Bioquimica

MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA EDUCACION INIVERSITARIA

INSTITUTO UNIVERSATARIO DE TECONOLOGIA AGROINDUSTIAL

PNF PROCESMIENTO Y DISTRIBUCION DE ALIMENTOS

TRAYECTO INICIAL

SAN CRISTOBAL-EDO TACHIRA

PRINCIPIOS BASICOS DE LA QUIMICA

JOSE ALBERTO MONTOYA S.

SECCION: SPM0A

C.I: 24612443

SAN CRISTOBAL, 05 DE NOVIENBRE DEL 2013

INDICE

TERMONOLOGIA BASICA DE LA QUIMICA 2

FORMULAS 6

ECUACIONES 7

LEYES PONDERALES 8

TEORIA ATOMICA 11

DISTRIBUCCION ELECTRONICA 12

CAMBIOS QUIMICOS

1.-TERMONOLOGIA BÁSICA DE LA QUÍMICA:

1. IONES: Es una entidad elemental o partícula mono o poliatómica cargada de electricidad Positiva o negativa cuya composición viene dada por medio de su fórmula química y Su carga eléctrica es ± z e. Los iones cuya carga es positiva se llaman cationes y aquellos cuya carga es negativa se llaman aniones. Ejemplos:

SO4 2- ion sulfato

Composición: 1 átomo S y 4 átomos O

Carga eléctrica: - 2 e

NH4+ ión amonio

Composición: 1 átomo N y 4 átomos H

Carga eléctrica: + e

2. ISÓTOPOS: Son núcleos con el mismo número de protones y distinto número de neutrones. O bien, son núcleos con el mismo número atómico pero distinto número másico.

Ejemplos: 16O 17O 18º

3. MOL: (símbolo, mol) es la unidad SI básica elegida para la magnitud cantidad desubstancia o cantidad de entidades elementales. Por definición, es la cantidad de Substancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en0.012 kg de carbono-12. (14ª. CGPM año 1971, resolución 3).Es una unidad análoga a la docena o la resma. Sólo se diferencian en el número Utilizado. La docena usa el número 12; la resma, el número 500; el mol el número6.022 045 x 1023 aproximadamente. Cuando se usa esta unidad debe especificarse el tipo y naturaleza de las entidades Elementales. Por ejemplo, 1 mol de átomos Cl; 5 mol de moléculas Cl2; 2 mol de electrones; etc.

4. DISOLUCIÓN: Es un sistema macroscópicamente homogéneo de dos o más componentes.

5. DISOLVENTE O SOLVENTE: Es el componente de una disolución que se encuentra en mayor proporción. Según su estado de agregación, la disolución puede ser sólida, líquida o gaseosa.

6. SOLUTO: Es todo componente de una disolución que se encuentre en una proporción menor que la del solvente.

7. ATOMOS: Son las entidades elementales o partículas, químicamente distinguibles, Constituyentes de las moléculas, de los iones, de las unidades fórmula, en general, de todas las substancias químicas. Existen tantas especies atómicas o núcleos químicamente diferentes como elementos químicos existen. Por ejemplo, átomos H, átomos Ag, átomos Cl, átomos Na, átomos Mg, etc.

8. NUMERO ATOMICO: (símbolo, Z) es el número de protones contenidos en el núcleo atómico; identifica químicamente a la especie atómica y, por lo tanto, al correspondiente elemento químico.

9. NUMERO MASICO: (símbolo, A) es la suma del número de protones (Z) y del número de neutrones (N) contenidos en el núcleo atómico. A = Z + N

10. CARGA IONICA: Es la carga eléctrica de un ión, igual a ± z e, en donde, z es el número de carga del ión y e es la carga elemental.

11. CARGA ELEMENTAL: (símbolo, e) es la cantidad discreta más pequeña de carga eléctrica aproximadamente igual a 1.602 189 x 10-19 C.Puede considerarse como el átomo eléctrico, análogo al átomo material. Utilizando el término “átomo” en su sentido etimológico (sin división).En el Sistema Internacional, corresponde a la carga de un protón. La carga de un electrón es de -e.

12. NUMERO DE CARGA DE UN ION: (símbolo, z) es un número entero y pequeño (1, 2, 3,....), a dimensional, igual a la razón entre la carga eléctrica del ión y la carga elemental.

z = e z

e

13. FORMULA QUÍMICA: Es una expresión simbólica de la composición de una especie química cuyos elementos componentes están representados por sus correspondientes símbolos afectados por subíndices numéricos (subíndices estequiométricos) que indican la proporción en que se hallan las cantidades de cada uno de ellos combinados en la especie. O bien, es la expresión simbólica de la composición de las entidades elementales químicamente distinguible, constituyente de una especie química, en donde los átomos de los elementos constituyentes están representados por sus correspondientes símbolos y los números de átomos, por subíndices numéricos, llamados subíndices estequiométricos.

Ejemplo: Glucosa, substancia molecular cuya fórmula química es: C6H12O6Elementos componentes: Carbono, Hidrógeno y Oxígeno Proporción: nC: nH: nO = 6: 12: 6 O bien, cada molécula constituida por: 6 átomos C, 12 átomos H y 6 átomos O.

14. MASA MOLAR: (símbolo, M) es la constante de proporcionalidad entre la masa m y la cantidad n de substancia.

m = M n

ecuación según la cual, la masa m de la substancia es proporcional a la cantidad n de sus entidades elementales constituyentes.

Ecuación de definición: M = m

N

Por definición, es la masa de una cantidad unitaria de substancia.

DESARROLLO:

M = m = nN mee= NA mee = W g No mol-1 = W g mol-1

n n N o

resulta que la masa molar de una substancia expresada en g/mol tiene el mismo valor numérico que la masa de sus entidades elementales constituyentes expresadas en unidades u. Por ejemplo,

mNa = 22.989 8 u

MNa = 22.989 8 g/mol

Esta coincidencia numérica resulta bastante ventajosa en los cálculos estequiométricos, ya que conociendo los valores de mee se podrán conocer los de M y viceversa.

Sin embargo, debe tenerse presente del hecho de que la masa molar M y la masa mee de una entidad elemental, son magnitudes conceptual y dimensionalmente diferentes.

Por otra parte, amplificando la unidad g/mol por los factores asociados a los prefijos

SI, resulta:

M = W g mol-1 = W kg kmol-1 = W mg mmol-1 = W _ g _mol-1 = etc.

Este hecho, permite simplificar notablemente los cálculos estequiométricos, tan solo escogiendo adecuadamente las unidades de esta magnitud.

15. REACCION QUÍMICA: Es un proceso en el cual una o más especies químicas(Reaccionantes) se transforman en otras (productos) debido a una recombinación de átomos al pasar de reaccionantes a productos.. Se expresa simbólicamente por medio de una ecuación química del tipo.

Reaccionantes Productos

16. SÍMBOLO ATOMICO O SÍMBOLO QUÍMICO: De un elemento es la representación simbólica que lo identifica universalmente y corresponde a la letra inicial mayúscula de su nombre latino seguida de una segunda letra minúscula, cuando es necesario Ejemplos:

Potasio K de Kalium

Fósforo P de Phosphörus

Azufre S de Sulfur

Plata Ag de Argentum

Oro Au de Aurum

Arsénico As de Arsenicum

etc.

17. MOLÉCULA: Es la entidad elemental o la partícula constituyente de una substancia molecular; constituida a su vez, por dos o más átomos de un mismo elemento o de elementos diferentes y cuya composición viene dada, simbólicamente, por medio de su fórmula química (o fórmula molecular).

Ejemplos: Cl2 O2 O3 S8 NH3 CH4 C6H12 O6 etc.

18. MATERIA: Es el constituyente de todos los cuerpos, sean vivientes o no vivientes. El espacio ocupado por un cuerpo, espacio dado por su volumen, es llenado por la materia. Además de ocupar un volumen la materia tiene otras propiedades, tales como, masa, energía, presión, temperatura, densidad, etc.

19. MOLARIDAD: Nos indica cuantos moles de soluto habría en un litro de disolución

20. MOLALIDAD: Nos indica cuantos moles de soluto habría en un kilogramo de disolvente

4.-LEYES PONDERALES:

Las leyes ponderales son aquellas que rigen el comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las sustancias que participan.

Ley de la Conservación de la Masa:

Respaldada por el trabajo del científico Antoine Lavoisier, esta ley sostiene que la materia (la masa) no puede crearse o destruirse durante una reacción química, sino solo transformarse o sufrir cambios de forma. Es decir, que la cantidad de materia al inicio y al final de una reacción permanece constante

“En las reacciones químicas, la cantidad de materia que interviene permanece constante”

Ejemplo:

32g de azufre se calientan con 56g de hierro, formando como producto único el sulfuro ferroso. ¿Qué cantidad de producto se obtiene de esta reacción?

Solución:

De acuerdo a la ley de la conservación de la masa, la masa de los reactantes debe ser igual a la masa de los productos. Por lo tanto, si 88g de reactantes (32g + 56g) se combinaron al inicio de la reacción, la misma cantidad de masa debe obtenerse en los productos. Dado que el único producto es el sulfato ferroso, la cantidad de éste obtenida debe ser de 88g.

Ley de las proporciones definidas o constantes:

El enunciado de esta ley fue hecho por Louis Proust y definido por Dalton debido a su relación íntima con la teoría atómica. Esta ley enuncia que: "en las combinaciones de los elementos, las masas que de ellos intervienen son fijas para cada una y no se modifican por el exceso de una de ellas ni por la presencia de alguna sustancia extraña". También puede expresarse así: "en la formación de un compuesto la cantidad de un elemento que se combina con una masa definida de otro es siempre la misma”. Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, su composición será siempre la misma.

Para ejemplificar esta ley, tomemos: Al calentar mercurio en presencia de oxígeno se forma un polvo rojizo, el óxido mercúrico. Supongamos que se utilizan 92.6 gramos de mercurio; para que toda ésta cantidad se transforme se necesitan 7.4 gramos de oxígeno. O dicho en otras palabras 7.4 g de O2 reaccionan con 92.6 g de Hg y lo único que queda es HgO, por la ley de conservación de la masa quedaría

Mercurio + Oxígeno --> Óxido mercúrico

92.6 g + 7.4 g --> 100 g

Por lo tanto, para que se conserve la masa en la reacción deben producirse 100 g de óxido mercúrico. Por cada 100 g de producto que contiene la siguiente composición centesimal: 92.6% de mercurio y 7.4% de oxígeno.

Sin importar la cantidad que se utilice ni cuánto se calienta, siempre que el mercurio se cambie con el oxígeno, reacciona para producir óxido mercúrico.

Otra forma de presentar este resultado es realizando la siguiente operación matemática:

92.6 g de mercurio x 1 g de oxígeno/7.4 g de oxígeno = 12.5 g de mercurio lo que quiere decir que para cada 1 g de oxígeno se necesitan 12.5 g de mercurio.

La Ley de las Proporciones Definidas fue establecida en 1801 por el químico francés L.J. Proust, aunque inicialmente fue criticada por C. L. Berthollet.

Ley de las Proporciones Múltiples:

Afirmada por el trabajo científico de John Dalton, esta ley se aplica a compuestos diferentes que se conforman de los mismos elementos. La ley afirma que cuando existe la combinación de elementos en más de una proporción para formar diferentes compuestos, la relación entre las masas de uno de los elementos que reacciona con una misma masa de otro elemento se expresa en números enteros pequeños.

Por ejemplo, el carbono y el oxígeno forman dos compuestos comunes que son el dióxido de carbono (CO2) y el monóxido de carbono (CO). El cuadro muestra las relaciones entre los compuestos, así:

Compuesto Relación por masa molar Proporción

CO2 12g C: 32g O 1:2

CO 12g C: 16g O 1:1

Al comparar la relación entre las masas de oxígeno que reaccionan con una misma masa de carbono (12g), se obtiene que esta proporción es de 32g O: 16g O, lo que es igual a 2:1 ó 2 (un número entero pequeño).

“Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, las masas de uno de los elementos que se combinan con la misma masa de otro, están en relación de números enteros pequeños”.

5.-TEORIA ATOMICA:

Estos estudios permitieron hallar relaciones muy precisas entre las masas de las sustancias sólidas o entre los volúmenes de los gases que intervienen en las reacciones químicas. Las relaciones encontradas se conocen como leyes de la química. Entre las leyes fundamentales de la Química, hay algunas que establecen las relaciones entre masas, llamadas leyes gravimétricas y otras que relacionan volúmenes, denominadas leyes volumétricas. John Dalton desarrolló su modelo atómico, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta teoría tuvo diversos precedentes.

El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. Esta ley le sugirió a Dalton la idea de que la materia era indestructible.

El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en proporciones de masa definidas y características del compuesto.

Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporciones múltiples: cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de sustancias. Esto, unido a su rudimentario material, hizo que su tabla fuese muy poco precisa. Por ejemplo, creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados que los átomos de hidrógeno, porque en el agua midió 5,5 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno y creía que la fórmula del agua, en estado gaseoso, era HO (en realidad, un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que un átomo de hidrógeno).

6.-DISTRIBUCCION

ELECTRONICA:

En Química, la distribución electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de

Exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente.

La distribución electrónica es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller.

Para determinar la configuración electrónica de un elemento, solo hay que decidir cuantos electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un elemento con número atómico más grande tiene un electrón más que el elemento que lo precede.

Z = p+ = e-

Z es el número atómico y representa el número de protones que están presentes en un átomo. Entonces, si por ejemplo tenemos:

Z=20

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

K2 L8 M8 N2

REGLA DEL OCTETO

Los átomos se unen para lograr estabilidad pero deben cumplir la regla del octeto:

Todos los átomos deben tener 8 electrones en su último nivel de energía.

Se utiliza la regla del dueto para los electos pequeños (Hidrógeno).

EJEMPLOS:

A continuación algunos ejemplos que nos permitirán entender mejor el la distribución electrónica a través del método de la lluvia. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio (Z=23), obtendríamos: Llenado de orbitales: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23) donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel. Sumando el número de electrones presente en cada orbital, obtenemos el número de electrones del elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbita d no está lleno, sólo hay tres electrones de

10 posibles.

Otros Ejemplos:

Z = 6 Carbono C: 1 s 2 2 s 2 2 p 2

Z = 17 Cloro Cl: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5

Z = 20 Calcio Ca: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2

Z = 26 Hierro Fe: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 4 s 2

Z = 35 Bromo Br: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 5

Solamente hay dos excepciones:

Z = 24 Cromo Cr: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 1

Z = 29 Cobre Cu: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 1

7.-CAMBIOS QUÍMICOS:

En un cambio químico o reacción química se altera la estructura y composición de la materia: de unas sustancias iniciales se obtienen otras distintas.

Como reconocer un cambio químico: Basta observar ciertos indicios como la formación de un precipitado, el cambio de color y sabor o la formación de un gas. Estudio de algunos cambios químicos en la vida diaria.

Cambios en presencia del aire: oxidaciones.

Una oxidación es una reacción de una sustancia con él oxigeno.

Descomposiciones:

Reacciones de síntesis: Obtener moléculas más o menos complejas a partir de otras más sencillas.

Acidez y alcalinidad: reacciones de neutralización.

Ácidos.- La mayoría son solubles en agua como en el caso del vinagre, reaccionan con los metales desprendiendo hidrogeno y formando una sal. Debido a que tienen mucha tendencia a reaccionar con otras sustancias se les considera corrosivos. La llamada lluvia ácida provoca el deterioro de la naturaleza.

Bases.- Son sustancias capaces de neutralizar la acción de los ácidos. Las bases solubles en agua se llaman álcalis.

Existen los compuestos llamados hidróxidos que también son bases.

Como reconocer un ácido o una base: Indicadores.

El ácido acético o el ácido cítrico son considerados ácidos débiles. Pero los usados en laboratorios y procesos industriales como el ácido nítrico y otros son mucho más fuertes. Hay que tener mucho cuidado porque son altamente corrosivos. Para reconocerlos se usan los llamados indicadores que cambian de color según se hallen en presencia de un ácido o una base.

A menudo es más cómodo utilizar una escala de números llamada escala pH. Sus números van del 1 al 14. Las sustancias neutras tienen un pH de 7, los ácidos menores de 7 y las bases mayores. Para conocer el pH se puede utilizar el papel indicador. Reacciones de neutralización. La reacción entre un ácido y una base recibe la neutralización y se forma una sal. Si la base es un hidróxido, los productos de la reacción son una sal y agua.

Conservación de la masa en las reacciones químicas.

En cualquier reacción química la masa de las sustancias que reaccionan es igual a la masa de los productos de la reacción.

Cambio químico y reordenación de átomos.- En todo cambio químico los átomos son los mismos al finalizar la reacción lo que reagrupados de distinta forma, ya que algunas sustancias se transforman en otras.

8.-ENLACES QUÍMICOS:

Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

-Tipos de Enlaces:

Existen dos tipos principales de enlaces:

1. Enlace iónico también denominado electrovalente: se establece en átomos con diferencias marcadas en sus electronegatividades y se debe a la interacción electrostática entre los iones que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo atómico a otro.

2. El enlace covalente: se establece cuando en los átomos no existen diferencias marcadas de electronegatividad. En este caso se comparten uno o más electrones entre dos átomos.

9.-NOMENCLATURA:

La Nomenclatura química es un conjunto de reglas que se utilizan para nombrar todas aquellas combinaciones que se dan entre los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, por sus siglas en inglés) es la máxima autoridad en nomenclatura, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.

Existen dos tipos de nomenclatura, la orgánica y la inorgánica:

-Nomenclatura orgánica:

La nomenclatura en química orgánica es el sistema establecido para denominar y agrupar los compuestos químicos en química orgánica.

Formalmente, se siguen las reglas establecidas por IUPAC y se emplean en la práctica un cierto número de reglas simplemente aplicadas, que permiten entender los nombres de muchos compuestos orgánicos.

-Nomenclatura inorgánica:

Utilizada para nombrar compuestos inorgánicos.

-Tipos de nomenclatura:

1. Nomenclatura sistemática

2. Nomenclatura stock

3. Nomenclatura tradicional

• Nomenclatura sistemática: Es aquella que utiliza prefijos para nombrara el subíndice que tiene los átomos de un compuesto.

Prefijos griegos Número

Mono 1

Di 2

Tri 3

Tetra 4

Penta 5

Hexa 6

Hepta 7

Octa 8

Nona 9

Deca 10

Ejemplos: - Fe2O3: trióxido de dihierro.

-Cl2O7: heptaoxido de dicloro.

-CaCl2: dicloruro de calcio.

• Nomenclatura stock: Es aquella que utiliza los números Romanos para indicar la valencia del elemento.

Ejemplos: - Fe2O3: oxido de hierro (III)

-CL2O7: oxido de cloro (VII)

• Nomenclatura tradicional :

10.-ESTEQUIOMETRIA:

En química, la estequiometria es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

La estequiometria es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometria. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia.

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