nos hace faltadefnir un punto de referencia.
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Para determinar el potencial redox habría que medir la tensión eléctrica que se produce entre elelectrodo de hidrógeno y el par redox que se quiere determinar. Como par redox se entende unelemento en las dos valencias que se quieren.
Como el hidrógeno es difcil de manejar y puede formar mezclas explosivas conel aire además del electrodo normal de hidrógeno se han establecido otroselectrodos de referencia con potenciales bien conocidos y estables. Los masconocidos son el electrodo de Ag/AgCl y el electrodo de calomelanos que usacloruro de mercurio(I) (Hg2Cl2) y mercurio como par redox de referencia.
El electrolito en ambos casos es una disolución saturada de cloruro de potasio.Al tratarse tanto en el caso del cloruro de mercurio(I) como en el del cloruro deplata de sustancias poco solubles la concentración del ión metal esdeterminado por la concentración del cloruro y la concentración del cloruro esconstante en condiciones de saturación.
Una vez establecido el punto de referencia se puede determinar el potencialredox para las demás semireacciones. Para ello se puede usar el metal encontacto con una disolución 1 mol/L de la forma oxidada del metal y elelectrodo de referencia. Se mide el voltaje que se establece entre los doselectrodos tras haber cerrado el circuito con un puente salino.
Aparte de por reacciones redox los potenciales eléctricos se pueden producir también por camposeléctricos o desequilibrios iónicos locales. Lo últmo se da por ejemplo en las células nerviosasdonde por actuación de unas bombas de iones incorporadas en las membranas a un lado puedehaber una mayor relación entre catones y aniones que en el otro lado.
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Ilustración 37: Electrodo decalomelanos
Química orgánica funcional
Química orgánica – bases teóricas
La química orgánica es la química de los compuestos de carbono. Se ve normalmente comomateria aparte debido a la gran variedad de compuestos que puede formar este elemento. Seconocen varios millones de compuestos orgánicos frente a unos pocos cientos de miles decompuestos inorgánicos.
Esta gran variedad de compuestos se debe a la gran capacidad del carbono para unirse a otrosátomos de carbono y otros no-metales por enlaces covalentes. Recordamos que pertenece algrupo cuatro y su valencia será por lo tanto de 4. Siempre tendrá 4 enlaces.
Estos enlaces pueden ser simples, dobles y triples. Según el tpo de enlaces que forma el carbonotene diferentes geometrías.
Tipos deenlaces
4 enlacessimples
1 enlace doble,2 enlacessimples
1 enlace triple,1 enlace simple
2 enlacesdobles
Fórmulageneral
Formageométrica
Tridimensional:Centro de untetraedro
Planar: Centrode un triánguloequilateral
Lineal Lineal
Ángulos
Ejemplos Alcanos(metano,...)
Alquenos(eteno, …)
Alquinos(acetileno, …)
Alenos(propadieno, ...)
Hibridización sp3 sp2 sp1 sp1
Los átomos enlazados por un enlace simple pueden rotar libremente mientras que los átomosenlazados por un enlace doble se encuentran todos en un mismo plano sin posibilidad de rotaciónpor el enlace doble.
Las fórmulas orgánicas
Como en química orgánica se trata de sustancias covalentes es muy importante la conexión quehay entre los átomos ya que para una misma fórmula molecular pueden existr miles decompuestos con propiedades completamente diferentes que sólo se diferencian por la maneracómo están unidos los átomos. Estas sustancias que tenen la misma composición pero diferenteestructura se llaman isómeros.
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Como todas las sustancias orgánicas contenen carbono y práctcamente todas tenen ademáscantdades grandes de hidrógeno a menudo se usan formas abreviadas de la estructura de Lewispara dibujar la estructura de las sustancias orgánicas. En esta forma abreviada se siguen usandolíneas para simbolizar los pares de electrones de los enlaces pero se omiten los símbolos de losátomos de carbono. Sólo se notan como “esquinas” en la estructura. Sabiendo además que cadacarbono tene valencia 4 se omiten todos los hidrógenos y los enlaces hacia ellos. Por ello lassiguientes estructuras son equivalentesu
Todas ellas corresponden a la fórmula molecular C6H14. La molécula es el hexano, un alcano queveremos en los próximos capítulos.
Hidrocarburos
Los hidrocarburos son sustancias que se componen sólo de carbono e hidrógeno. Si el carbonotene sólo enlaces simples forma el centro de un tetraedro. Los cuatro enlaces apuntan en lasdirecciones de las puntas del tetraedro. Los átomos o grupos enlazados por un enlace simplepueden rotar por el enlace.
Illustraton 38: El carbono (oscuro)rodeado en forma tetraédrica.(wikipedia)
Ya que el carbono es capaz de formar no sólo enlaces simples sino también enlaces dobles y triplescon otros carbonos. Según el tpo de enlaces y la forma que tenen los compuestos diferenciamosvarias clasesu
Alcanos
En los alcanos los carbonos están enlazados sólo por enlaces simples formando cadenas quepueden ser bifurcadas. La fórmula general de los alcanos es CnH2n+2.
Algunos de los más importantes sonu
Alcano Fórmula Estructura Característcas Usos
Metano CH4 Ebulliciónu -161,5 °C
Fusiónu -182 °C
Explosivou 4,4 – 16,5 % en aire
- combustble
- materia prima en la industriaquímica
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Presente enu Gas natural; biogas
Etano C2H6 Ebulliciónu -89 °C
Fusiónu - 183 °C
Explosivou 2,7 – 15,5 % en aire
Presente enu Gas natural; biogas
Toxicologíau narcótco
- combustble
- materia prima en la industriaquímica
- refrigerante (R170)
Propano C3H8 Ebulliciónu --42 °C
Fusiónu - 188 °C
Explosivou 1,9 – 9,3 % en aire
Presente enu Gas natural;petroleo
- combustble
- materia prima en la industriaquímica
- refrigerante (R290)
- propulsor de aerosoles
Butano C4H10 Ebulliciónu - 42 °C
Fusiónu - 188 °C
Explosivou 1,4 – 9,3 % en aire
Presente enu Petroleo
Toxicologíau narcótco
- combustble
- aditvo de la gasolina en invierno
- materia prima en la industriaquímica
- refrigerante (R600a = iso-butano)
- propulsor de aerosoles
Pentano C5H12 Ebulliciónu 35 °C
Fusiónu - 130 °C
Explosivou 1,4 – 7,8 % en aire
Presente enu Petroleo
Toxicologíau narcótco
- disolvente
- combustble (parte de la gasolina)
- refrigerante (R601)
- fabricación de espumas(poliestreno expandido)
Hexano C6H14 Ebulliciónu 68,8 °C
Fusiónu - 95,4 °C
Explosivou 1,0 – 8,9 % en aire
Presente enu Petroleo
Toxicologíau narcótco;neurotóxico, adictvo
- disolvente
- materia prima en la industriaquímica
- combustble
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Hemos visto en la tabla los nombres de los alcanos hasta 6 átomos en una cadena. Con 7 átomostendríamos el heptano (C7H16), con 8 el octano (C8H18), con 9 el nonano (C9H20), con 10 el decano(C11,H22), con 11 el undecano (C11H24), con 12 el dodecano (C12H14) etc. Según la masa molar y laforma de las moléculas existen alcanos gaseosos, líquidos y sólidos. Punto de ebullición y punto defusión aumentan con el peso molecular ya que las fuerzas intermoleculares son del tpo van derWaals y estas aumentan con el número de electrones presentes. En el siguiente diagrama vemos lavariación de temperatura de ebullición y fusión de los alcanos de cadena sin ramifcar en funcióndel número de átomos de carbono.
En general el punto de fusión de los alcanos con un número impar tenen los puntos de fusión másbajo que los con un número par de átomos de carbono. Ello se debe a que las cadenas con númeropar se pueden empaquetar más fácilmente que las cadenas con número impar de átomos.
Si las cadenas son bifurcadas puntos de ebullición y punto de ebullición cambian. Generalmente elpunto de fusión aumenta cuando la forma de la molécula es simétrica y se acerca a una formaesférica mientras que el punto de ebullición disminuye. La bajada del punto de ebullición se debe aque el contacto con las demás moléculas disminuye y con ello las fuerzas de van der Waals. Elpunto de fusión aumenta por el empaquetamiento más fácil entre esferas y moléculas simétricasque entre cadenas.
Debido a su carácter apolar los alcanos no son miscibles con el agua. Se conocen comohidrofóbicos o lipoflicos. Los alcanos líquidos pueden ser usados para extraer compuestosorgánicos de fases acuosas. Con los compuestos orgánicos adecuados incluso se pueden extraermetales. Por coste se suelen usar fracciones sacadas de la destlación del petroleo con un punto deebullición adecuado. El “adecuado” punto de ebullición para estas aplicaciones suele ser lobastante elevado como para no formar mezclas explosivas con el aire a temperatura ambiente perolo sufcientemente bajo para poder evaporarlo en caso de necesidad. Por ello se suelen usarmezclas parecidas al diesel o queroseno.
Alquenos
Los alquenos son hidrocarburos con al menos un enlace doble entre dos carbonos. El alqueno mássimple es el eteno (H2C=CH2). Es producto de partda para la síntesis de muchos productos queusamos en la vida cotdiana desde las bolsas de plástco (hechos de polietleno = (-CH2-CH2-)n) hastaalgunos detergentes que contenen poliéteres (-O-CH2-CH2-O-)n. El eteno antguamente también sellamaba “etleno”. El siguiente alqueno más complejo es el propeno o propileno (H 3C-CH=CH2). Deello se hace por ejemplo el polipropileno – un plástco presente por ejemplo en depósitosindustriales o en algunas alfombras con fórmula general (-CH2-CH(CH3)-)n. También se usa comoproducto de partda en la industria química para la síntesis de iso-propanol, acetona etc.
Con estos ejemplos ya vemos que el nombre de los alquenos deriva del nombre de los alcanos conel mismo número de átomos cambiando el sufjo “...ano” en “...eno”.
El doble enlace es mucho mas reactvo que los enlaces simples en los alcanos. Por ejemplo sepuede añadir hidrógeno en presencia de un catalizador formando alcanosu
R-CH=CH2 + H2 → R-CH2-CH3
Después de la adición el alcano ya no sigue reaccionando. Parece que el compuesto se ha“saturado” de hidrógeno. Por ello un doble enlace también se llama una insaturación y losalquenos “compuestos insaturados” mientras que los alcanos se conocen como “compuestossaturados”.
Algunas de las reacciones tpicas de los alquenos sonu
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- adición de halógenos (p.ej.u H2C=CH2 + Br2 → BrH2C-CH2Br)
- polimerización (p.ej. para dar polietleno, polipropileno etc.)
- oxidación a dioles p.ej. con permanganato o tetraóxido de osmio (p.ej. 5 H2C=CH2 + 2 MnO4- + 10
H+ → 5 HOH2C-CH2OH + 2 Mn2+ + H2O; la descoloración de una disolución ácida de permanganato(violeta) a Mn2+ (incoloro) es una prueba analítca para la determinación cualitatva de alquenos)
- adición de agua o alcoholes en presencia de un catalizador para formar alcoholes o éteresrespectvamente (p.ej.u H2C=CH2 + R-OH → H3C-CH2-O-R)
- formación de epóxidos (éteres cíclicos de 3 eslabones por oxidación en presencia de un
catalizador ((p.ej.u H2C=CH2 + [O] → ). Los epóxidos a su vez son precursores de una gran
variedad de compuestos desde plástcos a detergentes.
Los alquenos más simples se suelen obtener por procesos de “cracking” a partr del petroleo y desus derivados. El “cracking” es un tratamiento térmico del petroleo. En este tratamiento térmicolas cadenas largas se fraccionan en cadenas mas cortas. Al menos uno de los fragmentos suele serun alqueno ya que no hay sufciente hidrógeno para que todos sean saturados. La reacción es enprincipio la reacción inversa de la polimerización.
También se pueden conseguir calentando alcanos en presencia de un catalizador liberandohidrógeno. Esta reacción sería la inversión de la reacción de hidrogenación.
Los alquenos también son accesible a partr de los alcoholes mediante reacciones dedeshidratación. Así el etleno en el laboratorio se puede obtener calentando etanol (un alcohol) enpresencia de ácido sulfúrico. Se trata de la inversión de la reacción de adición que fue descritaanteriormente.
Para alquenos más complejos se han desarrollado reacciones más específcas como la eliminaciónde HX de haloalcanos con bases fuertes y otras.
Alquinos
En los alquinos hay al menos 2 átomos de carbono unidos por un enlace triple C-C. El alquino mássimple y más importante es el etno o acetleno H-C≡C-H. El siguiente sería el propino (H3C-C≡CH).Vemos que el nombre del alquino es el mismo que el del alcano con el mismo número de átomospero cambiando el sufjo ...ano a ...ino.
Mientras que la formación de los demás hidrocarburos a partr de los elementos suele serexotérmica la formación del acetleno es endotérmica. Ello signifca que el acetleno puededescomponerse en una reacción violenta en los elementos. Para evitarlo no se debe comprimir aaltas presiones. En las botellas de acetleno el acetleno gas se almacena en un disolución enacetona a presiones relatvamente bajas. De esta disolución el acetleno sale si abrimos la botellade manera parecida al dióxido de carbono cuando abrimos una botella de agua con gas. Por ello lasbotellas de acetleno no pueden usarse tumbadas.
También explica por qué el acetleno se emplea como comburente en soldadurasu al ser uncompuesto “endotérmico” libera en su combustón no sólo la energía que hubiesen liberado loselementos sino además la energía que era necesaria para su formación.
2 C2H2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2 H2O ΔH = -1301 kJ/mol
(para su comparaciónu 4 C + 2 H2 → 4 CO2 + 2 H2O ΔH = -1074 kJ/mol)
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El acetleno no se suele sintetzar a partr de los elementos sino se utlizan otras vías. La vía clásicaes pasando por el carburo de calcio (CaC2). Este se obtene a partr de carbonato de calcio y carbónen un arco eléctrico a altas temperaturasu
2 CaCO3 + 3 C → 3 CO2 + CaC2 ΔH>0
El acetleno se genera en la reacción del carburo con aguau
CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + H-C≡C-H
Hoy en día se genera la mayor parte del acetleno a partr de gas natural. Este gas se quema a altastemperaturas (alrededor de 1.400 °C) en mezcla con cantdades estequiométricas de oxígeno. Lallama se enfría rápidamente con aceite. Así se congela el equilibrio obteniendo los productosendotérmicos. A temperaturas más bajas se conseguiría sobre todo hollín (una forma de carbono)e hidrógeno gas.
4 CH4 + 3 O2 → 2 C2H2 + 6 H2O
C2H2 2 C + H2 ΔH > 0
Los demás alquinos suelen tener menor importancia. A menudo se obtenen por síntesisespeciales.
El triple enlace C≡C es aún más reactvo que el enlace doble. Muchas de las reacciones que se dancon el enlace doble se dan también aún mas fácilmente con el enlace triple. Así se puede adicionaraguau
H-C≡C-H + H2O → [H2C=CH-OH] → H3C-CH=O
El primer producto formado, el alcohol vinílico, no es estable sino se reagrupa formandoacetaldehido.
También se puede hidrogenar. Según el catalizador empleado se obtiene como productofinal el alqueno o al alcano correspondiente:
H-C≡C-H + 2 H2 → H2C=CH2 + H2 → H3C-CH3
Aromáticos
Los sistemas “aromátcos” deben su nombre al olor característco de sus representantes massimples frente a los alcanos que casi no tenen olor. Lo característco de todos los sistemasaromátcos es que se trata de moléculas cíclicas con alteraciones de enlaces simples y dobles.Además se tene que tratar de sistemas planos. Esto permite que enlaces dobles y enlaces simplescambien su lugar sin cambiar la estructura de la sustancia. Dos estructuras que puedenintercambiarse por simple desplazamiento de enlaces se llaman “estructuras resonantes” o“estructuras mesoméricas”. La mesomería ayuda a estabilizar un sistema. Cuantas más formasmesoméricas se pueden formular más estabilidad relatva suele tener. Así los sistemas aromátcoscon mesomería son mas estables de lo que sería una molécula con tres enlaces dobles aisladas oen cadena abierta que no permite la mesomería. Para indicar dos formas mesoméricas se sueleindicar una flecha con doble punta. Para indicar que la “verdadera” estructura es un intermedioentre las dos formas mesoméricas a menudo también se escribe el sistema con un anillo en vez delos enlaces dobles.
El sistema aromátco más conocido es el benceno (C6H6)u
96Illustraton 39: diferentes manera de escribir la estructura delbenceno. Izquierda: formas mesoméricas; Derecha: indicación dela aromatcidad
Con técnicas como la difracción de rayos-X se puede determinar la densidad de los electrones enuna molécula. En las imágenes así obtenidas y también según los cálculos basados en las teorías deenlcace de orbital molecular se ve que todos las distancias entre todos los átomos de carbono sonidéntcos y que los electrones de los dobles enlaces forman nubes en forma de anillo por debajo ypor encima del plano de la moléculau
Las moléculas aromátcas son mas estables que sus isómeros con la misma cantdad de enlacesdobles y simples pero que no forman un sistema aromátco.
Para que una molécula sea aromátca debe cumplir con algunas característcasu
Debe tratarse de una molécula plana (al menos aproximadamente)
Debe haber 4n+2 electrones que partcipen en la mesomería. “n” es un número enterodesde 0 hasta infnito. Los electrones normalmente son electrones de dobles enlaces enorbitales “p”
pero también se pueden usar electrones de pares de electrones libres si tenemos otroselementos como oxígeno, nitrógeno o azufre en la molécula.
Entre los enlaces dobles o los pares libres debe haber exactamente un enlace simple parapermitr el desplazamiento de los electrones por mesomería
En la naturaleza se encuentran sistema aromátcos en muchos entornos. Así existen restosaromátcos en algunos aminoácidos. También encontramos sistemas aromátcos oheteroaromátcos en colorantes, sustancias como el cloroflo, la hemoglobina, el petroleo, elcarbón etc. También son la base del grafto y del grafeno donde encontramos sistemas aromátcospolicondensados unidimensionales.
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Ilustración 40: Benceno con las dos nubes de "electrones
π"
de http://www.chemgapedia.de
Además tenemos anillos aromátcos en los nanotubos – unos materiales avanzados que prometeninteresantes avances en electrónica y otros sectores. También se encuentran sistemas aromátcosalgo deformados en los llamados “fulerenos” - moléculas esféricas de carbono.
A parte de los sistemas aromátcos formados por hidrocarburos también existen sistemasaromátcos con heteroátomos donde estos susttuyen un átomo de carbono o aportan pares deelectrones libres al sistema de electrones π. El mas conocido es el tofeno, un ciclo de 5 eslabonesformado por 4 átomos de carbono y uno de azufre con 2 dobles enlaces. En sus propiedades seasemeja mucho al benceno. También existen anillos de 5 eslabones que tenen un oxígeno (furano)o un nitrógeno (pirol) en el ciclo.
Los grupos funcionales
Cualquier alteración sobre un hidrocarburo cambia su reactvidad o sus propiedades. Añadeentonces funcionalidades nuevas al hidrocarburo. Por esto se llaman “grupos funcionales”. Existeun amplio rango de estos grupos. Las sustancias que presentan estos grupos a menudo compartenalgunas característcas. En los siguientes capítulos se presentarán algunos de los grupos
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Ilustración 42: Estructura del grafto. Elgrafeno corresponde a una única capa delgrafto.
De: http://daten.didaktkchemie.uni-bayreuth.de/umat/modifkatonen-c2/c-modifkatonen.htm
Ilustración 41: El fulereno - unapelota formada por 60 átomos deC.
De:
http://es.wikipedia.org/wiki/Fullereno
Ilustración 43: Nanotubo de carbono - es comouna capa del grafto enrollada
De:http://fernandaaguilar108b.blogspot.com/2013/04/carbono-elemento-predominante-en-los.html
Illustraton 44: Diferentes maneras de escribirla molécula de tofeno
Illustraton 45: Formas de representar el pirol
Illustraton 46: estructuras mesoméricas del furano
funcionales mas importantes con las propiedades que otorgan a la molécula, su síntesis, sureactvidad y su uso.
Los hidrocarburos halogenados
Los hidrocarburos halogenados presentan un enlace carbono – halógeno. Por su reactvidadtenemos que distnguir entre los hidrocarburos alifatcos halogenados y los hidrocarburosaromátcos halogenados. Todos presentan enlaces C-X con X = F, Cl, Br, I. Como casi siempre el flúorocupa un lugar especial. El enlace C-F es especialmente fuerte debido al tamaño parecido de losdos elementos. Por ello los compuestos con enlace C-F son muy poco reactvos.
Frente a los hidrocarburos no susttuidos los compuestos halogenados correspondientes son masdifcilmente inflamables. Algunos bromuros orgánicos incluso se emplean como retardante defuego.
ObtenciónHay diferentes manera de obtener los hidrocarburos halogenados. Para los derivados del metanose suele usar la susttución radicalaria. En esta reacción se hace reaccionar una mezcla del alcanocon el halógeno (cloro o bromo). Por irradiación o elevada temperatura se induce la ruptura de unenlace halógeno-halógeno. Se forman así dos radicales (moléculas con electrones sin par). Estosradicales reaccionan con el metano formando el compuesto HX (X = Cl o Br) correspondiente y unradical metlo H3C. Este radical metlo puede atacar a su vez una molécula de halógeno X2
formando el el haluro de metlo H3CX además de un radical de halógeno. Con este se puede re-iniciar la cadena de susttución. Termina si se encuentran dos radicales que pueden combinarse.
La reacción no termina con una susttución sino según las condiciones de reacción puedensusttuirse todos los hidrógenos presentes.
En el caso del cloro y del metano se obtenen asíu
- H3CCl = clorometano o cloruro de metlo
- H2CCl2 = diclorometano o cloruro de metleno
- HCCl3 = triclorometano o cloroformo
- CCl4 = tetraclorometano
La reacción de formación del clorometano seríau
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Mientras que la reacción de los alcanos con los halógenos requiere una elevada energía deactvación la reacción de los alquenos con los halógenos es espontánea. Se produce una reacciónde adición que da dihalocompuestos. La reacción del bromo con el eteno por ejemplo da el 1,2-dibromoetanou
H2C=CH2 + Br2 → Br-CH2-CH2-Br
Los haloalcanos también se obtenen a partr de alcoholes y hidrácido por una reacción desusttución liberando aguau
R-OH + H-X → R-X + H2O
En los hidrocarburos aromátcos se pueden introducir los halógenos con una reacción catalizadapor ejemplo por hierro(III). El mecanismo es el de una “susttución electroflica”.
El halógeno mas difcil de introducir suele ser el flúor. Para ello se utlizan a menudo reacciones deintercambio de halógeno aprovechando la elevada energía del enlace carbono-flúor.
El tetrafluoretleno (el monómero del teflon) se obtene por ejemplo por intercambio de cloro porflúor en el clorformo y luego la pirólisis del clorodifluorometano obtenidou
HCCl3 + 2 HF → 2 HCl + HCF2Cl
2 HCF2Cl → 2 HCl + F2C=CF2
PropiedadesLos hidrocarburos halogenados son sustancias polares. Por ello son algo mas solubles en agua quelos hidrocarburos correspondientes. Sin embargo no tenen muy buena miscibilidad ya que nipueden aceptar ni dar puentes de hidrógeno y se suelen acumular en los tejidos grasos si llegan ala naturaleza.
En la naturaleza los hidrocarburos halogenados no son muy abundantes en los sistemas biológicos.En el ser humano practcamente el unico compuesto halogenado es la tro x ina (junto con susderivados) – una hormona fabricada por los troides que tene un enlace C-I. Por la escasez losmetabolismos de los seres vivos no suelen tener mecanismos específcos para degradar loshidrocarburos halogenados. Ello hace que tenen generalmente mala biodegradabilidad. Muchosalcanos halogenados y algunos aromátcos tenen potencial cancerígeno. Uno de ellos consospecha de potecial cancerígeno en el hombre es el clorformo. En el caso del tetraclorometanoestas sospechas están confrmadas. A menudo el efecto dañino no es provocado por el propiocompuesto sino por metabolitos formados en el cuerpo.
Los haloalcanos en general son menos inflamables que los hidrocarburos. El cloruro de metleno(CH2Cl2) es difcil de inflamar y el cloroformo no se inflama en absoluto. El efecto es aún mayor conlos bromuros. Estos se emplean incluso como retardantes de incendios.
UsosEl cloroformo se usó como anestésico. Muchos alcanos halogenados líquidos son buenosdisolventes. Se empleaban por ejemplo en tntorerías de lavado en seco. Sin embargo el uso serestringe cada vez mas debido a su posible toxicidad y problemas medioambientales.
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ΔT
El cloruro de vinilo (= cloroeteno; H2C=CHCl) es el compuesto del cual se obtene la PVC (cloruro depolivinilo). Es un compuesto con efectos adictvos y cancerígenos.
Los compuestos halogenados también son importantes intermedios en reacciones de síntesisorgánico.
El flúor a veces se introduce en las estructurasbioactvas para mejorar su comportamiento comomedicamento. Compuestos marcados con el isótopo18F se utlizan para determinar vías metabólicas odetectar trastornos metabólicos o tumorescancerígenos por PET (Tomografa de emisión depositrones).
Uno de los fluoruros orgánicos más usados en la vidacotdiana es el teflón (PTFE = politetrafluoretleno = -(F2C-CF2)n-) debido a su elevada resistencia al calor y subaja adhesión con otros materiales.
Los compuestos bromados se usan en tratamientoscontra incendios y como intermedios en la industriaquímica. También existen algunos colorantesbromados como la eosina.
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Ilustración 47: Imagenes de PET obtenidos conflúor marcado isotópicamente y combinados contomografa "normal". Se ve la actvidadmetabólica de un tumor en una vertebra.
Las funciones oxigenadas
Los alcoholes
Los alcoholes son compuestos que tenen un grupo -OH unido a un carbono con 4 enlaces simples.El nombre del alcohol deriva del hidrocarburo correspondiente y lleva como distntvo el sufjo ...ol.
Por la posibilidad del grupo -OH de formar puentes de hidrógeno los alcoholes tenen mejormiscibilidad con al agua que los alcanos. Los alcoholes más simples, el metanol y el etanolTambién su punto de fusión y de ebullición son mayores.
ObtenciónExisten diversos procesos de obtención de alcoholes. Antguamente el metanol se obtenía casiexclusivamente por destlación de la madera. En este proceso también se obtene carbón vegetalcomo residuo además de alquitrán y otros productos orgánicos. Hoy en día se puede formar apartr de una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno en presencia de un catalizadoru
2 H2 + CO → H3COH
El método clásico de obtención de etanol es la fermentación de azúcar (sacarosa = C 12H22O11) aetanol y dióxido de carbono por encimas de la levadurau
C6H12O6 → 2 CO2 + 2 C2H5OH
Una variante de este proceso se utliza también para obtener el pentanolu
Hoy en día los procesos industriales se basan normalmente en subproductos del petroleo o del gasnatural. Algunos de los procesos mas importantes sonu
oxidación catalítca de alcanosu
ejemplo metanolu 2 CH4 + O2 → 2 H3COH
adición de agua a alquenosu
ejemplo etanolu H2C=CH2 + H2O → H3C-CH2OH
Oxidación catalítca de los alquenos a poliolesu
ejemplo glicolu H2C=CH2 + H2O2 → HOH2C-CH2OH
En el laboratorio y para productos especiales se usa también la reducción de ésteres de ácidosgrasos con LiAlH4, NaBH4 o H2/catalizador transfriendo hidrógenosu
R-CO2-R' + 4 [H]→ R-CH2-O-H + H-O-R'
PropiedadesPor su grupo OH los alcoholes pueden dar y aceptar puentes de hidrógeno. Por ello los alcoholescon restos orgánicos pequeños (metanol, etanol) son miscibles con el agua. A partr del propanol lamiscibilidad es sólo parcial ya que empieza a prevalecer el carácter hidrofóbico del resto orgánico.
Al combinar carácter hidroflico y hidrofóbico los alcoholes son buenos disolventes polares. Losalcoholes ligeros son fácilmente inflamables al presentar puntos de ebullición bajos mientras quelos alcoholes de cadena muy larga o los polioles como el glicol o la glicerina tenen la presión devapor muy bajo a temperatura ambiente y son mas difciles de inflamar.
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UsosSegún el tpo de alcohol el uso es muy variable. En los últmos años se emplean cantdadescrecientes como combustble. En Brasil por ejemplo se añade una cierta cantdad de bio-etanol a lagasolina.
El metanol se utliza en la obtención de biodiesel a partr de grasa. También hay proyectos deinvestgación para usar el metanol en celdas electroquímicas e usarlo directamente en la obtenciónde energía eléctrica.
Los alcoholes además se usan como disolventes y como productos de partda en diversos procesosde síntesis orgánica. Los grupos OH están presentes también en muchos productos biológicoscomo los azúcares, algunos aminoácidos etc.
En medicina a menudo se utliza alcohol para esterilizar. Para ello debe tener una concentraciónmínima del 30 % aunque el óptmo se encuentra en el rango del 70 – 80 %. Aún en estasconcentraciones no elimina las esporas formadas por algunas bacterias. Los virus se eliminan sóloen parte y sólo con concentraciones elevadas de etanol. El mecanismo se debe a ladesnaturalización de las proteínas. El poder desinfectante aumenta con la cantdad de carbonos enla cadena, Desgraciadamente disminuye en la misma medida la tolerancia de la piel frente alalcohol. A parte de etanol el alcohol con el mayor potencial bactericida es el n-porpanol.
Los aldehídos
Si oxidamos un alcohol primario en condiciones suaves el alcohol carbono que porta el grupo OHse oxida y se convierte en aldehídou
R-CH2OH + [O] → H2O + R-CH(=O)
Reglau En una oxidación en química orgánica normalmente se produce una ganancia de oxígeno ouna pérdida de hidrógeno por parte de la sustancia oxidada.
Lo característco del aldehido es que contenen un oxígeno con un enlace doble hacia un carbonoque además porta un hidrógeno. Esto deja al carbono sólo un enlace libre. Por ello los gruposaldehido siempre están presentes en extremos de las cadenas de los hodrocarburos y jamas en elcentro o medio de sistemas cíclicos.
ObtenciónLos aldehídos pueden obtenerse por oxidación de los alcoholes primarios correspondientes con unoxidante suave. En el laboratorio el metanal o formaldehido H2C=O por ejemplo se puede sintetzara partr de metanol y óxido de cobre(II)u
H3C-OH + CuO → H2O + Cu + H2C=O
PropiedadesLos aldehídos de cadena corta son compuestos volátles ya que entre ellos no pueden formarpuentes de hidrógeno. Se trata de sustancias fácilmente oxidables. En la oxidación se obtenenácidos carboxílicos. También pueden ser reducidos a alcoholes o alcanos según el medio reductorempleado.
La posición del grupo carbonilo al fnal de la molécula hace que esta sea muy polar y puedaaceptar puentes de hidrógeno. Por ello los aldehídos con grupos orgánicos pequeños como elformaldehido H2C=O o el acetaldehido H3C-C(=O)H son miscibles con el agua.
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UsosUno de los aldehídos mas usados es el formaldehido o metanal (H 2C=O). Es producto de partda demuchos plástcos, entre ellos la melamina y la bakelita. También se usa para conservar muestrasbiológicas. Sin embargo se sospecha que el metanal puede provocar cáncer. A pesar de ello seutliza como medio desinfectante o para conservar muestras biológicas.
El aectaldehido es un producto de la metabolización del etanol. Se sospecha que interviene en laresaca después de las borracheras.
Los aldehídos además son productos de partda de otras clases de sustancias como iminas, oximasetc. En química orgánica son intermedios muy versátles en la síntesis de otras sustancias.
En las aldosas, un tpo de azúcares, también está presente un grupo aldehído.
Las cetonas
Si se oxida un alcohol secundario en vez de un alcohol primario se obtene una cetonau
R2CHOH + [O] → H2O + R-C(=O)-R
En contra de lo que pasa con los aldehídos en las cetonas ya no hay ningún hidrógeno unido alcarbono del grupo carbonilo (C=O). Por ello las cetonas son más estables frente a la oxidación quelos aldehídos.
ObtenciónLas cetonas se pueden obtener por oxidación de los alcoholes secundarios. También son productosde la termólisis de sales de ácidos carboxílicos. Para algunas cetonas como la acetona se handesarrollado procesos especiales debido a su importancia industrial.
Las cetonas con un grupo aromátco pueden obtenerse a partr de hidrocarburo aromátco y underivado de un ácido carbónico en presencia de un ácido de Lewisu
PropiedadesEl grupo C=O es un grupo polar con capacidad de aceptar puentes de hidrógeno. Por ello lascetonas simples como la acetona son miscibles con el agua. Su punto de ebullición sin embargo esmas bajo que el de los alcoholes correspondientes ya que entre las moléculas de las cetonas nohay posibilidad de formación de puentes de hidrógeno.
Las cetonas son mucho mas resistentes a la oxidación que los aldehídos. Sólo se pueden oxidar encondiciones muy drástcas rompiendo enlaces C-C. Sin embargo las cetonas pueden ser reducidas alos alcoholes o hidrocarburos correspondientes. Con hidruros complejos como el borhidruro desodio o el hidruro de lito (NaBH4 o LiH) además del hidrógeno en presencia de un catalizador seobtenen los alcoholes correspondientes. Si la cetona es asimétrica y el reductor quiral se puedenobtener los alcoholes quirales.
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Con hidrazina (H2N-NH2) se pueden reducir las cetonas hasta el alcano (Reducción según Wolf-Kischner). Lo mismo se consigue con cinc amalgamado en presencia de un ácido (Reducción segúnClemensen).
UsosLa acetona es la cetona mas común y se utliza tanto como disolvente como producto de partdapara la síntesis de diversos productos orgánicos. Lo mismo pasa con otras cetonas simples como lametl-etl-cetona (MEK = H3C-C(=O)-CH2-CH3).
Como se trata de un grupo de sustancias muy amplio encontramos en ello encontramos diversoscompuestos desde fármacos (p.ej. Ketoprofeno), compuestos biológicos como algunos azúcares(cetosas) o intermedios en síntesis de compuestos orgánicos como la ciclohexanona.
Los ácidos carboxílicos
Los ácidos carboxílicos contenen el grupo -CO2H – también llamado grupo carboxílico. El grupocarboxílico -CO2H siempre se encuentra al fnal de una cadena o ramifcación o como grupofuncional en un sistema aromátco. Se trata de compuestos ampliamente presentes en lanaturaleza. Forman parte de todos los seres vivos en aminoácidos, ácido cítrico del ciclo de Krebsetc. Muchos ácidos carbónicos tenen “nombres triviales” que hacen referencia a su presencia enla naturaleza. El ácido metanóico (H-CO2H) se llama también ácido fórmico porque antguamentese obtenía a partr de las hormigas. El ácido etanóico (H3C-CO2H) es mas conocido como ácidoacétco por el nombre del vinagre en latn del cual se aislaba.
Formalmente podemos ver los ácidos carboxílicos como productos de oxidación de los aldehidosu
R-CH(=O) + [O] → R-C(=O)-O-H
Los ácidos carboxílicos son ácidos débiles. Pierden el hidrógeno unido a oxígeno en entornosbásicos.
Obtención Los ácidos carboxílicos se pueden obtener por oxidación de alcoholes primarios o aldehidos. Elácido acétco por ejemplo se forma a partr del etanol si dejamos el vino entrar en contacto con elaire. El ácido acétco es el responsable del sabor ácido del vinagre.
También se obtenen por la reacción de alquenos con ozono rompiendo el doble enlace C=C. Encondiciones muy drástcas se pueden oxidar también los grupos metlo para transformarlos encarboxilatos.
Otro método es la obtención por hidrólisis de los ésteres. Esta reacción también se conoce como“saponifcación”. Ella y su reacción inversa – la esterifcación se verán mas detalladamente en elcapítulo de los ésteres.
Los compuestos organometalados como los compuestos grignard (R-MgX; X = Cl, Br, I) reaccionancon CO2 formando un enlace C-C. El resultado es la sal del ácido carbónico. El ácido se obteneacidulando con un ácido fuerteu
R-MgBr + CO2 → R-CO2-MgBr
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Illustraton 48: Ketoprofeno Illustraton 49:ciclohexanona
R-CO2-MgBr + HX → R-CO2H + MgBrX
Con medios fuertemente higroscópicos como el pentóxido de fósforo P2O5 se forman anhídiridosu
6 H3CCOOH + P2O5 → 2 H3PO4 + 3 H3C-C(=O)-O-C(=O)-CH3
PropiedadesLos ácidos carboxílicos son ácidos débiles. Pierden el hidrógeno unido a oxígeno en entornosbásicos. Los ácidos carboxílicos pequeños como el ácido metanóico o el ácido acétco son misciblescon el agua. Con restos mas grandes se vuelven rápidamente inmiscibles.
En líquido o en fase gaseosa los ácidos carboxílicos suelen formar dímeros de dos moléculas unidaspor puentes de hidrógenou
Las sales de los ácidos carboxílicos a menudo son inestables frente al calor. Se descomponenformando cabonato y cetona. Un ejemplo es la antgua síntesis de la acetona a partr del acetatode calciou
Ca(O2CCH3)2 → CaCO3 + H3C-C(=O)-CH3
UsosLos ácidos carbónicos forman una clase de sustancias muy numerosa que tene un espectro deusos igual de amplio. Algunos ejemplos del uso directo de ácido carboxílicos son ácido cítrico oácido acétco (H3CCO2H) como condimentos de la comida, ácido acetlsalicílico como medicamento,ácido ftálico como producto de partda en la síntesis de plástcos etc.
Illustraton 50: ácidocítrico
Illustraton 51: ácidoacetlsalicílico (= AASo aspirina)
Illustraton 52:ácido ftálico
También se utlizan las sales de los ácidos. Así el jabón es una mezcla de sales de sodio de diversosácidos grasos (ácidos carboxílicos con restos de cadena muy larga), el estearato de aluminio es unode los componentes del napalm o el propionato de sodio (NaO2CCH2CH3) como conservante en laindustria alimentcia.
Los ésteres
Los ésteres se producen por reacción entre un alcohol y un ácido, normalmente un ácidocarboxílico. En esta reacción se obtene el éster y además una molécula de agua. El proceso esreversible. Se trata de un equilibriou
R-O-H + H-O-C(=O)-R' R-O-C(=O)-R' + H2O
La reacción de la formación del ester también se llama “esterifcación”. Es catalizada por ácidos. Lareacción de vuelta es un tpo de hidrólisis también conocido como “saponifcación”. Se producesobre todo en medio básico. La base desplaza el equilibrio hacia los productos de la hidrólisis yaque forma una sal con el ácido y lo elimina de esta manera.
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ObtenciónLos ésteres están presentes en muchos compuestos naturales. El más importante es la grasa. Lagrasa es un éster entre glicerina y tres ácidos carboxílicos de cadena larga.
Técnicamente se pueden obtener por diversas reacciones siendo una de las mas importantes lareacción entre un alcohol y un ácido en presencia de un ácido fuerte y/o una sustanciahigroscópica. En vez del ácido también se pueden usar derivados de los ésteres del tpo “R-C(=O)-X” con X = Cl, Br, O-C(=O)-R. Estos derivados normalmente son mas reactvos que el propio ácido.Las reacciones son entonces mas rápidas. En el caso de los haluros del ácido se suele trabajar enpresencia de aminas terciarias para atrapar el HX que se forma como producto acoplado.
PropiedadesLos ésteres son compuestos polares pero no pueden dar puentes de hidrógeno. Su capacidadcomo aceptores de puentes de hidrógeno suele ser reducida por los grupos orgánicos quepresentan. Por ello no suelen ser miscibles con el agua. Sin embargo son miscibles con muchoslíquidos orgánicos. Su punto de ebullición es relatvamente bajo.
UsosEl uso del éster depende del alcohol y del ácido carbónico que han reaccionado. Elacetato de etlo por ejemplo se utliza ampliamente como disolvente. Esresponsable del olor característco de algunos pegamentos. Algunos esteres detamaño medio tenen olores y sabores muy característcos. Se encuentran comoaromas en muchas frutas. Como productos sintétcos se utlizan comosaborizantes.
También hay muchos ésteres que se usan como fármacos. Uno de los masconocidos es la “aspirina” (ácido acetlsalicílico), un ester entre el ácido salicílicoque con su grupo hidroxilo funciona como alcohol y el ácido acétco.
En la naturaleza destacan como ésteres las grasas. Se trata de compuestosformados por glicerina y
tres ácidos carboxílicos. Su fórmula general esu
En las grasas saturadas tenemos presentes ácidos carboxílicos con largas cadenas sin doblesenlaces. Las grasas insaturadas sin embargo están formadas por glicerina y ácidos grasos condobles enlaces. En las grasas naturales los dobles enlaces siempre tenen forma “cis”.
Muy ligado a las grasas son los lípidos. En ellas tenemos casi la misma estructura aunque laglicerina sólo ha formado ésteres con 2 de los tres grupos OH. EN el últmo grupo se encuentraunido un grupo polar. Con esta estructura los lípidos forman las membranas de las células.
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Dibujo 2: Estructura de una grasa saturada
Illustraton 53: El olorcaracterístco de algunosdisolventes se debe al uso deésteres (acetato de etlo)como disolvente
Los éteres
En los éteres dos grupos orgánicos están unidos por un átomo de oxígeno. Su fórmula general espor lo tanto R-O-R´. Los dos grupos orgánicos pueden ser idéntcos en cuyo caso tenemos un étersimétrico o diferentes. En los átomos de carbono que están unidos a este oxígeno no debe haberningún otro átomo ni de oxígeno ni de nitrógeno ya que entonces tenemos otra clase desustancias.
Un caso especial son los éteres cíclicos de 3 eslabones, los epóxidos. Son altamente reactvosdebido a la alta tensión en el anillo. Se usan como precursores en la industria química y formanparte de algunos pegamentos.
ObtenciónFormalmente los éteres están formados por un alcohol dónde el hidrógeno del grupo OH essusttuido por un grupo orgánico. Habitualmente se obtenen a partr de un alcoholato y un haluroorgánico. Esta reacción se conoce como la síntesis de éteres según Wiliamsonu
R-O-Na + R´-Hal → R-O-R´ + NaHal
Algunos éteres simétricos como el dietleter se obtenen también al calentar el alcoholcorrespondiente en presencia de un ácido fuerte como catalizador y medios disecantes paraatrapar el agua formadau
2 R-O-H → R-O-R + H2O
PropiedadesLos éteres pueden acetar puentes de hidrógeno pero no son donores de puentes de hidrógeno. Losgrupos orgánicos a menudo difcultan el acercamiento del agua al oxígeno. Por ello la solubilidadde los éteres en agua suele ser escasa. Una excepción son algunos éteres cíclicos como el THF(tetrahidrofurano (CH2)4O) o el dioxano (O(C2H4)2O).
Los éteres como el dietléter (H5C2-O-C2H5) suelen evaporarse fácilmente. Sus vapores son másdensos que el aire y se acumulan preferentemente en las partes bajas de las salas. Si hay fuentesde ignición cerca causan explosiones e incendios.
En presencia de luz y oxígeno muchos éteres forman hidroperóxidos con grupos H-O-O-... Estos sonaltamente explosivos y han causado ya una gran cantdad de accidentes laborales. Por ello en eltrabajo con éteres, especialmente si estos se destlan, siempre hay que comprobar que están libresde peróxidos y hay que guardarlos en frascos oscuros preferentemente sobre KOH o sodio metal.
UsosLos éteres se utlizan como disolventes, aromatzantes, narcotzantes, detergentes, aditvos de lagasolina etc. Además son intermedios o productos de partda en síntesis orgánica. Los éterescíclicos de 3 eslabones se conocen como “epóxidos” y son productos intermedios importantes dela industria química. El ciclo se abre fácilmente por ataque nocleoflico. En esto se basan porejemplo la base de las resinas epoxi.
Los grupos nitrogenados
Las aminas
Las aminas son derivados del amoniaco. En ellas al menos un hidrógeno ha sido susttuido por ungrupo de carbono. Podemos distnguir entre aminas primarias con un grupo R-NH 2 (R = cualquier
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[H+]
grupo orgánico que no sea H), aminas secundarias R2NH y aminas terciarias R3N. Con 4 restosorgánicos se obtenen los amonios cuaternarios R4N+.
ObtenciónLas aminas pueden obtenerse por reacción de alcanos halogenados con el amoniaco o susderivados en una reacción de susttuciónu
R-CH2-X + NH3 → R-CH2-NH2 + HX
En la misma reacción se forman aminas primarias, secundarias y terciarias ya que el par libre deelectrones sobre las aminas formadas puede seguir reaccionando con mas haloalcano. Incluso sepueden formar amonios cuaternarios. Así que después de la reacción hay que separar la mezclaobtenida.
El mecanismo de la reacción es el de una “susttución nucleoflica”. Ello signifca que una sustanciacon carga parcial o total negatva ataca un carbono con carga parcial positva. En este caso lapartcula con carga negatva es el nitrógeno con su par de electrones libres que presenta unaelevada densidad de electrones. El carbono positvo es el carbono del haloalcano. El halógenocomo elemento electronegatvo atrae el par de electrones del enlace simple C-Hal hacia si. Así enel carbono se crea una carga parcial positva. Esta atrae el par de electrones libres del nitrógeno. Almismo tempo que se forma el enlace C-N se libera el halógeno como halogenuro.
La amina formada a su vez puede atacar de nuevo un haloalcano repiténdose la reacción. Por elloes poco selectva y se obtene una mezcla de aminas primarias, secundarias, terciarias y hastaamonio cuaternario.
Por ello se han desarrollado otras técnicas como la reacción con una sal de la ftalimida y posteriorhidrólisis. El resultado es selectvamente una amina primaria y el ácido ftálicou
También selectva es la reducción de una imina p.ej. con borhidruro de sodio (NaBH 4) o conhidrógeno elemental en presencia de un catalizador. En esta reacción se suelen obtener aminassecundarias.
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PropiedadesLas aminas con restos orgánicos pequeños suelen ser solubles en agua ya que pueden aceptarpuentes de hidrógeno. El nitrógeno en las aminas está en el centro de un tetraedro algodistorsionado formado por los tres restos orgánicos o hidrógenos respectvamente y en la últmapunta el par de electrones libre. En agua forman disoluciones básicas.
Una amina con un resto aromátco es la anilina (C6H5NH2). La presencia del grupo fenil baja labasicidad de la amina.
UsosMuchas aminas son sustancias de partda en la industria química. Especialmente la anilina y susderivados son compuestos de partda importantes en la síntesis de colorantes y de medicamentos.También se usan aminas en la obtención de plástcos como algunas poliamidas o poliuretanos.
En la naturaleza el grupo amino está presente en muchos compuestos desde las bases que formannuestro ADN, los aminoácidos que forman las proteínas y los alcaloídes como la cafeína, cocaína,estriqunina etc.
Las iminas
ObtenciónLas iminas se obtenen por reacción de un carbonilo (aldehido o cetona) con una amina primaria.En el proceso se libera además aguau
La reacción es catalizada por protones y pasa por el ataque nucleoflico de la amina al carbono delgrupo carbonilo.
PropiedadesEl nitrógeno de las iminas puede aceptar puentes de hidrógeno. Por ello las iminas con gruposorgánicos pequeños suelen ser solubles en agua.
Las iminas pueden hidrolizarse en una reacción inversa a su formación. Esta reacción se favoreceen condiciones ácidas ya que el ácido forma una sal con la amina y esta sal elimina amina delequilibrio.
El par libre de electrones de la imina apunta en el mismo plano que los enlaces hacia fuera. Enquímica inorgánica esto se utliza empleando las iminas en “compuestos de coordinación”.
UsosAlgunas iminas forman compuestos con metales que son solubles en disolventes orgánicos. Ellopermite extraer estos metales de disoluciones acuosas. Para el cobre por ejemplo se utlizan iminasderivadas del aldehido salicílico o de la 2-hidroxi-acetofenona. Variando el grupo R se puedencambiar la estabilidad del compuesto obtenido y adaptarlo al proceso de extracción empleado.
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Las iminas están además presentes en muchos catalizadores, medicamentos y sustanciasbiológicas.
Las oximas
Las oximas son “parientes” de las iminas. En ellas el nitrógeno está unido por una parte con unenlace doble a un carbono y con el enlace restante se une a un grupo OH. Por ello son derivadosde la hidroxilamina (H2N-OH)
ObtenciónLas oximas se obtenen en analogía a las iminas por reacción de un grupo carbonilo conhidroxilaminau
El conjunto del grupo, los dos restos R y R´, el carbono central, el nitrógeno y el oxígeno unido alnitrógeno, es plano. El grupo no puede rotar por el eje C=N. Por ello si R y R´son diferentes seforman dos isómeros con el grupo OH apuntando hacia R y hacia R´respectvamente.
PropiedadesDebido al grupo =N-OH que es tanto donor como aceptor de puentes de hidrógeno las oximas conrestos orgánicos pequeños son solubles en el agua. La solubilidad disminuye cuanto mas grandes yapolares son los restos orgánicos.
En presencia de agua las oximas pueden hidrolizar lentamente. La hidrólisis es la inversión de lareacción de su formación. Al igual que la formación es más rápida en presencia de ácido.
UsosLas oximas forman compuestos con algunos metales que son solubles en disolventes orgánicos.Ello permite extraer estos metales selectvamente de una disolución. También se utlizan enquímica analítca para determinar iones de metales. La oxima más conocida en este sentdo es ladimetlglioxima (=diglyme) que forma con el níquel(II) un compuesto rojo insoluble en aguau
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Illustraton 58: Reacción de iones de níquel(II) con dimetlglioxima
Illustraton 55: imina delaldehido salicílico Illustraton 54: complejo formado
entre el cobre y la imina delaldehido salicílico
Ilustración 57: Formación de las iminas a partr de carbonilo y hidroxilaminaIlustración 56: Formación de las iminas a partr de carbonilo y hidroxilamina
Esta reacción se usa en química analítca para la determinación cualitatva y gravimétrica delníquel.
Las oximas también son intermedios en la industria química, por ejemplo en la obtención de lacaprolactama que a su vez es un compuesto de partda en la obtención de algunos poliamidas(véase capítulo sobre polímeros).
Las amidas
Las amidas son compuestos derivados de un ácido carbónico y una amina primaria, secundaria oamoniaco. Tienen como grupo funcional la formación R-C(=O)-NR2. En el grupo amida tanto elcarbonilo como el nitrógeno con sus susttuyentes son planares y se encuentran en el mismoplano. La rotación por el enlace C-N está impedida. La razón es la mesomería posible en este grupofuncional. Esta otorga un cierto carácter de enlaces doble al enlace C-Nu
Las amidas cíclicas se conocen como lactamas.
El grupo amida puede hidrolizarse en presencia de agua y ácido como catalizador. El resultado delhidrólisis son la amina y el ácido.
ObtenciónLas amidas se pueden obtener a partr de un ácido o sus derivados y una amina liberando aguau
Normalmente el proceso pasa por la sal entre el ácido y la amina que se calienta y libera el agua.También se pueden usar derivados “actvados” del ácido como es el cloruro de ácido. En este casose libera HCl. Para atrapar el HCl se puede trabajar con un exceso de amina o usar una amina comola piridina (C5H5N) como disolvente.
UsoLas amidas están presentes en muchos plástcos (poliamidas, p.ej. Nylon o Kevlar) y en lasproteínas. También encontramos el grupo amida en algunos disolventes como la dimetlacetamida(H3C-C(O)-N(CH3)2)
Los nitrilos
En el grupo nitrilo un carbono está unido por un triple enlace a un nitrógeno (-CN). Se puede vercomo un derivado de los ácidos carbónicos ya que el carbono tene el mismo número de oxidaciónque en los ácidos. Los nitrilos son poco frecuentes en la naturaleza pero se trata de intermedioshabituales en química orgánica. Así se pueden transformar fácilmente en ácidos por hidrólisis enun ambiente alcalino o ácidou
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Por reducción con hidrógeno en presencia de un catalizador se obtenen aminasu
Obtención
Los nitrilos pueden ser sintetzados por adición del ácido cianhídrico a enlaces doblesu
R2C=CR2 + H-C≡N → HR2C-CR2-C≡N
También se pueden obtener por susttución de un haluro con cianurou
H3CI + NaCN → NaI + H3CC≡N
O por oxidación de un grupo metlo en presencia de amoniaco y un catalizador (normalmentepaladio o platno)u
2 R-CH3 + 2 NH3 + 3 O2 → R-C≡N + 6 H2O
De importancia toxicológica son las cianhidrinas que se forman en una reacción de equilibrio entrecianuro y un grupo carbonilou
Debido al equilibrio pueden liberar cianuro. Las cianhidrinas están presentes en algunos productosnaturales como las almendras amargas y su ingesta en gran cantdad puede provocarintoxicaciones incluso letales.
Usos
Algunos nitrilos como el acetonitrilo se usan como disolventes. Otros son intermedios dereacciones. Por ejemplo por hidrólisis se pueden transformar en ácidos carboxílicos, por reducciónen aminas etc. El acrilnitrilo es el monómero del poliacrilnitrilo, un polímero transparente que seusa a menudo en vez de vidrio. Los nitrilos monoméricos a menudo son tóxicos.
Los cianhidrinas pueden ser intermedios en la síntesis de aminoácidos en el laboratorio.
El grupo nitro y los nitritos orgánicos
En el grupo nitro un nitrógeno está unido a un carbono y dos átomos de oxígeno (-NO 2). Contenepor lo tanto un nitrógeno pentavalente. Son isómeros de los nitritos orgánicos. Estos tenen elgrupo R-O-N=O y por lo tanto presentan un nitrógeno trivalente sin enlace directo N-C. Son ésteresdel ácido nitroso.
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ObtenciónEn los hidrocarburos aromátcos el grupo nitro se introduce fácilmente por reacción con unamezcla de ácido nítrico y ácido sulfúrico. Esta mezcla se conoce también como “ácido de nitración”.
Los grupos nitro sobre restos alifátcos (grupos alcanos) se pueden generar por susttución de unhalógeno por nitrito aunque normalmente se forman mezclas entre compuestos nitro y el nitritoorgánico correspondiente.
Usos
Los grupos nitro están presentes en algunos medicamentos y también se utlizan como intermediosen la síntesis de fármacos ya que son fácilmente reducibles al grupo amino correspondiente. Enmedicina los nitritos orgánicos se conocen sobre todo por su efecto vasodilatador. El mas conocidoes el nitrito de isoamilo (= nitrito de isopentl; O=N-O-(CH2)2CH(CH3)2). Al aumentar el tamaño delos vasos sanguíneos baja la presión sanguínea. Antguamente se usaba en el tratamiento deAngina péctoris (hoy se utlizan disoluciones diluidas de nitroglicerina). También transforma unaparte de la hemoglobina en methemoglobina oxidando el hierro de hierro(II) a hierro(III). Estetene una mayor afnidad a los iones ciano (CN -) y por ello se empleaba en tratamientos deintoxicación por cianuros. Otros nitritos orgánicos tenen efectos parecidos.
Los mecanismos de reacción
La química orgánica normalmente no consiste sólo en tener sustancias, nombrarlas y conservarlassino en usarlas y transformarlas. Las transformaciones también ocurren en los ambientesnaturales. Si entendemos cómo de una sustancia se generan otros productos podemos predecircómo se comportará en un ambiente natural. Estas transformaciones suelen seguir unas ciertasreglas y se entenden conociendo el mecanismo de transformación. Como mecanismo de reacciónse entende la secuencia de interacciones entre las moléculas que fnalmente lleva a los productosfnales. Se clasifcan según el tpo de interacción y/o según el tpo de partculas involucradas.
Aquí veremos una pequeña selección de los mecanismos mas importantes en química orgánica.
Reacciones radicalarias
En las reacciones radicalarias tenemos mecanismos de reacción que transforma una sustancia enotra mediante radicales libres. En la naturaleza se observan procesos radicalarios por ejemplo ensustancias orgánicas por irradiación con rayos UV.
Los radicales libres son sustancias muy inestables de alta energía. Normalmente no se puedentener en forma de sustancia sino se trata de intermedios de reacción con una vida media de
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Ilustración 59: Reacción de nitración del benceno. El ácido sulfúricocataliza la reacción y atrapa el agua formado.
milisegundos o menos. En este tempo o reaccionan con otras moléculas o se combinan con otrosradicales para formar sustancias mas estables.
En el laboratorio se pueden generar a partr de sustancias precursores como los peróxidosorgánicos como el peróxido de benzoílo (C6H5-C(O)-O-O-C(O)C6H5) o aplicando luz a sustancias querompen fácilmente enlaces o que se pueden ionizar.
Los peróxidos orgánicos rompen fácilmente el enlace O-O, por ejemplo calentandolos. Cadaoxígeno se queda con uno de los electrones del enlace. Una ruptura de este tpo se llama “rupturahomolítca” frente a las “rupturas heterolítcas” conde uno de los átomos de un enlace covalentese queda con los dos electrones del enlace y el otro se queda sin electrones formando así dosiones.
Otro precursor en el laboratorio es el bromo elemental. Por irradiación con luz la molécula dedibromo Br2 se rompe en dos radicales de bromo Br. En la técnica también se utliza cloroelemental.
La susttución radicalariaEs uno de los pocos mecanismos para atacar y convertr los hidrocarburos alifátcos en otroscompuestos e introducir en ellos grupos funcionales. La susttución radicalaria es una reacción encadena. La hemos visto en el capítulo sobre los hidrocarburos alifátcos. A partr de unos radicalesiniciales se generan constantemente nuevos radicales. La cadena sólo termina cuando dosradicales reaccionan entre si.
En las reacciones de fnal de la cadena radicalaria se puede volver a formar el cloro como productoinicial, el clorometano como producto deseado ademá de etano.
En general las reacciones radicalarias son poco selectvas. Es casi imposible obtener un únicoproducto ya que el clorometano formado a su vez puede ser atacado por un radical de cloroformando así sucesivamente diclorometano (=cloruro de metleno, CH2Cl2), tricloromentano (=cloroformo, CHCl3) y tetraclorometano (CCl4). Ello se debe a la elevada reactvidad de los radicalesinvolucrados que reaccionan con cualquier sustrato sin importar mucho su estructura o fórmula.
La selectvidad de las susttuciones radicalarias aumenta con la estabilidad de los radicalesinvolucrados. Los radicales son partculas con defciencia electrónica. Por lo tanto son mas establescuanto menos electronegatvo es el elemento que porta el radical. Un susttuyente con posibilidadde aumentar la densidad electrónica sobre el centro radicalario aumentará por lo tanto suestabilidad. Estos susttuyentes se llaman “susttuyentes +I”. +I es una abreviatura para “efectoinductvo positvo”. Ejemplos de grupos con efecto inductvo positvo son los grupos alquilo.
Si comparamos por lo tanto la estabilidad de los radicales con un número creciente de gruposmetlo sobre el centro radicalario observamos el siguiente orden en su estabilidadu
También son mas estables si se pueden escribir varias formas mesoméricas. Recordemos que lasformas mesoméricas son estructuras de una sustancia que se distnguen sólo por la posición de losenlaces dobles y enlaces simples. La estabilización mesomérica e a menudo más efciente que laestabilización por el efecto inductvo. Así el radical trifenilmetl es incluso estable a temperatura
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ambiente. En la siguiente ilustración se ve la estabilización del radical por un sólo resto fenil. Lomismo se produce con los demás anillos.
La sustitución nucleofílica
Si el carbono está unido a susttuyentes mas electronegatvos adquiere una carga parcial positva.Es como si “viésemos” algo del núcleo del átomo. Estos átomos atraen las cargas negatvasparciales o totales de otros reactvos. Estos reactvos se llaman “reactvos nucleoflicos” ya que lesatrae la carga positva del núcleo.
En algunos casos es posible que el sustuyente electronegatvo que hay sobre el átomo de carbonose sale con el par de electrones que lo unía al carbono formando un anión. Atrás queda un catóncon carga positva sobre el carbono. Este “carbocatón” es estabilizado o por grupos electrodadoresque aumentan la densidad electrónica sobre el carbono o por grupos que pueden estabilizar elcarbocatón por efectos mesoméricos.
Grupos electrodadores son sobre todo grupos alquilo. Los carbonos de los grupos alquilo atraenligeramente el par de electrones que los une a los hidrógenos aumentando ligeramente la carganegatva que hay sobre ellos. Esta carga la pasan parcialmente a los carbonos adyacentes. Si elcarbono adyacente es un carbocatón se ve disminuida parcialmente su carga positva que ayuda aestabilzarlo.
Un grupo que estabiliza muy bien las cargas positvas es el grupo fenil. El grupo fenil permitedeslocalizar la carga positva al anillo aromátco en 3 formas mesoméricas. Por ello el bromuro debenzilo BrH2CC6H5 disocia parcialmente en Br- y C6H5CH2
+u
La carga positva del carbocatón formado atrae cargas negatvas como la de un par de electroneslibres de un alcohol. En este caso se forma un oxonio con dos restos orgánicos que se estabilizaliberando un H+u
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Ilustración 61: Formación de benziléter a partr de bromuro de benzilo como ejemplo de una reacción SN1.
Ilustración 60: Disociación del bromuro de benzilo con estabilización del carbocatón formado por mesomería.
Como productos fnales de la reacción se ha obtenido un benziléter y HBr.
Las reacciones de susttución que pasan por la formación de un carbocatón se llaman reacciones“SN1”. SN hace referencia a que se trata de una reacción de Susttución Nucleoflica. 1 hacereferencia a que en el paso importante sólo hay una molécula involucrada en el proceso, en estecaso el bromuro de benzilo.
Si no se puede estabilizar el carbocatón el mecanismo de la reacción nucleoflica es diferente. Setene que acercar la sustancia nucleoflica al carbono que lleva un susttuyente electroflico y quepor lo tanto presenta una carga parcial positva. Al acercarse con un par de electrones estasinteractúan con la carga positva del carbón y empieza a formarse un enlace covalente al mismotempo que se rompe el enlace con el susttuyente electronegatvo. En este caso el ataque siemprese producirá desde el lado opuesto al susttuyente electroflico. La reacción pasa por un intermediotrigonal-planar para terminar en una forma de carbono tetraédricau
Como en el mecanismo interactúan al mismo tempo 2 moléculas se conoce también comomecanismo “SN2”.
La susttución electroflica
La susttución electroflica se da sobre todo en los sistemas aromátcos. En ellos existe una carganegatva elevada en forma de los enlaces π encima y debajo del anillo aromátco. Hemos visto yaalgunas susttuciones electroflicas como las reacciones Fiedel-Crafts que permiten formar cetonasaromátcos o las nitraciones.
A menudo las susttuciones electroflicas requieren un ácido de Lewis como catalizador. Esteaumenta la carga positva en el electróflo al unirse con algún par de electrones libres. La cargapositva aí generada se estabiliza por interacción con el sistema π del sustrato aromátco. En unprimer momento se forma un intermedio llamado “complejo π” donde el electrófilo interactúa conel sistema π sin estar necesariamente unido a alguno de los carbonos en concreto.
En el siguiente paso el primer intermedio evoluciona formando un enlace simple entre el electrófiloy uno de los carbonos del sustrato aromático. Se queda una carga positiva que es delocalizada en elsistema π restante. Esta sustancia así formada se llama “complejo σ” ya que se ha formado unenlace sigma entre el sustrato y el electrófilo.
Este intermedio se estabiliza eliminando un hidrógeno en forma de protón. En este paso se regenerael sistema aromático inicial.
Las adiciones
Como adición se denominan reacciones donde se forma una molécula a partr de dos moléculasprecursoras. Normalmente las reacciones de adición se realizan con sustratos insaturados comoalquenos o alquinos.
El mecanismo de la adición puede ser tanto electroflico o nucleoflico como radicalario. La adiciónelectroflica se observa por ejemplo en la reacción del bromo con alquenos. En esta reacción en un
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primer paso la molécula de bromo se acerca al dobre enlace C=C. Por la carga negatva de loselectrones π en el enlace doble la molécula de bromo se polariza. Al mismo tempo que se formaun ión cíclico se libera un bromuro.
Este bromuro puede atacar como nucleóflo al bromonio cíclico. Se forma una sustanciadibromada. El mecanismo es importante para predecir qué conformación relatva van a tener losdos carbonos bromados. Así el cis- y el trans-2-buteno dan lugar a la formación de isómeros.
En presencia de ácido como catalizador se pueden añadir también agua o alcoholes a los alquenos.En un primer paso se añade un protón al par de electrones del enlace doble. Se forma uncarbocatón que a su vez es atacado pro un par de electrones libre del oxígeno de un grupo OH. Eloxonio formado libera un protón y se obtene un alcohol o un éter respectvamente.
La eliminaciones
Las reacciones de eliminación son en principio las reacciones inversas de las adiciones.Normalmente el resultado de una eliminación es un alqueno o un alquino. Al igual que en el casode las adiciones también en las eliminaciones hay diferentes mecanismos posibles.
Las reacciones electrocíclicas
Las en las reacciones electrocíclicas se suelen formar compuestos cíclicos a partr de compuestosinsaturados. En bioquímica tenen especial importancia en la síntesis de terpenos o de por ejemploel colesterol a partr de ácidos grasos. En este caso se trata de una reacción electrocíclica encadena.
→
De carácter se trata a menudo de reacciones de adición aunque no se nota mucho si se desarrollade forma intramolecular.
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Las moléculas de importancia biológica
Desde la aparición de la vida en la terra los sistemas biológicos y geológicos están estrechamenteligados. Los seres vivos influyen en la formación de rocas y sedimentos y rocas, suelos y otrosentornos geológicos son de importancia vital para los seres vivos. Los conocimientos básicos detoxicología son importantes para por ejemplo poder evaluar los riegos geológicos debido a laexplotación o presencia de algunos minerales.
Algunas sustancia de mucha importancia económica y que se encuentran en entornos geológicoscomo el carbón, el petroleo o el gas natural son de origen biológico.
Por estas interacciones y dependencias conviene que los geólogos tengan al menos unas nocionesbásicas sobre los procesos y las sustancias biológicos y bioquímicos que son el fundamento de lavida.
Las sustancias biológicas mas abundantes en los seres vivos se dividen en 3 clasesu
• lípidos o grasas
• sacáridos
• proteínas
Las demás sustancias como hormonas, vitaminas, neurotransmisores, ADN, ARN, ATP etc. conexcepción de la lignina (una sustancia que da estructura y frmeza a las plantas) suelen ser menosabundantes. Esto no signifca que tenen menor importancia pero por razón de tempo y espaciono pueden ser tratados en esta guía. Se recomienda buscar en la bibliografa informaciónrelacionada a estas sustancias.
Los lípidos
Como lípidos o grasas se denominan los ésteres enter glicerina y ácidos grasos. Los ácidos grasosson ácidos carboxílicos con restos de cadenas muy largas. Estas cadenas tenen carácterhidrofóbico mientras que el lado del grupo ester tene carácter hidroflico. Este carácter se puedereforzar introduciendo grupos polares. Esto ocurre por ejemplo en los fosfolípidos. En ellos laglicerina porta además de dos grupos de éster con ácidos carboxílicos un grupo éster con un grupofosfato que además puede llevar un resto orgánico con un amonio cuaternario, la lecitna H-O-CH2-CH2-N(CH3)3
+. Esta estructura hace que los fosfolípodos se orientan preferentemente con los restosde los ácidos grasos en una dirección mientras que el resto polar se orienta hacia el agua. De estamanera de forman capas dobles de fosfalípidos. Estas capas dobles son al mismo tempo flexibles eimpermeables para el agua. Las membranas que rodean las células están hechas por este tpo deestructuras.
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Los triglicéridos o grasas tenen además una función diferenteu las células las emplean comodepósitos de energía a largo plazo. Se trata de unas de las moléculas con mayor densidadenergétca. Por ello permiten almacenar en un volumen pequeño y y una masa relatvamente bajala energía en exceso de la cual puede disponer un ser vivo en un momento dado o pasar energía asus “descendientes” como semillas o huevos.
Sin embargo la energía almacenada en las grasas no es accesible en un corto plazo ya las grasasdeben ser transformado por el organismo antes en azúcares y sólo en esta forma sirven paragenerar cantdades mayores de ATP (trifosfato de adenina) que es la principal molécula queproporciona energía a los procesos celulares.
Por ello los depósitos “rápidos” de energía suelen ser formados por sacáridos.
Las grasas se pueden presentar en forma de sólidos y en forma de líquidos. En las grasas sólidassuele haber una cantdad mayor de ácidos grasos saturados mientras que en las aceites hay unacantdad elevada de ácidos grasos insaturados (= con dobles enlaces). En general es mas fácilcristalizar grasas saturadas que insaturadas. Su punto de fusión es mas bajo.
Ello se debe a que es mas fácil ordenar las cadenas largas y flexibles saturadas que las cadenas quecontenen un enlace doble y por lo tanto fuerzan una determinada geometría en este lugar.
En los aceites naturales la confguración de los enlaces dobles siempre es “cis”. En bioquímia ellugar del enlace doble se indica con un número contando desde el fnal de la cadena de carbonos.Un ácido graso insaturado “omega-3” tene por lo tanto una insaturación en el tercer enlacecontando desde el últmo enlace de la cadena. “Omega” como últma letra del alfabeto griegoindica que hay que contar desde el fnal de la cadena y no desde el grupo carboxilo.
Existen también ácidos grasos poliinsaturados. En ellos se encuentra mas de un enlace doble.
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Illustraton 62: Esquema de un fosfalípido. Como se ve en el dibujo la confguración delos enlaces dobles de los ácidos grasos suele ser "cis". (1) simboliza la “cabeza”hidroflica mientras que (2) se refere a los restos hidrofóbicos.
Los sacáridos
Los sacáridos se conocen también como glúcidos, carbohidratos o comúnmente como “azúcares”.Se suele tratar de sustancias con la fórmula Cn(H2O)m que tenen al menos un grupo aldehido o cetoy dos grupos hidroxi. Muchos de los miembros simples de esta familia tenen un sabor dulce.
El azúcar mas simple es la
En los seres vivos los sacáridos sirven sobre todo como fuentes de energía y almacén de energía acorto plazo. Algunos sacáridos como la celulosa en las plantas o la quitna en los artrópodos tenentambién función estructural.
Por su estructura química se distnguen entre monosacáridos, disacáridos, oligosacáridos ypolisacáridos. Ello hace referencia a la cantdad de cadenas de carbono que se encuentran unidospor oxígenos.
Unos de los monosacáridos mas importantes son la glucosa y la fructosa. Los dos se describen conla fórmula molecular C6(H2O)6. Por lo tanto se trata de isómeros. La principal diferencia reside enque la glucosa se puede describir con una forma con grupo aldehido mientras que la fructosapresenta un grupo ceto. Por ello la glocosas pertenece a las llamadas “aldosas” mientras que lafructosa es un representante de las “cetosas”.
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Ilustración 64: Estructuras de cadena abierta de laglucosa (izq.) y de la fructosa (der.)
Ilustración 63: ácido esteárico (izquierda), ácido linoléico(centro) y ácido oléico (derecha) como ejemplos de ácidosgrasos saturados, monoinsaturados y poliinsaturados.
Las estructuras que se ven en las fórmulas arriba sin embargo no son las formas mas estables delos azúcares. En disolución acuosa uno de los grupos OH puede atacar como nucleóflo al grupocarbonilo. El hidrógeno migra después al oxígeno que antes pertenecía al grupo aldehido. Se formade esta manera un carbono que porta al mismo tempo un grupo éter y un grupo OH. Este nuevogrupo funcional se llama “semiacetal” si procede del grupo aldehido o “semicetal” si se genera apartr de un grupo ceto. La molécula formada en estos caso es cíclicau
La situación total para la glucosa es incluso mas compleja ya que según el grupo hidroxi que se usaen la formación del semiacetal se pueden formar ciclos de 5 o de 6 eslabones y hay una diferenciasi el ataque nucleoflico se produce desde “arriba” o desde “abajo” en el grupo carbonilo ya que seforman dos enantómeros diferentes del carbono del semiacetal y junto con los átomos quirales yapresentes corresponden a diaestereómeros que es un tpo especial de isomería.
Existen éteres cíclicos mas simples de 5 y de 6 eslabones. Estos se llaman “furano” y “pirano”. Lasformas cíclicas de los azúcares que forman anillos de 5 eslabones se llaman en consecuencia“furanosas” y los de 6 eslabones “piranosas”. Con ello tenemos un cuadro de 5 formas de laglucosa que en disolución están todas en equilibrio. 2 son furanosas, 2 piranosas y una la forma decadena abiertau
En los azúcares no sólo se pueden formar los semiacetales por reacción nucleoflica intramolecularsino el grupo OH del semiacetal puede ser susttuido por un nuevo ataque nucleoflico de otrogrupo OH de otra molécula. Así se forma un acetal con dos grupos -O-R sobre el mismo carbono yse unen dos unidades de azúcar. El resultado es un disacárido. El disacárido mas conocido es lasacarosa – el azúcar común. En la sacarosa se han unido una unidad de glucosa con otra defructosau
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Ilustración 65: formación del semiacetal cíclico a partr de la glucosa de cadena abierta.
Por el mismo principio se pueden unir aún mas unidades de carbohidratos. En la naturaleza sonespecialmente importantes las uniones entre unidades de glucosa. Según la manera de unirse seobtenen de esta manera por ejemplo almidón o celulosa. Se distnguen sobre todo por el grupoOH que se ha usado para realizar la unión. Incluso la quitna del caparazón de los artrópodos es underivado de sacárido aunque en la quitna un grupo hidroxilo es susttuido por un grupo amida.
Experimentos:
Determinación cualitatva de la glucosa por las reacciones de Fehling y de Tolens
Materialu tubo de ensayo
Sustanciasu tartrato de potasio y sodio (NaKO2CCH(OH)CH(OH)CO2); hidróxido de sodio(NaOH, CORROSIVO); sulfato de cobre (CuSO4 * 5 H2O, TÓXICO); nitrato de plata(AgNO3, Irritante. Deja manchas); disolución amoniacal (NH3, IRRITANTE; liberavapores)
Preparación de la disolución de Fehling Iu disolver 7 g de sulfato de cobrepentahidratado en 100 mL de agua destlada
Preparación de la disolución de Fehling IIu disolver 35 g de tartrato de sodio y potasio y12 g de hidróxido de sodio en 100 mL de aguadestlada
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Ilustración 67: Estructura de la celulosa
Ilustración 69: Estructura del almidón Ilustración 68: Estructura de la quitna
Ilustración 66: La sacarosa - un disacáridoformado por glucosa (azul) y fructosa (rojo)
Se disuelva la punta de espátula de glucosa en unos 3 mL de agua destlada y luego se añade 1 mLde cada disolución de Fehling. A contnuación se calienta la mezcla en un baño maría. El colorcambia de azul a rojizo y se observa un precipitado. Esta reacción es característca para losmonosacáridos pero no para la sacarosa (un disacárido). Algunas otras sustancias reductorascomo la hidrazina también pueden dar una reacción positva aunque no suelen existr en
ambientes hospitalarios.
El reactvo de Tollens se prepara añadiendo lentamente una disolución de amoniaco al 25 % a unadisolución 0,1 N de AgNO3 hasta que se disuelva el precipitado formado inicialmente. No debe serguardada durante varios días sino usarse en el acto.
A la muestra (aprox. 0,1 g de glucosa en 1 mL de agua) se añaden 2 mL del reactvo de Tollens y secalienta la mezcla en baño maría durante unos minutos. Si el tubo de ensayo está limpio y libre degrasa se forma en su pared un espejo de plata.
Al igual que la prueba de Fehling la prueba de Tollens muestra la presencia de sustanciasreductoras, especialmente aldehidos aunque puede dar falsos positvos con hidrazinas etc.
Se repite el experimento con sacarosa y/o fructosa.
Explique las observaciones.
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Prueba de Tollens positva
Las proteínas
Las proteínas son cadenaslargas de aminoácidos unidospor grupos amida. Losaminoácidos que seencuentran en las proteínasson ácidos carbónicos quellevan un grupo amino en elcarbono unido directamenteal grupo carboxilo. En losseres vivos existen unos 20aminoácidos diferentes quetodos pueden ser descritospor la fórmula HO2C-CH(R)-NH2. Se distnguen en lanaturaleza del radical R. Porla adecuada combinación delos aminoácidos los seresvivos consiguen una largavariedad de proteínas quetenen diversas funciones,tanto estructurales comofuncionales. La secuencia delos aminoácidos se conocetambién como “estructuraprimaria” de la proteína. Esta secuencia se codifca en el ADN. El ADN es por lo tanto el planmaestro para todas las proteínas presentes en una célula.
Los grupos amida en losaminoácidos permiten formarpuentes de hidrógeno. Su formalas predestna para formar estospuentes con otros grupos amida.A menudo este otro grupo amidase encuentra en la misma cadenade proteína. Se formanespecialmente dos estructurasestables conocidas como α-helicey hoja plegada. Grandes partesde una proteína. se encuentranen una de estas dos estructurasque se conoce también como“estructura secundaria” de laproteína.
Entre las secciones con estas dos formas mas bien rígidas hay partes de la proteína. mas flexibles.Estas permiten que la proteína. adopte una determinada forma tridimensional también conocidacomo “estructura terciaria”.
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Illustraton 70: Los aminoácidos naturales. Con fondo marrón:aminoácidos apolares. Fondo verde: aminoácidos polares. Fondo violeta:aminoácidos ácidos. Fondo turquesa: aminoácidos básicos.
Illustraton 71: Interacciones que estabilizan la estructura secundaria dela proteina y estructura terciaria reusultante
En algunos casos como el de la hemoglobina hace falta que se unan varias cadenas de proteína. enun conjunto. En este conjunto cada proteína. debe estar con una estructura terciaria determinaday en un lugar bien concreto respecto a las demás cadenas. La superestructura formada de estamanera se conoce como “estructura cuaternaria”.
Sólo si todas las estructuras de la proteína se conservan la proteína puede jugar su papel funcionalen la célula. Si se pierde la estructura también se pierde la función.
Condiciones que pueden hacer perder la forma a unaproteína sonu
- cambios (especialmente aumentos) de la temperatura.Al aumentar la temperatura se rompen puentes dehidrógeno y la estructura secundaria, terciaria ycuaternaria se pierde.
- cambio de la concentración de electrolitos. Las salespueden formar complejos con los lugares de la proteínaque deberían formar puentes de hidrógeno y losbloquean.
- cambios del pH. Al cambiar el pH algunos gruposfuncionales ácidos o básicos de los aminoácidos seprotonan o se desprotonan. Con esto cambia su carga yla interacción con los demás grupos que estabilizaba laestructura.
- presencia de metales pesados. Muchos metales pesados tenen elevada afnidad al azufre o alnitrógeno. Forman complejos con los aminoácidos que tenen estos elementos en sus gruposfuncionales como la cisteina o la histdina o con grupos amino. La formación de los complejosaltera la estructura tridimensional. Además a menudo en los centros actvos de las proteínas seencuentran justo estos elementos (N y S) para desarrollar las funciones y que por lo tanto seencuentran bloqueados. Por esta razón los metales pesados especialmente del lado derecho de loselementos de transición al ser los mas afnes al azufre y al nitrógeno suelen ser tóxicos. Los metalespesados del inicio de los grupos de transición sin embargo tenen mas afnidad al oxígeno y amenudo son inócuos.
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Illustraton 72: Estructura cuaternaria de lahemoglobina. Consta de 4 subunidades (2 enrojo y 2 en azul) además de 4 unidades "hem"que no son de tpo proteína y que contenen elhierro que transporta el oxígeno.
Métodos de análisis
IntroducciónPara conocer y entender los sistemas biológicos y bioquímicos relevantes para medicina hay quesaber qué es lo que está presente en los sistemas y cuánto hay de ello. Para ello existen métodosde análisis. Los métodos cualitatvos indican qué es lo que hay mientras que los métodoscuanttatvos indican la cantdad de los compuestos que están presentes.
Antguamente se empleaban muchas reacciones químicas en específco mientras que en lasúltmas décadas se utlizan cada vez mas instrumentos de análisis. Sin embargo para saberinterpretar los datos arrojados y conocer los límites y posibles fallos se debe entender un poco laquímica y la técnica que hay detrás de los métodos.
Aquí vemos algunos de los métodos mas usados y los principios en los que se basan.
CromatografíaLa cromatografa en sus diferentes variantes es una d ellas técnicas mas potentes para separarmezclas de sustancias. A menudo esta separación es un primer paso ineludible para identfcarlas.Por ello la cromatografa a veces está acoplado a otras técnicas de identfcación.
Introducción a las técnicas cromatográficasLa cromatografa es una técnica relacionada con la extracción. Sebasa en los equilibrios que se producen entre un analito y dos fases.Una de estas fases normalmente es estacionaria y la otra es móvil.Muchos hemos visto que al caerse una gota de líquido sobre unaescritura hache con algunas tntas negras esta comienza a correrse yse forman alrededor zonas con diferentes colores. Ello se debe aque la tnta negra está hecha de diferentes colorantes. Podemossepararles usando un montaje un poco más sofstcado colgando unpapel con la mancha en un vaso en cuyo fondo se encuentra unacierta cantdad de disolvente. Este disolvente subirá debido a lasfuerzas capilares y va separando los diferentes colores. Hemoshecho una “separación cromatográfca”. La palabra cromatografa viene del griego y signifca“escribir con colores” ya que en su inicio se usaba precisamente para separar diferentes sustanciascoloridas.
La cromatografa es una técnica de separación de sustancias. Se basa en la diferente solubilidad delas sustancias en un disolvente y sud diferencias de afnidad para agarrarse a la superfcie de unafase estacionaria. Si hacemos pasar una corriente de una disolución por una sustancia sólida conalta superfcie las sustancias disueltas entrarán en equilibrio entre adsorción a la superfcie y estaren disolución. Cuanto mayor es su solubilidad y menor es su afnidad por la superfcie mayor seráel porcentaje que se queda en disolución. Si se consigue que la disolución se mueva a través deporos en el sólido las sustancias más solubles serán y de menor afnidad por la superfcie seránarrastrados más que las sustancias menos solubles y de mayor afnidad a la fase estacionaria. Asícon el tempo las sustancias se separan. Para cada sustancia se puede determinar la retenciónespecífca. Se trata del cociente entre la distancia recorrida por el frente del disolvente y ladistancia recorrida por la sustancia.
Rf = RS / R0
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La separación será mayor cuánto mayor es la diferencia entre las solubilidades/afnidades de ellas.Normalmente la fase estacionaria es silica gel por razones de costes y de disponibilidades. La faselíquida suele ser una mezcla de disolventes. A veces se cambia la composición durante laseparación aumentando el porcentaje de disolventes polares frente a los disolventes apolares. Estatécnica se llama de elución por gradientes ya que el líquido se denomina también “eluyente”. Asíse eluyen cada vez mejor las sustancias polares que sonlas que mejor se adsorben. La velocidad de la eluciónse debe adaptar de tal manera que permite siemprealcanzar el equilibrio de distribución entre la faselíquida y la fase estacionaria sin ser demasiado lentapara evitar el ensanchamiento de las zonas pordifusión. Así se consigue la mejor resolución yseparación.
La primer aplicación de la cromatografa era laseparación de la clorofla de los carotenos en muestrasvegetales. Se usaba carbonato de calcio y azúcar comofases estacionarias. Esta técnica se sigue usando aúnhoy en día con el mismo propósito. Normalmente lacromatografa se usa para separar mezclas orgánicas.También se ha desarrollado una variante que permite separar iones.
Para el análisis rutnario cualitatvo se usa a menudo la cromatografa de capa fna. En ella en vezde usar papel como fase estacionaria se usa una placa de aluminio a la cual se ha aplicado unacapa de silica gel o de alúmina (óxido de aluminio). Se trata de sustancias con una alta superfcieinterna que absorbe bien una amplia gama de sustancias. Con esta técnica se pueden separar porejemplo diferentes tpos de detergentes de una muestra e identfcarlos luego aplicando reactvosque den reacciones de coloración. Desgraciadamente no permite más que una aproximaciónsemicuanttatva por la intensidad de la mancha producida y no una cuantfcación exacta de lassustancias. Se pueden conseguir cuantfcaciones más exactas usando densiometros (aparatos quemiden la intensidad de las manchas). La cantdad de compuesto necesario es muy pequeña. Suelebastar con microgramos.
El disolvente usado suele ser una mezcla entre disolventes polares y apolares. La composiciónexacta debe ajustarse en cada caso a la mezcla que se quiere separar.
Resumen: (cromatografa de capa delgada o de papel)
Técnica apta parau Mezclas de sustancias orgánicas. A menudo se emplea para el control depureza de sustancias orgánicas.
Técnica no apta parau Sustancias insolubles, identfcación inequívoca de sustancias
Rango de medidau fracciones de mg
Ventajasu Técnica muy económica y rápida.
Inconvenientesu Las condiciones no suelen ser muy controlables y con ello lareproducibilidad es limitada. El recorrido a menudo es escaso y con ello nose separan sustancias con Rf muy parecido. No permite la identfcación delas sustancias con técnicas acopladas directamente.
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Montaje típico de separación porcromatografa con capa fna.
Cromatografa líquida de alta presión (HPLC)La cromatografa líquida de altapresión es hoy e día una de lastécnicas rutnarias en análisissobre todo de mezclas desustancias orgánicas. El nombreHPLC viene de las siglas delinglés “High Pressure LiquidChromatography” aunque envez de “Pressure” (presión) aveces también se encuentra“Performance” (rendimiento).En ella el analito es separado ensus componentes en unacolumna llena de una sustanciade grano fno y alta superfcieinterna. Al igual que en lacromatografa de capa fna se suele tratar de silica gel o de alúmina que puede haber sidomodifcado para mejorar la separación para un problema en concreto. Ya que la resistencia delmedio sólido al paso del líquido es alto por los pequeños poros existentes hay que aplicar altapresión para conseguir un flujo apreciable y constante. La muestra es aplicada mediante unsistema de válvulas y arrastrado por el disolvente a través de la columna. El disolvente por sufunción de eluir la muestra también se llama “eluyente”. Mientras que en cromatografa de capafna la composición del eluyente se mantene constante en HPLC se puede aumentar gradualmentela polaridad cambiando la composición de la mezcla. Como la fase estacionaria es polar undisolvente polar consigue competr mejor con las sustancias polares en la superfcie. Así se puedenseparar y llevar hasta el fnal de la columna incluso sustancias muy polares.
El líquido que sale de la columna es llevado a un detector que permite registrar la presencia de lassustancias. Se usan principalmente detectores basados en la absorción ultravioleta-visible y en ladensidad óptca del líquido. En algunos casos se pueden usar detectores de fluorescencia, derotación óptca etc. También es posible usar una técnica combinada con espectrometría de masas.
Si no sólo hay queseparar mezclas sinotambién que identfcarlos compuestos o serecurre a menudo a unatécnica acoplada porejemplo realizandoespectros de UV-VIS ode espectroscopía demasa a cada sustanciasaliente. Si sólo sequiere identfcar undeterminado productodel cual se dispone ensustancia se puede añadirlo a la muestra y realizar un segundo cromatograma. En el caso queaparece un nuevo pico la sustancia añadida no estaba presente en la mezcla original mientras quesi crece uno de los picos es muy probable que se trata de la misma sustancia.
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Cromatograma registrado con un detector de UV indicando lostempos de retención y el área de cada pico que corresponde a lacantdad de sustancia presente.
La calibración de los detectores además permite fácilmente una cuantfcación de las sustanciasseparadas para averiguar su porcentaje en la mezcla original.
Una difcultad experimental es encontrar la velocidad del eluyente que mejor separación permite.Si la velocidad es demasiado baja los picos se ensanchan pro la difusión de las sustancias. Si esdemasiado alta no se alcanza un equilibrio entre sustancia adsorbida y en disolución y laseparación es baja. Aún así la anchura de los picos suele subir con el tempo que se requiere paraeluirlos.
Otro reto experimental es acertar con los disolventes y sus mezclas para poder eluir con la máximaseparación. Si el disolvente es demasiado polar o se añade demasiado pronto la de la mezcla dedisolventes polar los componentes polares del analito se retenen demasiado poco. Si al contrariola mezcla es demasiado poco polar estos compuestos no migran en absoluto en la columna.
La HPLC se utliza sobre todo para separar mezclas de sustancias orgánicas poco volátles. En laanalítca del agua se usa por ejemplo en la determinación de los detergentes.
Resumen:
Técnica apta parau Mezclas de sustancias orgánicas solubles
Técnica no apta parau Sustancias insolubles, identfcación de sustancias (salvo con detector deespectroscopia de masa)
Rango de medidau escalable de fracciones de mg hasta varios g
Ventajasu Técnica muy útl para separar mezclas de sustancias que de otra formasson difciles o imposibles de separar.
Inconvenientesu Aparatos costosos que requieren un mantenimiento cuidadoso. Gasto dedisolventes puros que además deben ser desgasifcados (eliminando losgases disueltos p.ej. por destlación o en un baño de ultrasonido pasandouna corriente de helio). Para una separación óptma para cada mezcladeben establecerse parámetros específcos.
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Cromatografía de gases
Hoy en día se usa mucho una variante que no usa líquidos sino las sustancias en fase gaseosa. Sellama “cromatografa de gases”. Se trata de una técnica instrumental que puede separar cantdadesmuy pequeñas de sustancias volátles. Estas sustancias se suelen disolver en condicionescontroladas y la disolución se evapora a altas temperaturas. Los vapores formados son arrastradospor una corriente de gas inerte. A menudo se usa helio como gas para arrastrar los vapores. Lamezcla se pasa por una columna donde se adsorben las vapores. Esta columna es un tubo muylago que se mantenen a alta temperatura. Inicialmente se usaban mas las columnas“empaquetadas” que tenían un relleno que absorbía las sustancias y que solían ser más cortas. Hoyen día se usan más las columnas capilares. Se trata de tubos muy fnos cuya superfcie es revestdapor un polímero – a menudo una silicona – con 10 m o mas de longitud. Las sustancias del vapor seadsorben con diferente fuerza a esta superfcie y por lo tanto son retenidas de forma diferente.Para poder desorber las sustancias que más se retenen se sube la temperatura en la columnadurante el experimento. La temperatura fnal sin embargo no puede superar un cierto límite quedepende de las sustancias a determinar y del material de revestmiento del capilar. Normalmenteeste límite está sobre los 200 – 300 °C. A partr de esta temperatura los componentes de la mezclay el revestmiento empiezan a descomponerse. Temperatura de partda, gradientes y flujo de gassuelen ser programables. Así se pueden optmizar para cada tarea
El gas que se usa para arrastrar la muestra debe ser inerte frente a ella. Además no debe interferiren el detector. Normalmente se usan corrientes de hidrógeno o de helio.
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Ilustración 73: Esquema de un gromatógrafo de gases con columna capilar.
Al igual que en la técnica con disolventes se intenta optmizar la velocidad de flujo para optmizarla separación. Hay que conseguir que se alcance en cada sito el equilibrio entre adsorción y fasemóvil. De nuevo con una velocidad demasiado elevada no se consigue el equilibrio y los picos no seseparan mientras que con una velocidad demasiado baja se ensanchan por los efectos de ladifusión.
Como detector se usa normalmente un detector por ionización de llama o FID (Flame IonizatonDetector). Aprovecha el hecho que en presencia de unos compuestos orgánicos en una llama dehidrógeno se forman iones que aumentan la conductvidad y así puede generarse una señaleléctrica.
También es posible usar la cromatografa de gases acoplado a un espectrómetro de masas. Así seconsigue una separación e identfcación de las sustancias presentes en una mezcla.
La cromatografa de gases es uno de los métodos mas efcientes para separar mezclas en pocosminutos. El inconveniente es que sólo se puede usar con sustancias fácilmente evaporables sindescomposición. Algunos compuestos orgánicos de alto punto de ebullición pueden serconvertdos en compuestos volátles con reacciones de derivatzación. Normalmente se conviertengrupos que permiten la formación de puentes de hidrógeno en grupos funcionales menos polares,por ejemplo transformando grupos OH en grupos de éter o de ester. Las reacciones empleadasdeben ser de alto rendimiento y no intervenir en el resto de la molécula o en otras moléculas de lamezcla para que posteriormente se puede deducir tanto la estructura inicial como la cantdad de lasustancia inicial presente en la muestra.
La mayoría de los compuestos inorgánicos como las sales no son analizables por GC. Sin embargoes una técnica útl en en ciencias médicas ya que muchos metabolitos son moléculas pequeñas quepueden pasar fácilmente a fase gaseosa.
Resumen:
Técnica apta parau Separar mezclas de sustancias que son evaporables, sustancias con altopunto de ebullición eventualmente pueden ser derivatzadas.
Técnica no apta parau Mezclas de sustancias con elevado punto de ebullición, sustancias que sedescomponen antes de evaporarse.
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Cromatograma de separación de diferentes pestcidas
Rango de medidau Puede alcanzar límites de detección inferior a nanogramos
Ventajasu Técnica rápida y muy efciente para separar mezclas de sustanciasorgánicas difcilmente separables por otros métodos. El comportamientoen la separación puede dar primeros indicios sobre la naturaleza de lassustancias.
Inconvenientesu Aparatos costosos que requieren un mantenimiento cuidadoso y el uso degases portadores muy puros.
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Cromatografa de ionesEn la cromatografa de iones se aprovecha la diferenteafnidad de los iones a resinas de intercambio. Se utlizasobre todo en la analítca de los aniones ya que para locatones metálicos las espectrometrías atómicas suelen sermás efcientes si no necesitamos hacer nada mas que elelemento. Si además hay que determinar el estado deoxidación la cromatogafa de iones también se utliza paralos metales. Además existen procesos hidrometalúrgicosque separan los lantánidos y los actnidos con metodologíade cromatografa.
Para la separación de los metales se suelen emplearresinas aniónicas. Se tarta de plástcos porosos que contenen grupos ácidos en su superfcie. Amenudo se utlizan ácidos sulfónicos (R-SO3H). Estos ácidos liberan los protones y los restos decarga negatva retenen según su afnidad los catones en disolución. Para variar la afnidad sepueden añadir además reactvos complejantes. Esto son moléculas con átomos de carga parcial ocompleta negatva que son atraídas por el átomo del metal. Como cada metal tene una afnidaddiferente tanto al complejante como a los sulfonilos (R-SO3
-) de la superfcie del intercambiador sepueden optmizar las condiciones para la separación deseada. Para eluir los catones a menudo seañaden además pequeñas cantdades de ácido cuyos protones compitan con el metal en lasuperfcie de la resina.
Para la analítca de los aniones se utlizan resinas catónicas. Estas resinas contenen normalmentegrupos de amonio cuaternario tpo trimetlamonio ((H3C)3N+-R). Estas resinas forman la faseestacionaria mientras que se pasa una corriente de un eluente (normalmente agua con una base).Los aniones son retenidos según su afnidad a la superfcie catónica. Con cantdades variables debase añadida al eluyente se puede optmizar el proceso de desorción para una mejor separación.
Otra técnica consiste en usar una columna con relleno apolar y añadir un compuesto catónicoorgánico al eluyente. El compuesto catónico se adsorbe a la superfcie de la columna y retene allílos aniones formando pares de iones. Eligiendo la correcta combinación entre catón orgánico,base y analito se optmiza la separación.
En la práctca la cromatografa de iones es una variante de la cromatografa de alta presión HPLC.La resina usada suele aplicarse en forma de polvo fno. El eluyente pasa por ella a alta presión.Suele contener un electrolito que compite con los analitos en la superfcie de la fase estacionaria.Así los diferentes componentes del analito viaja lentamente a lo largo de la columna. La velocidaddepende de los equilibrios de absorción y desorción y por lo tanto de los iones a separar y susinteracciones con la fase estacionaria.
Para detectar cuándo salen los iones de la columna se suelen usar detectores de conductvidad.Como los cambios de conductvidad por la presencia del analito frente a la conductvidad de fondoson pequeños a menudo se aplican además sistemas de supresión que bajan esta conductvidad debase. Así se consigue una mejor resolución y se pueden detectar cantdades más pequeñas.
Para eluentes del tpo carbonato o hidróxido se pueden usar resinas ácidas como represores. Enestos casos se producen las siguientes reaccionesu
2 R-SO3H + Na2CO3 → 2 R-SO3Na + H2O + CO2
R- SO3H + NaOH → R-SO3Na + H2O
Los productos de la reacción (agua y dióxido de carbono) no aportan apenas conductvidad propia.
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En el mismo intercambiador los analitos se convierten en ácido. Si exista por ejemplo el bromurode potasio en la muestra del supresor saldrá ácido bromhídrico al retenerse el potasio en la resinau
R-SO3H + KBr → R-SO3K + HBr
Otras sales reaccionan de forma análoga cambiando su catón por la cantdad apropiada deprotones. Si los ácidos formados son ácidos fuertes su presencia lleva a una elevada conductvidadya que los protones tene la mayor conductvidad molar de todos los iones.
Al trabajar con bajas concentraciones la conductvidad es directamente proporcional a laconcentración del ácido saliente.
Resumen:
Técnica apta parau Iones de diferentes tpos, incluso con diferentes estados de oxidación delmismo elemento
Técnica no apta parau Sustancias poco solubles o no-iónicas
Rango de medidau Hasta ppb
Ventajasu Técnica especialmente indicada para separar iones que de otra manerason difcilmente detectables o que se pueden interconvertr p.ej. poroxidación/reducción
Inconvenientesu Aparatos costosos que requieren un mantenimiento cuidadoso. Algunasmuestras (especialmente sólidos) deben ser pretratadas previamente. Eneste pretratamiento el analito puede ser alterado.
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ElectroforesisLa electroforesis es una técnica relacionada con la cromatografa. También hay una faseestacionaria y otra móvil pero mientras que en la cromatografa se utliza un eluyente que fluye porla fase estacionaria en el caso de la electroforesis el movimiento es generado pro camposeléctricos que se aplican sobre el electrolito. Este está dispuesto en un gel entre dos electrodos. Alos electrodos se les aplica tensión eléctrica. Muchas moléculas de relevancia biológica son ácidoso bases o anfóteros. Así que según el pH presente en el medio se presentan con una determinadacarga. Esta carga, la masa del electrolito y las interacciones que hay entre el analito y el gel hacenque las moléculas se mueven con una determinada velocidad hacia uno de los dos electrodos.Como masa, interacciones y carga son específcas de cada sustancia de esta manera se consigueuna separación de mezclas.
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Espectroscopía de masas
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Anexo I – Normas de seguridad
Seguridad en el laboratorio
Un laboratorio químico es un sito con una gran cantdad de peligros. Aparte de los peligrospuramente químicos como envenenamiento o quemaduras con sustancias corrosivas hay peligrosque se deben al trato con altas o bajas presiones, sustancias altamente inflamables, sustancias omezclas explosivas, material frágil y cortante (vidrio) o calambres eléctricos de los aparatosenchufados a la corriente eléctrica. No suele ocurrir nada, pero para prevenir mayores desgraciashay que cumplir unas reglas de seguridad - por lo general lógicas - que se exponen a contnuación.Algunas se aplican a sustancias como las gases a alta presión que no tratamos en estas práctcaspero que conviene conocerlas de todas formas.
Normas generales:• En un laboratorio siempre hay que llevar gafas, incluso
cuando no trabajas con nada peligroso. A alguien le puedereventar una botella, salpicar algo etc.. (Las salpicadurasde sustancias corrosivas pueden alcanzar varios metros)
• En caso de llevar pelo largo hay que recogerlo para evitarque entre en contacto con sustancias peligrosas, llamas,piezas móviles etc. Se recomienda tampoco llevar joyas(por una parte para evitar que se deterioran y por otraparte para evitar que dañen el material de laboratorio).
• Hay que llevar bata (preferiblemente de algodón) paraproteger la ropa y parte de la piel. En caso de incendio lastelas sintétcas se queman con más facilidad y se incrustanen la piel.
• Hay que informarse previamente de los peligros de las sustancias con que se trabaja. Poresto hace falta leerse todas las instrucciones antes de empezar y fjarse y entender lossímbolos de peligro que vienen en las etquetas de los reactvos.
• No se puede beber, comer ni fumar en un laboratorio, para evitar cualquier riesgo deingerir sustancias tóxicas y evitar fuentes de ignición.
• Antes de empezar a trabajar hay que fjarse donde están los dispositvos de seguridadcomo extntores, duchas de emergencia etc.
• Nunca se tocan las sustancias con la mano. Hay muchas sustancias cancerígenas o tóxicasque penetran la piel o que provocan quemaduras. Por ejemplo bastan 10-12 mg (menos deuna gota) de unos derivados del ácido fosfórico [p.ej. O=P(NMe2)(CN)(OEt)] en la piel paramatar a un adulto en pocos minutos.
• Si se derrama o cae una sustancia en cualquier parte del laboratorio hay que limpiarlainmediatamente.
• Hay que fjarse también en los peligros que pueden surgir de lo que hacen los demás yayudar a prevenir.
• Al salir del laboratorio hay que lavarse las manos.
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Ilustración 74: Así está bien –las gafas conservan los ojoshasta la edad avanzada
• En caso de accidente por posible intoxicación hay que acudir a un médico, incluso si no senotan síntomas graves. Hay sustancias como el fosgeno (OCCl2) que tenen efectoretardado que se nota sólo con unas horas de retraso.
• Los guantes de goma ayudan para protegerse contra una buena parte de sustanciaspeligrosas hidroflicas pero son fácilmente atravesadas por algunos disolventes ysustancias lipoflicas. No se debe far de tener una protección absoluta. Con compuestoscomo el dimetlmercurio hay que usar guantes especiales.
• Las sustancias, especialmente los disolventes inflamables, se guardan siempre en un lugarseguro y bien ventlado.
Calentar en el laboratorio:
• En la medida de lo posible se calienta en al laboratorio con placa eléctrica y/o en baño deagua o aceite.
• Antes de calentar hay que asegurarse de que no haya disolventes inflamables cerca delcalentador. (Una placa eléctrica alcanza temperaturas de 300°C. El éter por ejemplo ya seinflama a los 180°C!)
• Hay que asegurarse de que ningún cable ni ninguna goma toque la placa que se va acalentar antes de encenderla.
• Para evitar una ebullición violenta hay que agitar o añadir piedras porosas.
• Nunca hay que calentar montajes cerradas ni recipientes de vidrio grueso. Puedenproducirse altas presiones o tensiones en el vidrio que lo rompen.
• Si se calienta en un baño de aceite hay que asegurarse antes de que no lleve humedad quepueda provocar salpicaduras. No hay que calentar mas allá de unos 150 - 200 °C y hay queinterrumpir el calentamiento si se nota desprendimiento de humo. (A altas temperaturasse rompen las cadenas de moléculas largas de algunos aceites y se forman productos másvolátles y mas fácilmente inflamables que pueden prender fuego con una placa eléctricamuy caliente.) NUNCA HAY QUE ECHAR AGUA A UN BAÑO DE ACEITE EN LLAMAS, SINOAPAGARLO CON UN EXTINTOR O CUBRIÉNDOLO CON MATERIAL INERTE. El agua es másdenso que el aceite, se acumula abajo y al ebullir dispersa el aceite encendido por unazona mucho más amplia. No se apaga sino se propaga el fuego. Si las gotas son muy fnashasta se puede producir una explosión.
• Nunca hay que dejar nada calentando sin vigilancia.
• Nunca hay que apuntar con la boca de un recipiente en que se está calentando un líquido auna persona.
• Como al calentar muchas veces se desarrollan vapores o malos olores, hay que calentar enla campana (si es posible), y asegurarse de que la campana está encendida.
• No se debe calentar vidrio grueso ni material volumétrico. El primero se rompe y elsegundo pierde su graduación exacta.
• Si se calienta líquido en un tubo de ensayo hay que agitarlo y/o añadir piedra pómez.Calentando con un mechero no se debe calentar en la parte baja sino en la parte alta dellíquido. De otra forma existe el peligro que salte todo el contenido del tubo si la ebulliciónes violenta. Especialmente peligroso es el calentamiento de disoluciones básicas ya queestas atacan el vidrio y eliminan los gérmenes de condensación, favoreciendo lasebulliciones violentas.
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Tratamiento de ácidos y bases
• Siempre hay que echar el ácido o la base al agua, nunca al revés. Enalgunos casos, como con el ácido sulfúrico, el hidróxido de potasio ode sodio la reacción del agua con el compuesto es muy exotérmica yse pueden producir salpicaduras y quemaduras.
• Si se derrama un ácido o una base, se lava con mucha agua.Eventuales residuos de ácidos se neutralizan con NaHCO3 o CaCO3 y restos de bases con unácido débil como ácido cítrico, tartárico o acétco.
• El ácido fluorhídrico es especialmente peligroso. Es capaz de disolver el vidrio formandoH2[SiF6]. En contacto con la piel provoca graves quemaduras que curan muy mal ya que elcalcio necesario para la curación precipita en forma de fluoruro de calcio. En caso de unaccidente hay que lavar la piel afectada con mucha agua y posteriormente con unadisolución de una sal de calcio de un ácido débil. En su defecto se puede usar tambiénleche. Hay que acudir inmediatamente a un médico. Recuerda que el HF se forma al poneren contacto los fluoruros inorgánicos con ácido sulfúrico concentrado.
Gases a alta presión
• Los gases a altas presiones suelen venir en balones. Hay que asegurarse que estas nopueden caerse. Si en el caso contrario se rompe la válvula principal, el balón puedeatravesar hasta muros. Por la misma razón no hay que usar mucha fuerza al abrir la válvula.
• Hay que asegurarse en que dirección abren los balones. Según el contenido pueden abrirseen distntos sentdos.
• La grifería debe ser la apropiada para el gas que se usa. Por ejemplo no debe llegar a tenercontacto el acetleno con armaduras de cobre porque se pueden formar acetluros decobre que son explosivos. Las armaduras de bombonas de oxígeno o flúor no se puedenengrasar ya que la grasa puede causar combustón explosiva con estos gases etc..
• Con gases tóxicos hay que asegurarse que haya ventlación sufciente en caso de que seaimposible cerrar la botella de nuevo. En este aspecto son especialmente sensibles lasbombonas de gases corrosivos como el cloro, el HCl etc..
• Para el transporte de las bombonas existen carros especiales que permiten fjarlas. Hayque usarlos.
El vidrio
• El vidrio es frágil y caro. Trátalo con cuidado.
• Los termómetros, aparte de ser muy frágiles, suelen llevar mercurio. Hay que tratarlos conmucho cuidado, protegiéndolos de golpes y evitando forzarlos en cualquier momento. Encaso de desgracia hay que recoger tanto mercurio como sea posible (por ejemplo con unapipeta con chupete) y cubrir lo que queda con polvo de Zn (forma amalgamas) o productosespeciales para su adsorción que se depositan luego en un recipiente de residuos de Hg.En defecto de polvo de Zn se puede recurrir también a azufre elemental (forma HgS) o acarbón actvo (adsorbe los vapores). Recuerdau cuanto más pequeñas son las gotas tantomás grande es la superfcie total. Además aumenta la presión de vapor por la alta energíade superfcie.
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• Antes de usar una pieza de vidrio hay que asegurarse de que no tenga fsuras, ya que eneste caso se rompe con mucha facilidad.
• Nunca hay que forzar las piezas de vidrio
• Los tubos de goma se suelen colocar mejor si se mojan antes. Especialmente útl resultamojarlos con glicerina o vaselina, aunque vale también con agua o acetona. No se debeusar la fuerza.
• Haciendo montajes con esmerilados hay que asegurarse de que todos los esmeriladosestén bien engrasados o que lleven teflón y que no haya tensiones. Se fja con pinzas paraque no pueda caerse sin tensar demasiado.
• Para evitar cortes no se debe usar vidrio roto. Si se rompe algo existen cajas especialespara material que se puede arreglar y para lo que haya que trar.
• Si un esmerilado se queda atascado se puede intentar desatacarlo calentando el exterior.En el intento hay que proteger la mano con un trapo y limitar al máximo la fuerzaempleada.
• Los recipientes Dewar (recipientes térmoaislantes) están hechos de cristal doble plateadoy evaporado. Son caros y frágiles, así hay que aplicar lo anteriormente dicho.
Trabajar a vacío
• Sólo se debe evacuar matraces redondos o material de un grosor especial, nuncamatraces tpo Erlenmeyer u otros con paredes planas. Existe peligro de implosión.
• Antes de evacuar material de vidrio hay que asegurar que no presente fsuras(“estrellas”), etc. En estos sitos el vidrio es más débil y puede romperse.
• Especialmente peligrosos son los recipientes de vidrio evacuados. Existe peligro deimplosión si reciben golpes fuertes. Hay que fjarlos bien, evitando que rocen superfciesduras.
Los residuos
• Hay que colocar los residuos en sus respectvos envases.
• En caso de que no haya envase especial para un residuo existen envases para residuosindefnidos.
• Por lo general los metales pesados pueden ser precipitados como carbonatos y/oóxidos/hidróxidos añadiendo carbonato de sodio. El sólido se separa mediante fltración yse deposita en el recipiente apropiado. La disolución puede trarse por el desagüe. [Cr(VI),Mn(VII) etc. tenen que ser reducidos previamente.] En presencia de amoniaco o sales deamonio puede ser necesario calentar la solución básica durante un cierto tempo paraevaporar este compuesto que forma con muchos metales complejos solubles, evitando suprecipitación.
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En caso de un incendio:
- Hay que alertar a los demás alumnos y al profesor más cercano.
- La mayor parte de los fuegos de laboratorio son provocados por disolventeshidroflicos y por esto no se apagan echando agua. En algunos incendioscomo de aceite, algunos líquidos con alto punto de ebullición y de los metalesalcalinos (liberación de hidrógeno) etc. echar agua hasta puede provocar explosiones. Serecomienda el uso de los extntores. Los fuegos pequeños se pueden apagar muchas vecestapándolos.
- Los incendios de los metales se suelen apagar mejor con arena, nunca con extntores deltpo halon, ya que en estos casos pueden provocar explosiones.
- Si una persona está ardiendo se pueden usar los extntores sólo si no hay ninguna otramanera. Muchos extntores son del tpo halon (tóxico) o CO2 (enfría hasta -100 °C) ypueden provocar graves daños. Lo mejor es envolver a la persona en ropa húmeda etc.apagando el fuego tapándolo o usar las duchas de socorro
- Las quemaduras se tratan mejor con agua fría o hielo durante unos minutos. Sólo encasos leves se puede aplicar crema (puede difcultar el reconocimiento médico y es difcilde quitar en caso de necesidad). En casos graves hay que acudir inmediatamente a unmédico.
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Experimentos y ejercicios relacionados con laseguridad:
Demostración:
El comportamiento de diferentes tejidos frente a las llamas
Materialu
2 Pinzas, 2 Pies, 2 mecheros Bunsen, 2 platos de porcelana con arena
Duraciónu aprox. 2 min.
La experiencia se realiza en una campana habiendo apartado cualquier material inflamable.
Se preparan trozos de tela de nylon y algodón, sujetándolos con pinzas y pies encima de platos dearena. A sendas muestras se acercan mecheros Bunsen encendidas. Se observa el comportamientode los diferentes tejidos. Mientras que el nylon arde rápidamente fundiéndose desprendiendoeventualmente gotas de material fundido en llamas el algodón tarda más en prender fuego y ardemás limpio.
Demostración:
El peligro de las sustancias oxidantes
Materialu
1 pipeta con chupete; 1 recipiente de porcelana; 1 plato de porcelana
con arena; 2 g KMnO4 pulverizado; 1-2 mL glicerina
(HOCH2(HO)CHCH2OH)
La experiencia se realiza en una campana habiendo apartado cualquier materialinflamable.En un recipiente de porcelana encima de un plato con arena se colocan 1-2 g de KMnO 4
pulverizada en mortero. A ello se añaden desde una pipeta 1-2 mL de glicerina. Tras unossegundos se ve cómo se forma primero humo y después sale una llama intensa de colorvioleta.
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Material de laboratorio
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Las balanzas son instrumentos de precisión que son fácilmenteatacados por las sustancias corrosivas. Por ello deben mantenerse siempre limpias. El material nose pesa directamente encima del plato de la balanza sino en un recipiente o un papel que evita lacontaminación. Las balanzas analítcas son especialmente exactas y sensibles. Tienen puertas queprotegen contra alteraciones del resultado por las corrientes de aire. Las balanzas electrónicasademás tenen un botón de “tara” que permite restar el peso del envase.
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balanzasAgitador y calentador eléctricocon termómetro de control
Pera de succión
(propipeta)propipetas en plástco
centrífugas
Práctica de inducción en el laboratorio
Materialu
• Vasos de precipitado de 100 mL
• Instrumentos volumétricos como matraz de aforo, pipetas graduadas,pipetas aforadas, probetas etc.
• Balanza
Reactvosu
- diferentes líquidos como agua destlada, etanol, disoluciones de diferentes sales como Na2SO4,NaCl etc.
Tareau Sabiendo que la densidad indica la masa que tene un determinado volumen de unasustancia elabore unas instrucciones de cómo determinar la densidad de un líquido con el materialdisponible con la mayor exacttud posible. Enseña e protocolo elaborado al profesor para suaprobación.
Aplica el protocolo elaborado para determinar la densidad de al menos 2 líquidos repartdos por elprofesor y calcule la densidad de estos líquidos.
A contnuación elabore otro protocolo para determinar la densidad de un sólido (una sal).Preséntelo al profesor y luego determina la densidad de la sal repartda.
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Anexo II: Instrucciones para laelaboración de informes de laboratorio
Cada grupo debe elaborar un informe sobre las experiencias realizadas en los días de laboratorio.Estos informes se entregan siempre en la sesión siguiente. Los informes deben ser redactados porlos miembros del grupo. Cualquier intento de pasar redacciones ajenas por propias llevaráineludiblemente a una califcación de “1”. Si se recurre a bibliografa externa todo texto copiadoliteralmente debe ser marcado como cita. Ello se hace con comillas (“”) en el inicio y el fnal deltexto además de un número en paréntesis [] que hace referencia a un listado de bibliografa al fnaldel informe. Las citas no deben ocupar más de aprox. 10 % del informe. Si hay citas sin marcar ellohace que la califcación total del informe no puede llegar al 4.
Los informes no se califcan por peso. Es más valorado un informe breve y preciso que uno largocon poco contenido, contenido confuso o contenido que poco tene que ver con el tema.
El orden del informe debe seguir el orden de las experiencias en la guía. El lenguaje usado debe serpreciso y correcto. Se recomienda que todos los integrantes del grupo lean y corrijan el informe yaque frases sin sentdo o con un exceso de errores bajarán la nota. También se recomienda el uso depuntos y nexos que no sean sólo temporales como “luego”.
En los informes se deben recoger los siguientes datosu
• Número de informe e integrantes del grupo.
• Todas las operaciones realizadas en el laboratorio. No se debe repetr la guía pero hay quereflejar todo detalle que se realizó de manera diferente a las instrucciones y dejar claroqué instrucciones se estaban siguiendo.
• Todas las observaciones relevantes realizadas durante los experimentos. Hay que tenercuidado de no mezclar observaciones con explicaciones o comentarios.
• Todos los cálculos y todas las ecuaciones químicas si se producen reacciones.
• Explicaciones para los fenómenos observados.
• Respuestas a las preguntas plantadas en las instrucciones del día.
En la puntuación se valorarán sobre todou
• Los datos y observaciones recogidos reflejan lo realizado durante el día y son consistentescon lo esperado
• Las explicaciones son correctas y se cumple con todas las tareas de la guía.
• Las ecuaciones químicas están incluidas y estas son correctas
• La redacción es correcta y entendible
• Las citas son las correctas y están marcadas. Se recoge la bibliografa usada.
• Las conclusiones y explicaciones son coherentes y correctos.
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