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ESCUELA PREPARATORIA OFICIAL DEL ESTADO DE MÉXICO, NÚMERO 128 “GENERAL FRANCISCO VILLA”

CICLO ESCOLAR 2016-2017

PERIODO DE ACREDITACIÓN ESPECIAL: TERCERO MATERIA: QUÍMICA II DOCENTE: ING. NEFTALI CABRERA CRUZ ESTUDIANTE: CRITERIOS DE EVALUACIÓN:

RESOLUCIÓN TOTAL DE LA GUIA: 3 PUNTOS.

EXAMEN ESCRITO: 7 PUNTOS. FECHA:

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ÍNDICE Página

UNIDAD 1 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA.

- Sustancia, elemento y compuesto. - Mezclas: dispersiones, disoluciones, coloides y suspensiones. - Características de gases, líquidos y sólidos. - Modelo cinético molecular de la materia. - Isótopos. - Fórmula mínima y molecular. - Tabla periódica (metales, no metales y metaloides). - Niveles de energía. - Configuración electrónica. - Números cuánticos. - Estructura de Lewis. - Geometría molecular. - Electronegatividad. - Enlace iónico. - Reacción química. - Cambios físicos y químicos. - El mol. - Masa molecular. - Introducción al balanceo de ecuaciones químicas.

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UNIDAD 2 EL AGUA.

- Propiedades generales de los líquidos. - Tensión superficial. - Punto de ebullición. - Capacidad calorífica. - Enlace de hidrógeno. - Ácidos y bases. - Teoría ácido – base. - Indicadores ácido – base. - Disoluciones. - Molaridad. - Contaminación del agua. - Potabilización del agua.

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UNIDAD 3 EL AIRE.

- La atmósfera. - El aire que respiramos. - Ecuación del gas ideal. - Ley general de los gases. - Óxidos. - Óxidos ácidos y básicos. - Reacciones de óxido – reducción. - Número de oxidación. - Balanceo de ecuaciones redox. - Reacciones de combustión. - Ciclo del oxígeno. - Ciclo del nitrógeno. - Ciclo del carbono. - Contaminantes del aire. - Efecto invernadero. - Lluvia ácida. - Entalpía de reacción. - Equilibrio químico. - Velocidad de reacción.

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UNIDAD 4 QUÍMICA DEL CARBONO.

- Estructura del carbono en compuestos orgánicos. - Tipos de hidrocarburos. - Nomenclatura de hidrocarburos. - Isómeros. - Grupos funcionales. - Nomenclatura de compuestos orgánicos. - Reacciones orgánicas. - Carbohidratos. - Lípidos - Proteínas. - Enzimas - Vitaminas - Minerales.

BIBLIOGRAFÍA

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UNIDAD 1 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA. SUSTANCIA, ELEMENTO Y COMPUESTO. Sustancia. Es un material formado por un único componente. Puede ser un elemento o un compuesto. Son ejemplos de sustancias: el oro (Au), el agua (H2O), el nitrógeno (N2), el azufre(S8), el mercurio (Hg) y el sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 • 5H2O). Elemento. Es una sustancia constituida por átomos que tienen el mismo número atómico. No es posible su descomposición en otras sustancias, ni siquiera por métodos químicos. Ejemplos de elementos son el mercurio (Hg), el oxígeno (O2), el oro (Au) y el platino (Pt). Un mismo elemento puede presentarse en diversas formas alotrópicas (diferentes estructuras en el mismo estado físico) en la naturaleza, por ejemplo el carbono puede existir como diamante y como grafito. El fósforo existe como fósforo rojo y como fósforo blanco. Compuesto. Es una sustancia formada por entidades elementales (moléculas, iones, etcétera) en las que se encuentran átomos de cuando menos dos elementos diferentes en una proporción bien definida. Mediante métodos químicos es posible descomponerlos en elementos. Son ejemplos de compuestos: cloruro de sodio (NaCl), carbonato de calcio (CaCO3), agua (H2O), óxido de plomo IV (PbO2). El cloruro de sodio, por ejemplo, se puede descomponer en cloro y sodio por métodos electroquímicos. 1.- ¿En cuál de las siguientes opciones hay materiales formados únicamente por elementos? A) CO (g), Co (s), H2 (g) B) Na (s), Cl2 (g), P4 (s) C) O2 (g), He (g), CO (g) D) S8 (s), N2 (g), SO2 (g) E) CO (g), Na (s), S8 (s) 2.- Clasifica las siguientes sustancias como corresponde. Sustancia I. Platino. II. Dióxido de carbono. III. Xenón. IV. Azúcar.

a. Elemento. b. Compuesto. A) Ia; IIa; IIIb; IVb B) Ia; IIa; IIIa; IVb C) Ia; IIb; IIIa; IVb D) Ia; IIb; IIIb; IVb E) Ib; IIa; IIIb; IVa 3.- Clasifica las siguientes sustancias como corresponde. Sustancia I. Butano. II. Radón. III. Hexano. IV. Mercurio. a. Elemento. b. Compuesto. A) Ia; IIb; IIIb; IVb B) Ia; IIa; IIIb; IVb C) Ib; IIa; IIIb; IVa D) Ia; IIb; IIIb; IVa E) Ib; IIb; IIIb; IVa 4.- ¿En cuál de las siguientes opciones hay materiales formados únicamente por sustancias? A) Boro, metano, acero y mercurio. B) Oro, plata, helio y bronce. C) Sodio, carbonato de cobre, diamante y carbón mineral. D) Silicio, oxígeno, grafito y dióxido de carbono. E) Fósforo, latón, butano y agua. 5.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan tres mezclas? A) Cerveza, sangre y latón. B) Vidrio, diamante y pasta de dientes. C) Agua, alambre de cobre y vapor de bromo. D) Cloruro de sodio, ácido sulfúrico y oxígeno. E) Gasolina, madera y cobre. 6.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan dos mezclas homogéneas y una heterogénea? A) Carbono, aire puro y vinagre. B) Agua con sal, acero y mármol. C) Oro, grafito y arena. D) Vidrio, bronce y ácido clorhídrico. E) Hidróxido de sodio, plomo y amalgama.

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MEZCLAS: DISPERSIONES, DISOLUCIONES, COLOIDES Y SUSPENSIONES. Mezcla. Porción de materia constituida por dos o más sustancias, en proporciones que pueden variar con la adición de algunos de los componentes. Pueden ser homogéneas (una sola fase) o heterogéneas (más de una fase). Dispersiones Las dispersiones son mezclas que pueden ser homogéneas o heterogéneas. Por lo general existe una sustancia que se encuentra en mayor cantidad y otra en menor proporción, dispersa en la primera, es decir, hay una fase dispersora y una fase dispersa. Las dispersiones se clasifican en disoluciones, coloides y suspensiones, de acuerdo con el tamaño de las partículas de la fase dispersa. A continuación se explica cada una de ellas. Disoluciones Cuando en una mezcla homogénea las partículas de la fase dispersa tienen el tamaño de átomos o moléculas se habla de una disolución. El componente que está en exceso se denomina disolvente. El componente o los componentes que se encuentran en menor proporción, se denominan solutos. En el siguiente cuadro se presentan diferentes tipos de disoluciones, según su estado de agregación:

Coloides Cuando el tamaño de las partículas de una mezcla homogénea es de aproximadamente entre diez a diez mil veces mayor que los átomos y moléculas, se tiene un sistema coloidal. En lugar de hablar de disolvente y soluto, se acostumbra emplear los términos fase dispersora y fase dispersa. Los coloides difractan la luz visible. Este fenómeno se conoce con el nombre de efecto Tyndall.

Los coloides se clasifican según el estado de la fase dispersa (sólida, líquida o gaseosa) y el de la fase dispersora. Los coloides líquido-líquido sólo se forman en presencia de un emulsificante: una sustancia que recubre y estabiliza las partículas de la fase dispersa. Estas dispersiones coloidales se llaman emulsiones. Se llama sol a una mezcla donde la fase dispersa es sólida y la dispersora líquida. En un sol sólido las dos fases son sólidas. En el siguiente cuadro se muestran los tipos de coloides:

Suspensiones Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que en el caso de los coloides, se habla de suspensiones. En el siguiente cuadro se muestran algunas propiedades de las dispersiones:

Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que 10 000 nm se habla de suspensiones. Muchos medicamentos son suspensiones, por lo que tienen la indicación: “agítese antes de usarse”.

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7.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan tres mezclas homogéneas? A) Piedra pómez, acero y platino. B) Plata, madera y níquel. C) Aspirina, agua y yoduro de potasio. D) Vino, agua de mar y aire húmedo. E) Aluminio, bronce y aire. 8.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan tres mezclas? A) Gelatina, mercurio y agua de mar. B) Refrescos, bronce y osmio. C) Aire, acero y vinagre. D) Latón, estroncio y agua. E) Humo, grafito y mayonesa. 9.- Los coloides se identifican porque: A) poseen un soluto. B) la fase dispersa como la dispersora están constituidas por partículas del mismo tamaño. C) dispersan la luz. D) sedimentan al cabo del tiempo. E) forman dos fases bien diferenciadas. Cuando un soluto y un disolvente son completamente miscibles, se tiene una disolución, no un coloide. 10.- ¿Cuál de los siguientes pares de materiales son coloides? A) Humo y vinagre. B) Mayonesa y sal de mesa disuelta en agua. C) Gelatinas y pinturas. D) Perlas y azúcar disuelta. E) Leche de magnesia y nubes. 11.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de las disoluciones y los coloides es verdadera? A) Los coloides son mezclas heterogéneas. B) En las disoluciones el tamaño de las partículas de la fase dispersa es mayor que 10 000 nm. C) Las disoluciones y los coloides no pueden separarse por filtración. D) Ejemplo de disolución es el vinagre y de coloide el peptobismol. E) Las disoluciones y los coloides presentan el efecto Tyndall. 12.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de las disoluciones, coloides y suspensiones es verdadera? A) Las suspensiones y los coloides son mezclas heterogéneas. B) La mayonesa, el vidrio y el acero son coloides.

C) En las suspensiones el tamaño de partícula es menor que 10 000 nm. D) Sol sólido es un coloide en el que la fase dispersa y la dispersora son sólidos. E) La albúmina es un ejemplo de suspensión y el bronce de disolución. CARACTERÍSTICAS DE GASES, LÍQUIDOS Y SÓLIDOS. Características de los gases

Un gas se compone de moléculas o átomos cuyo tamaño es mucho menor que la distancia promedio entre ellas. Por eso se pueden comprimir fácilmente y mezclar en todas proporciones.

Las moléculas de gas se mueven aleatoriamente, a distintas velocidades en todas las direcciones posibles.

Excepto cuando las moléculas chocan, las fuerzas de atracción y repulsión entre ellas son pequeñas.

Cuando hay colisiones, entre moléculas o con las paredes del recipiente, éstas son elásticas.

La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta.

Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. Características de los líquidos

Se componen de moléculas que están muy juntas, por lo que, a diferencia de los gases, no son compresibles.

Tienen volumen definido y toman la forma del recipiente que los contiene.

Fluyen debido a que las moléculas tienen suficiente movilidad.

Confinados transmiten una presión en todas direcciones.

Tienen propiedades de “superficie”, como la tensión superficial. Las moléculas que están debajo de la superficie del líquido están rodeadas totalmente por otras moléculas y experimentan atracciones intermoleculares en todas direcciones, cosa que no sucede con las moléculas que están en la superficie, que son atraídas hacia el interior del líquido.

Los líquidos tienen una densidad mucho mayor que la de los gases. Características de los sólidos

A diferencia de los gases y líquidos, los sólidos son rígidos. No pueden transmitir presión en todas direcciones como los gases o los líquidos.

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Los sólidos tienen distintos grados de dureza, dependiendo del tipo de fuerzas que mantienen unidas las partículas del sólido.

Tienen forma y volumen definido.

En general una sustancia sólida tiene mayor densidad que en estado líquido o gaseoso. Un caso singular es el del agua, cuya densidad del sólido es inferior a la del líquido (por eso flota).

Los átomos o moléculas en los sólidos presentan movimiento de vibración en posiciones prácticamente definidas. 13.- ¿Cuáles estados de la materia son significativamente compresibles? A) Líquidos y gases. B) Sólidos y líquidos. C) Solamente los sólidos. D) Solamente los gases. E) Solamente los líquidos. 14.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones describe mejor a un líquido? A) Llena el recipiente que lo contiene, toma la forma del recipiente, fluye fácilmente, tiene baja densidad (comparada con la de los gases). B) Tiene volumen definido, tiene forma definida, no fluye fácilmente, tiene alta densidad (comparada con la de los gases). C) Llena el recipiente que lo contiene, tiene forma definida, no fluye fácilmente, tiene baja densidad (comparada con la de los gases). D) Tiene volumen definido, toma la forma del recipiente que lo contiene, fluye fácilmente, tiene alta densidad (comparada con la de los gases). E) Llena el recipiente que lo contiene, tiene volumen definido, fluye con dificultad, tiene alta densidad (comparada con la de los gases). 15.- Algunos líquidos pueden mezclarse fácilmente con otros debido a que sus partículas A) son muy pequeñas comparadas con las de los sólidos B) tienen fuerzas de atracción menores que las de los sólidos y pueden moverse libremente. C) pueden cambiar de forma muy fácilmente. D) no tienen espacios vacíos entre ellas. E) presentan atracciones intermoleculares en todas direcciones.

En los líquidos existen fuerzas de atracción entre sus partículas menores que en las de los sólidos, lo cual permite que se muevan fácilmente y facilita que se mezclen. Un ejemplo es la disolución de alcohol en agua. Los sólidos no fluyen y se difunden unos en otros a una velocidad mucho menor que los líquidos o los gases. 16.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de los gases, líquidos y sólidos es verdadera? A) En los gases hay grandes espacios vacíos entre las moléculas. Los líquidos y los sólidos tienen forma y volumen definidos. B) En los líquidos las moléculas están en constante movimiento, igual que en los gases. En los sólidos los átomos o moléculas vibran en posiciones relativamente fijas. C) Los líquidos presentan una propiedad llamada tensión superficial. El paso de las moléculas de la fase gaseosa a la fase líquida se llama evaporación. D) Los gases son mucho más compresibles que los líquidos. Los líquidos se dilatan al aumentar la temperatura, aunque no así los sólidos. E) En los gases, líquidos y sólidos la presión se ejerce en todas direcciones. 17.- Una de las propiedades más conocidas del aire es su compresibilidad. Esto se interpreta correctamente desde el punto de vista submicroscopico diciendo que: A) al aumentar la presión las moléculas se dispersan. B) entre las partículas existen espacios vacíos muy grandes. C) las moléculas del gas reducen su tamaño al ser comprimidas. D) las fuerzas intermoleculares son muy grandes. E) sus moléculas se mueven a gran velocidad.

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MODELO CINÉTICO MOLECULAR DE LA MATERIA. Las principales ideas del modelo cinético molecular son las siguientes: 1. La materia está compuesta por pequeñas partículas (átomos, moléculas, iones) 2. Entre partícula y partícula solo hay vacío. 3. Las partículas están en movimiento permanente en sólidos, líquidos y gases. 4. La energía cinética promedio de las partículas es proporcional a la temperatura. 5. La presión ejercida por un gas sobre una superficie es el resultado de las colisiones de las partículas que lo forman contra la superficie del recipiente que lo contiene. 6. La difusión de las sustancias se debe al movimiento al azar de las partículas que las forman. 7. En un fenómeno químico, las partículas pueden unirse entre sí dando lugar a un tipo diferente de partículas, con propiedades distintas a las de aquellas que las han formado. Con este modelo se puede explicar el hecho de que cuando se deja un recipiente con agua expuesto al aire, el agua se evapora poco a poco. La evaporación puede explicarse en términos del movimiento de las moléculas, que las lleva de una fase, la líquida, a otra fase, la gaseosa.

Esferas azules: moléculas de agua Esferas grises, O2 o N 2

Otros de los muchos fenómenos que se pueden explicar con este modelo es la sublimación, esto es, el paso de un sólido a la fase gaseosa sin pasar por el estado líquido.

La difusión puede explicarse también con este modelo. En este fenómeno las moléculas de una sustancia se van mezclando poco a poco con las de otra sustancia, y van difundiéndose hasta ocupar el mismo espacio que ocupaba originalmente la otra sustancia.

18.- Cuando se agregan unas gotas de tinta a un vaso con agua, al cabo de cierto tiempo ésta queda coloreada, ¿cómo se explica este fenómeno? A) El color indica que se ha formado una nueva sustancia. B) Las moléculas de agua se tiñen con las partículas de la tinta. C) Las partículas de tinta se distribuyen entre las del agua. D) Las partículas de tinta se introducen dentro de las moléculas de agua. E) Las moléculas de agua se introducen dentro de las partículas de tinta.

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19.- Dos recipientes se llenan con gas a la misma temperatura, uno con oxígeno (O2) y otro con dióxido de carbono (CO2) y una vez llenos los recipientes, se tapan. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones es consistente con el modelo cinético molecular? A) Las moléculas de los gases tienen la misma velocidad promedio. B) Las moléculas de los gases tienen la misma energía cinética promedio. C) Las moléculas de los gases tienen la misma energía cinética. D) Las moléculas de los gases tienen la misma velocidad. E) Las moléculas de los gases tienen la misma velocidad y energía cinética promedio. 20.- Determinar cuáles de las siguientes aseveraciones acerca del modelo cinético molecular de la materia son correctas. I. En el estado gaseoso, las moléculas casi no ejercen fuerzas unas sobre otras. II. Con este modelo se puede explicar la evaporación y la sublimación. III. En los líquidos existen fuerzas de atracción extremadamente débiles entre las moléculas. IV. La difusión se presenta fundamentalmente en los gases y en los líquidos. A) I, II, III y IV B) I, III y IV C) I, II y IV D) I y III E) III y IV ISÓTOPOS. Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con diferente número de neutrones. O sea que los isótopos de un elemento, tienen el mismo número atómico, pero diferente número de masa. Ejemplo: El hidrógeno tiene tres isótopos:

Como el número atómico identifica a los átomos de la misma especie, los tres isótopos del hidrógeno tienen número atómico igual a 1, lo que cambia en cada uno de ellos es el número de neutrones: • El primer isótopo tiene un protón y ningún neutrón. • El segundo isótopo tiene también un protón y un neutrón.

• El número de masa del último isótopo es tres y su número atómico es uno, por lo tanto, tiene un protón y dos neutrones. 21.- ¿Cuántos protones y neutrones, respectivamente, posee el isótopo del yodo-131, usado en enfermedades de la tiroides? A) 53 y 78 B) 53 y 131 C) 78 y 53 D) 131 y 53 E) 131 y 78 22.-

A) 60 y 33 B) 60 y 27 C) 33 y 27 D) 27 y 60 E) 27 y 33 23.-

A) 94 y 238 B) 94 y 332 C) 94 y 144 D) 238 y 94 E) 144 y 94 24.-

A) 41 y 99 B) 99 y 58 C) 41 y 58 D) 58 y 41 E) 58 y 99

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FÓRMULA MÍNIMA Y MOLECULAR. 25.- La expresión 2Al2(SO4)3 indica que en dos fórmulas de sulfato de aluminio hay A) 4 átomos de aluminio y 3 iones sulfato. B) 2 radicales sulfato y 2 átomos de aluminio. C) 4 átomos de aluminio, 6 de azufre y 24 de oxígeno. D) 3 átomos de azufre, 4 de aluminio y 12 de oxígeno. E) 4 átomos de oxígeno, 2 de aluminio, 1 de azufre. 26.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno, hidrógeno, carbono y oxígeno respectivamente indica la fórmula: 3(NH4)2CO3? A) 3, 12, 3 y 3 B) 6, 12, 3 y 12 C) 3, 8, 1 y 3 D) 3, 24, 3 y 9 E) 6, 24, 3 y 9 27.- ¿Cuántos átomos de hierro, cromo y oxígeno respectivamente indica la fórmula: 5 Fe2(CrO4)3? A) 2, 1 y 4 B) 10, 15 y 20 C) 2, 3 y 12 D) 10, 15 y 60 E) 10, 3 y 60 28.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno, hidrógeno, fósforo y oxígeno respectivamente indica la fórmula: 4(NH4)3PO4? A) 12, 48, 4, 16 B) 4, 12, 1, 4 C) 4, 48, 1, 4 D) 12, 16, 4, 16 E) 1, 48, 1, 4 FORMULA MÍNIMA. La fórmula mínima o empírica, indica la menor proporción en la que se encuentran los átomos de los elementos que forman un compuesto. Ejemplo: Si el óxido de nitrógeno contiene 30.5 por ciento en masa de nitrógeno y 69.5 por ciento en masa de oxígeno, significa que en cada 100 g de sustancia, 30.5 g son de nitrógeno y 69.5 g son de oxígeno

FÓRMULA MOLECULAR. La fórmula molecular de un compuesto es un múltiplo de su fórmula empírica y expresa el número total de átomos de cada tipo que hay en una molécula de un compuesto. Ejemplo. Para calcular la formula mínima de una sustancia que está compuesta por 60 por ciento en masa de oxígeno y 40 por ciento en masa de azufre. Se puede proceder de la siguiente manera:

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29.- ¿Cuál es la composición porcentual en masa del oxígeno en el ácido sulfúrico (H2SO4)?

A) 16.30 por ciento. B) 16.32 por ciento. C) 32.60 por ciento. D) 48.90 por ciento. E) 65.31 por ciento. 30.- ¿Cuál es la composición porcentual en masa del nitrógeno en el fosfato de amonio, (NH4)3PO4?

A) 14/62 x 100 B) 14/113 x 100 C) 21/80 x 100 D) 42/146 x 100 E) 42/149 x 100 31.- La composición porcentual de oxígeno en el sulfato doble de aluminio y potasio hidratado K2SO4•Al2(SO4) 3•24H2O se calcula como:

32.- El análisis químico de un compuesto indica los porcentajes en masa. Un compuesto de sodio, azufre y oxígeno, contiene los siguientes porcentajes en masa: 29.08 por ciento de Na, 40.56 por ciento de S y 30.36 por ciento de O. ¿Cuál es su fórmula mínima?

A) Na2SO3 B) Na2SO4 C) Na2S2O3 D) Na2S2O8 E) Na2S4O6

Si se conoce la composición porcentual en masa de los elementos en un compuesto, se puede obtener su fórmula mínima. En este caso, los subíndices con números enteros más pequeños que están de acuerdo con la composición porcentual en masa dada que corresponden a cada elemento son: 2 para el sodio, 2 para el azufre y 3 para el oxígeno que se expresan como: Na2S2O3. Los moles de cada elemento en 100 gramos del compuesto son:

ahora se obtiene la razón entre los moles de S y O y el menor número de moles que corresponde al Na. El resultado es un cociente entre números de átomos en la fórmula.

Los subíndices no dan números enteros, sin embargo se pueden convertir en números enteros multiplicando cada uno por 2. Así la fórmula empírica es: Na2S2O3

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33.- Cuál es la fórmula mínima de la sustancia que está compuesta por 60 por ciento en masa de oxígeno y 40 por ciento en masa de azufre?

A) SO2 B) SO3 C) S2O4 D) S2O3 E) S4O6

34.- El análisis químico de un compuesto indica que contiene 30.5 por ciento en masa de nitrógeno y 69.5 por ciento en masa de oxígeno, y su masa molar es de 92 g/mol ¿Cuál es su fórmula molecular?

A) NO B) NO2 C) N2O4 D) N2O3 E) N2O5 35.- El análisis químico de una muestra de gas refrigerante da el siguiente resultado: 9.95 por ciento en masa de C, 58.7 por ciento en masa de Cl y 31.43 por ciento en masa de F. Si la masa molar del gas es 121 g/mol ¿cuál es su fórmula molecular?

A) C2ClF B) CClF C) CCl2F2 D) C2ClF2 E) CClF2

LA TABLA PERIÓDICA. Durante el siglo XIX varios científicos trabajaron intensamente para identificar los elementos con propiedades similares, así como para obtener sus masas atómicas. El resultado más impresionante lo obtuvo el ruso Mendeleiev, en 1869, al observar que las propiedades de los elementos se repetían a intervalos regulares al colocar en grupos o columnas los elementos que mostraban propiedades físicas y químicas similares, usando la masa atómica como base para establecer la periodicidad de los elementos. Los primeros 20 elementos, que son los más comunes, aparecen en los grupos 1,2 y 13 a 18. Se denominan elementos representativos a los elementos pertenecientes a estos grupos. Los metales de los grupos 3 al 12 reciben el nombre de elementos de transición. Los metales están separados de los elementos no metálicos por una línea diagonal escalonada, en la parte derecha de la tabla, sobre la que se encuentran los 6 metaloides (B, Si, Ge, As, Sb y Te) que exhiben propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales. Actualmente el orden de los elementos es por número atómico creciente. La ley de la periodicidad química menciona que las propiedades de los elementos son funciones periódicas del número atómico.

A medida que los químicos descubrían nuevos elementos, intentaron clasificarlos y relacionarlos. Se buscaron semejanzas y regularidades en sus propiedades. De los 92 elementos que se pueden encontrar en la naturaleza, se habían descubierto 59 a finales de 1850. El elevado número de elementos conocidos en esta época facilitó que se intentaran clasificar en grupos con propiedades parecidas, con el objeto de simplificar su estudio. Una primera clasificación, realizada por Lavoisier, consistió en separarlos en dos grandes grupos: metales y no metales.

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El químico alemán Döbereiner (1780-1849) estudió grupos de tres elementos, con propiedades parecidas, que llamó tríadas, como Li, Na y K; Cl, Br y I. Si se escribían en orden creciente de su masa atómica relativa, la masa del elemento del medio era aproximadamente la media de los otros dos elementos.

En 1865, el químico inglés Newlands (1838-1898) presentó una nueva propuesta para ordenar los elementos. Sugirió que cuando se ordenaban en forma creciente según su masa atómica relativa “el octavo elemento, partiendo de uno dado, es una especie de repetición del primero, como la octava nota de una escala musical”. Esta relación se denominó ley de las octavas.

No obstante, en 1869, al continuar buscando la relación entre las propiedades de los elementos y su masa atómica relativa, en forma simultánea pero independiente, L. Meyer en Alemania y D. Mendeleiev en Rusia propusieron un nuevo arreglo. Este último presentó una tabla en la que ubicó los elementos en orden creciente de sus masas atómicas, de manera que los que tenían propiedades parecidas estaban situados en columnas, uno bajo otro. Pero fue más allá al dejar espacios vacíos en la tabla cuando se rompía la periodicidad, pues Mendeleiev afirmaba que los vacíos de su tabla debían ocuparlos elementos desconocidos en su época. Predecir la existencia y las propiedades de los elementos desconocidos fue un gran éxito que produjo la tabla periódica de los elementos. Sin embargo, la ley periódica, según la cual “las propiedades de los elementos varían de forma periódica con su masa atómica relativa”, presentaba inconsistencias, ya que había elementos que no cumplían con el orden creciente de masas atómicas, como era el caso del Ar con el K; el Co con el Ni y el Te con el I. Las anomalías de la tabla de Mendeleiev se resolvieron en 1913 cuando Moseley, al estudiar los espectros de rayos X de varios elementos, propuso la ordenación de los elementos con base en una propiedad que denominó número atómico.

Mostró que los elementos se ordenaban de forma creciente con respecto a su número atómico (número de protones), que se representa por la letra Z. De esta manera todos los elementos se encuentran en el lugar que les corresponde por sus propiedades y desaparecen las irregularidades. La tabla periódica actual presenta a los elementos ordenados de acuerdo con su número atómico. Los elementos que tienen propiedades parecidas se han colocado en columnas y constituyen los grupos o familias que están numerados de manera consecutiva del 1 al 18. Cada una de las series de elementos situados en una fila horizontal constituye un periodo de la tabla y son un total de siete periodos, numerados del 1 al 7. Cada elemento se representa por su símbolo, su número atómico y su masa atómica. En los últimos años se han creado artificialmente algunos elementos, cuyos números atómicos van del 104 al 115. No obstante, el común de las tablas publicadas incluyen hasta el número 103. 36.- Son elementos de la misma familia: A) Cu, Mg y Al B) Mg, Sn y S C) Na, B y P D) Cl, S y As E) Li, Na y K 37.- Señala el inciso que incluye elementos de una misma familia: A) Al, Si, P B) O, S, F C) Cl, Br, I D) Na, Mg, K E) C, N, O 38.- ¿Cuál opción reúne elementos de un mismo período? A) F, N, P B) Be, N, Ne C) K, Ca, Sb D) Cu, Ag, Au E) Li, Be, Mg 39.- Son elementos que pertenecen a la misma familia: A) Zn, Hg, Mn B) Cr, Mn, Fe C) Cu, Ag, Au D) Al, Si, P E) Cl, O, N

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40.- Los primeros intentos por clasificar los elementos se basaron en A) los números atómicos de los elementos. B) las masas relativas de los átomos. C) los isótopos de los elementos. D) el número de neutrones de los átomos. E) el número de electrones de los átomos. Los primeros intentos se dieron en los siglos XVIII y XIX. El número atómico o número de protones se determinó hasta 1915 por Moseley, hacia entonces ya se habían desarrollado varias proposiciones para agrupar los elementos. 41.- Científico que propuso un sistema periódico basándose en las masas atómicas relativas de los elementos y en el que dejó espacios vacíos, para su posterior ubicación, cuando fueran descubiertos: A) Meyer. B) Döbereiner. C) Newlands. D) Mendeleiev. E) Moseley. 42.- Científico que determinó el número atómico mediante la longitud de onda de emisión de rayos X de los elementos: A) Meyer. B) Döbereiner. C) Newlands. D) Mendeleiev. E) Moseley. El criterio que siguió este científico para ordenar los elementos fue la masa atómica. 43.- De acuerdo con el desarrollo histórico de la tabla periódica, la clasificación de los elementos se desarrolló a través de ciertos criterios, que contemplaban la siguiente secuencia: A) propiedades físicas, masa atómica relativa y número atómico. B) masa atómica relativa, número atómico y propiedades químicas. C) propiedades físicas y químicas, número atómico y masa atómica relativa. D) número atómico, masa atómica relativa, propiedades físicas y químicas. E) propiedades físicas y químicas, masa atómica relativa y número atómico.

44.- Ser menos electronegativos y agentes reductores son propiedades químicas de A) los no metales. B) los metales. C) los metaloides. D) los halógenos. E) la familia del oxigeno. La familia del oxígeno está formada, en su mayoría, por no metales. Al formar compuestos los átomos de los no metales forman iones negativos, por lo que se dice que son electronegativos y, al tener que ganar electrones para enlazarse, se reducen, por tanto son oxidantes. 45.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta? A) Los metales forman iones negativos. B) Los no metales son electronegativos. C) Los metaloides son buenos conductores. D) Los no metales son reductores. E) Los metales son oxidantes. 46.- ¿Cuál de las siguientes familias químicas contiene el mayor número de elementos no metálicos? A) Los halógenos. B) El grupo boro-aluminio. C) Los calcógenos. D) El grupo nitrógeno-fósforo. E) El grupo carbono-silicio. 47.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta para un elemento que pertenece al grupo de los metales alcalinos? A) Actúa como oxidante. B) Forma sustancias iónicas con los no metales. C) Sus átomos forman iones negativos. D) Tiene aspecto metálico y es quebradizo. E) Se usa para fabricar semiconductores eléctricos.

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NIVELES DE ENERGÍA. Los átomos tienen una estructura interna. Constan de un núcleo extraordinariamente pequeño, formado por protones y neutrones; fuera de él se hallan los electrones en movimiento organizados en distintos niveles de energía. Cuando Rutherford propuso su modelo planetario del átomo, que concebía a los electrones del átomo girando en órbitas concéntricas alrededor del núcleo, la falla era que, a diferencia de los planetas, los electrones tienen carga eléctrica. Luego, al girar, emitirían radiación y perderían, con ello, energía hasta caer al núcleo siguiendo una trayectoria en espiral. En 1913, Niels Bohr, un científico danés de 27 años, propuso un modelo atómico que permitía explicar una importante evidencia experimental, las líneas de emisión del átomo de hidrógeno. Al hacer este modelo postuló que los electrones son partículas con carga que no emiten radiación en su giro. Bohr propuso la existencia de ciertas órbitas circulares estables para los electrones en los átomos, las que numeró del 1 en adelante, con el llamado número cuántico principal representado por la letra n. La órbita de menor energía, n = 1, era la más cercana al núcleo. Planteó que mientras que un electrón gira en una órbita estable, no absorbe ni emite energía. Sólo cuando absorbe suficiente energía puede pasar a otra órbita de mayor energía (mayor radio) dando lugar a un espectro de absorción. Cuando el electrón regresa a una órbita “permitida” o estable más interna emite la diferencia de energía que corresponda, mediante la emisión de radiación que se identifica en el espectro de emisión. La espectroscopia es la ciencia de medir espectros. Cuando se calienta un elemento a una temperatura suficientemente alta, los enlaces entre los átomos se rompen y el elemento se convierte en un gas monoatómico. A estas temperaturas, los átomos individuales emiten luz visible y ultravioleta. Si se hace pasar esta luz a través de un espectroscopio, se obtiene un espectro formado por un conjunto de franjas de color separadas entre sí que corresponden a longitudes de onda o frecuencias determinadas. Un espectro atómico de este tipo es de emisión de líneas, y las líneas son características de cada elemento y se utilizan para identificarlo.

La espectroscopia fue la ciencia que ayudó a identificar los niveles de energía de los átomos, pues cada línea de la luz que emiten se debe a una transición electrónica entre dos de ellos. Cada elemento da lugar a un espectro propio que permite identificarlo.

Cualquier átomo que tiene los electrones en sus niveles de energía más bajos se dice que está en el estado basal o fundamental.

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Es preciso aportar energía para alejar al electrón del núcleo, porque el núcleo positivo y el electrón negativo se atraen. Cuando el electrón del átomo de hidrógeno ocupa una órbita con un valor mayor del número cuántico n = 1, el átomo tiene más energía que en su estado basal y se dice que está en un estado excitado. Bohr dedujo las ecuaciones matemáticas que permitían calcular el radio de las órbitas y la energía del electrón cuando está en una órbita permitida. Dado que n sólo puede presentar valores 1, 2, 3, … tanto el radio de la órbita como la energía quedan restringidas a unos valores determinados. Luego n determina lo lejos que se halla el electrón del núcleo y cuánta energía tiene. Cuanto mayor es n mayor es el radio de la órbita y mayor su energía. El modelo del átomo ha cambiado a lo largo de la historia. El modelo de Bohr explicó, de forma cuantitativa, el espectro de emisión del elemento hidrógeno, es decir, la explicación teórica con el modelo propuesto coincidía con lo experimental (los espectros), pero no pudo hacer lo mismo con los espectros de otros átomos. Esto hizo que el modelo fuera modificándose, cambiando conforme se dispone de más conocimientos, hasta llegar al modelo cuántico actual, en el que ya no se habla de órbitas sino de la “probabilidad” de localizar al electrón. 48.- De acuerdo con el modelo atómico de Bohr, cuando un electrón pasa del nivel n = 6 al nivel n = 4, el A) electrón absorbe energía. B) átomo se ioniza. C) electrón escapa de la atracción del núcleo. D) electrón emite energía. E) resultado se observa en el espectro de absorción. ¿Cuál de las transiciones o “saltos” del electrón entre los niveles energéticos corresponde a la mayor absorción de energía? A) n = 2 a n = 1 B) n = 1 a n = 3 C) n = 4 a n = 2 D) n = 2 a n = 3 E) n = 3 a n = 0

49.- Bohr aportó un gran avance en el modelo atómico al postular que A) cuando el electrón “salta” de una órbita a otra de mayor energía emite luz. B) los electrones giran alrededor del núcleo en ciertas órbitas circulares estables. C) el electrón, al girar, emitirá energía y, al final, caerá sobre el núcleo. D) el electrón irradia energía luminosa cuando se mueve alrededor del núcleo. E) con su modelo se explican los espectros de todos los elementos. 50.- Se dice que un átomo de hidrógeno que tiene su electrón en su nivel de energía más bajo A) está en un estado excitado. B) emite energía. C) está en su estado basal. D) absorbe energía. E) está ionizado CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. Los átomos tienen una estructura interna con un núcleo, formado por protones y neutrones y, fuera de él, se hallan los electrones organizados en distintos niveles de energía. La forma en que están organizados los electrones dentro de los átomos determina la agrupación de los elementos en el sistema periódico en familias o grupos de propiedades similares. El número de electrones que un átomo tiene en el último nivel de energía, denominados electrones de valencia, está relacionado con el número del grupo o familia de la tabla periódica en el que se encuentra dicho elemento. Fue Niels Bohr quien encontró que la estructura de la tabla periódica se reproduce cuando se sigue un orden determinado de llenado conocido como principio de construcción progresiva:

Puesto que todos los miembros de una familia tienen configuraciones electrónicas similares en el último nivel, éstos forman series de compuestos con propiedades similares. Así, por ejemplo, los elementos del grupo 13 (III A) se caracterizan por tener 3 electrones en el último nivel de energía (por lo tanto, hay que restar diez al número del grupo, cuando el número de la familia es mayor a 10, para obtener el número de electrones disponibles de los átomos.

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Trece es mayor que diez, por ello hay que restar diez para obtener el número de electrones disponibles):

Al símbolo de un gas noble encerrado entre un paréntesis cuadrado se le conoce como kernel (significa “corazón” en alemán) y se ha acordado utilizar como kernel las configuraciones de los gases nobles (SÓLO PARA LOS SÍMBOLOS DE LOS GASES NOBLES POR TENER SU ÚLTIMA CAPA COMPLETA), por ejemplo: [Ne], [Ar], etcétera. Así, las representaciones de las configuraciones anteriores se simplifican al utilizar esta notación a:

Escribir la estructura electrónica de esta manera ayuda a concentrar la atención en los electrones más externos del átomo. la tercera década del siglo XX, la teoría cuántica pudo explicar el comportamiento de los elementos. La periodicidad se debe a la forma como se encuentran distribuidos los electrones de los elementos en sus niveles y subniveles energéticos. Los electrones que un átomo tiene en el último nivel de energía se denominan electrones de valencia y coinciden con el número del grupo o familia de la tabla periódica en el que se encuentra dicho elemento (si el grupo es mayor que diez, hay que restar diez al número del grupo para obtener el número de electrones disponibles en el nivel de valencia). También se observa que el número de los periodos coincide con el número del nivel que se llena: el periodo 2 empieza con el 2s que sigue al kernel del He; el periodo 3 inicia con el 3s, que sigue al kernel del Ne, etcétera.

Los electrones del nivel de energía más externo (también llamada “capa de valencia”) son los responsables de las propiedades químicas de los elementos. El modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno, explica de forma correcta su espectro, pero no se puede aplicar al resto de los elementos de la tabla periódica. En los años posteriores a la contribución de Bohr, Sommerfeld y Wilson propusieron órbitas elípticas, también se añadieron reglas de selección para explicar los espectros, y se propuso que las hasta entonces consideradas partículas tenían un comportamiento ondulatorio. Esto desembocó en una nueva teoría física de los átomos: la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. En su elaboración intervinieron eminentes físicos como el propio Bohr, De Broglie, Schrödinger, Heisenberg, Born y Pauli. Cabe aclarar que esta teoría tiene su campo de validez en el mundo de lo muy pequeño, a escala subatómica. En el modelo actual de la estructura atómica, los electrones no giran en órbitas, como sugería Bohr. Ahora sabemos que sólo se conoce la probabilidad de su posición. Dicha probabilidad la da el cuadrado de la función de onda del sistema, que es la función que se obtiene al resolver la ecuación de Schrödinger o ecuación de onda. En el nuevo modelo se habla de orbitales en lugar de órbitas; se habla también de nube electrónica, en lugar de referirse a la posición de los electrones. La idea de órbita como camino recorrido por el electrón pertenece a la historia, ya que la trayectoria, posición o velocidad dentro del átomo no se pueden medir con precisión absoluta, de acuerdo con el principio de incertidumbre de Heisenberg. Actualmente las predicciones de las variables dinámicas del átomo se basan en la información estadística que proporciona la mecánica cuántica. Reciben el nombre de orbitales las funciones de onda del sistema atómico. Dichos orbitales se representan comúnmente por las regiones del espacio donde es alta la probabilidad (como de 90%) de encontrar a los electrones. Los orbitales de un átomo se definen con tres números cuánticos (n, l, m), y el estado de cada electrón, con cuatro (n, l, m, ms )

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En los átomos la energía de los electrones están cuantizados, lo que significa que sólo pueden tener ciertos valores de energía. En un orbital atómico n, l y m son los números cuánticos que determinan la energía y el arreglo espacial de la nube electrónica. Los números cuánticos se derivan de la solución matemática de la ecuación de onda, también conocida como ecuación de Schrödinger, quien la resolvió para el átomo de hidrógeno y marcó el procedimiento de solución para el resto de los átomos. Con esta ecuación también se predice la probabilidad de encontrar al electrón en cualquier región del espacio. Los valores de n pueden ser cualquier número entero y positivo, empezando por n = 1 (recuerda que el valor de n coincide con el periodo del grupo al que pertenece el elemento en la tabla periódica). Para cada valor de n se pueden “acomodar” 2n2 electrones. Si n = 3, ese átomo tendrá la capacidad de albergar un máximo de 18 electrones (2 (3)2 = 18) . Los niveles constan de uno o más subniveles determinados por el número cuántico secundario l, también llamado azimutal. Los valores permitidos para l comprenden cualquier número positivo desde 0 hasta n-1. Por lo general, en lugar de expresarlos como números enteros a estos valores de l se les designa de acuerdo con el siguiente conjunto de letras, de las cuales las cuatro primeras son las más importantes:

Para determinar la energía de un electrón basta con indicar los números cuánticos principal y azimutal, por ejemplo 1s, 4f, 2p. Recordemos que el número cuántico azimutal, además de indicar las diferencias de energías de los electrones en un nivel, describe la forma de la nube electrónica. Así las nubes electrónicas s tienen forma esférica, y las nubes electrónicas p poseen dos lóbulos, uno a cada lado del núcleo.

Cada subnivel consta de un orbital o de un conjunto de orbitales degenerados (es decir, con la misma energía) que se designan por el número cuántico magnético m . Los valores permitidos para m son cualquier número entero entre –l y +l; así si l = 1, m puede ser -1, 0, ó +1. Todos ellos tienen la misma energía, pero sus nubes electrónicas tienen una distribución diferente. Por ejemplo, los tres orbitales p se distribuyen en ángulos rectos uno con respecto a otro a lo largo de los ejes coordenados x, y y z, teniendo al núcleo como origen. Una idea aproximada de la forma de esas regiones la proporcionan los dibujos siguientes:

Se ha encontrado que los electrones que ocupan un orbital actúan como pequeños imanes y se les asigna el número cuántico del espín, ms. Como el número cuántico espín ms, puede tomar sólo dos valores (+1/2, -1/2), a cada orbital le corresponden, como máximo, dos electrones con diferente número cuántico espín, ms. En otras palabras, “en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales” (principio de exclusión de Pauli). En el siguiente cuadro se resume esta información.

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51.- El átomo que tiene una configuración 6s2 6p2 en el último nivel está situado en el grupo A) 2 (II A) B) 15 (V A) C) 16 (VI A) D) 14 (IV A) E) 18 (VIIII A) 52.- El elemento cuya configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 , corresponde a la familia: A) 13 (III A) B) 16 (VI A) C) 3 (III B) D) 2 (II A) E) 17 (VII A) 53.- Si la configuración electrónica de un átomo es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s1, entonces está ubicado en el grupo: A) 9 (VIII B) B) 13 (III A) C) 1 ( I A) D) 14 ( IV A) E) 5 ( V B) 54.- La siguiente configuración electrónica [Ar] 3d10 4s2 4p1 nos indica que corresponde al elemento que se localiza en la A) Familia 3, periodo 2. B) Familia 13, periodo 4. C) Familia 10, periodo 5. D) Familia 11, periodo 6. E) Familia 12, periodo 3. 55.- ¿Cuál de los siguientes enunciados expresa la idea de orbital atómico para un átomo polielectrónico? A) Representa las órbitas circulares que sigue el electrón alrededor del núcleo. B) Permite medir la velocidad del electrón dentro del átomo. C) Muestra que los electrones siguen trayectorias definidas. D) Es la función que se obtiene al resolver una aproximación de la ecuación de onda. E) El estado fundamental corresponde al nivel de mayor energía. La trayectoria, la posición y la velocidad del electrón dentro del átomo no se pueden determinar con absoluta precisión.

56.- ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede contener el nivel n=3? A) 6 B) 18 C) 10 D) 8 E) 2 57.- ¿Cuál es la opción que contiene las cuartetas correctas de los números cuánticos del hidrógeno n, l, m y s, respectivamente?

En la práctica no resulta conveniente anotar todos los números cuánticos individuales, por lo que se prefiere usar una notación simplificada. Para n, l y m se usan números. A continuación, y para que practiques los números cuánticos, te presentamos dos ejemplos de aplicación: 1. Para la función de onda (4,3,1) indica los valores de los números cuánticos. Respuesta: • n = 4 (pues n designa el nivel del orbital) • l = 3 (ya que l puede valer desde 0 hasta n -1) • m = 1 (m puede variar desde +l hasta –l, por lo que se consideran los siguientes valores: +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3) 2. Escribe los valores de los números cuánticos que representan un orbital 4d. Respuesta: Las funciones de onda que pueden representar a un orbital 4d son: n = 4, l =2, m =+2, +1, 0, -1, -2, luego, las respuestas correctas serían: • (4, 2, +2) ; (4, 2, +1) ; (4, 2, 0) ; (4, 2, -1 ) y (4, 2, -2) ya que existen cinco posibles orbitales 4d . Esto es suficiente para una presentación sencilla ya que, no cabe duda, de que el modelo actual de la estructura atómica es abstracto y complejo. Sin embargo, al aplicarlo se obtienen resultados congruentes con los experimentos.

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58.- Un electrón con el siguiente conjunto de números cuánticos n = 3, l = 1, m = 0, se clasificaría como un electrón: A) 3d B) 4d C) 3p D) 4p E) 4s ESTRUCTURA DE LEWIS. Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia y se definen como los que residen en el nivel exterior (generalmente incompleto) de los átomos. El químico estadounidense Gilbert Lewis (1874-1946) sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia de los átomos y poder “seguirles la pista” durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de punto-electrón o símbolos o configuraciones de Lewis. La configuración de Lewis para un elemento consiste en escribir el símbolo químico del elemento (que representa el núcleo y los electrones internos del átomo) más un punto por cada electrón de valencia. Los electrones se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico. Los símbolos de Lewis se utilizan principalmente para los elementos representativos, donde los electrones del nivel más externo sólo incluyen los subniveles s y p. Nótese que todos los elementos de un grupo tienen la misma configuración en su nivel externo, como se muestra a continuación:

Recordemos que Lewis introdujo la práctica de representar los electrones de valencia como puntos, colocados alrededor del símbolo del elemento, uno por uno, hasta acabarse (en el caso de haber 1,2 o 3 ) o bien hasta ocupar los cuatro lados que rodean el símbolo del elemento. Si hay más de 4 electrones se aparean con los que ya están ahí. Cada lado puede dar cabida a 2 electrones como máximo. La colocación de 2 electrones en un lado, es arbitraria. Los elementos de los grupos principales en las familias 1 y 2 se conocen como del bloque s, mientras que los elementos de los grupos 13 a 18 se denominan elementos del bloque p. A continuación se muestran las configuraciones electrónicas para un periodo de la tabla: Símbolos de Lewis y configuraciones electrónicas de valencia para los elementos del 2º periodo de la tabla periódica

Observa, en la tabla, que los símbolos de Lewis muestran que en cada grupo el número de electrones de valencia es igual al número de grupo (restado de 10 en el caso en que se utilicen los números 1 a 18 como representación del grupo). Vemos que el número de electrones en el nivel más externo va de 1 hasta 8. Estas representaciones son muy útiles cuando se estudia el enlace químico, en el que intervienen los electrones exteriores del átomo o electrones de valencia.

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59.- ¿Cuál de las siguientes configuraciones de Lewis representa el elemento aluminio Al?

60.- Los elementos de la familia 18 (VIII A) presentan la configuración de Lewis general:

61.-

A) Grupo 1 (IA) B) Grupo 2 (IIA) C) Grupo 13 (III A) D) Grupo 14 (IV A) E) Grupo 18 (VIII A)

62.-

A) P y Cl B) O y Se C) Al y Si D) As y Se E) N y F 63.- ¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis para la molécula de cloro (Cl2) cumple con la regla del octeto?

64.- Escoge la opción que representa la molécula del nitrógeno (N2), según la regla del octeto.

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65.- ¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis para el óxido de dicloro (Cl2O) es correcta?

En las estructuras de Lewis los electrones de valencia se acomodan de manera que cada átomo de la molécula tiene una configuración de gas noble, es decir, ocho electrones a su alrededor. En la estructura del Br2O el número total de electrones de valencia es 20. Catorce pertenecen a los átomos de Br y seis al átomo de O. Si se colocan tres pares solitarios en cada Br y dos pares solitarios en el O, se ocupan todos los electrones y se satisface la regla del octeto para todos los átomos.

El par de electrones compartido por cada átomo de bromo y el átomo de oxígeno es uno de enlace (existen, por lo tanto, dos pares de enlace en esta molécula) y a los ocho pares de electrones (tres pares en cada átomo de bromo y otros dos pares en el átomo de oxígeno) se les llama “pares no enlazantes” o también “pares solitarios”.

Sin embargo, no todas las moléculas satisfacen la regla del octeto, hay excepciones que no cumplen la regla. Éste es un modelo útil para iniciar la comprensión de cómo se forman los enlaces. 66.- Selecciona la estructura de Lewis del CO2 que satisface la regla del octeto.

GEOMETRÍA MOLECULAR. Una de las aproximaciones para predecir la geometría de las moléculas se conoce comúnmente como teoría de la repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia (RPECV) y se aplica sólo a los enlaces covalentes. Las ideas básicas de este modelo sostienen que los electrones de la capa de valencia que rodean al átomo central se agrupan en pares que se repelen mutuamente, por lo que se disponen alrededor del átomo central de forma que las repulsiones entre ellos sean las menores posibles. Al hablar de átomo central nos referimos a cualquiera que esté unido a más de un átomo distinto, aunque en algunas moléculas puede haber más de un átomo central.

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Para aplicar este modelo a las moléculas, primero se debe dibujar la estructura de Lewis de la molécula para determinar el número de pares de electrones que están alrededor del átomo central. Para simplificar el esquema, en el diagrama los pares de electrones enlazantes se representan por líneas rectas. Se procede a acomodar estos pares de forma que exista la máxima separación entre ellos, con el fin de que sea mínima la repulsión, como se aprecia en las figuras siguientes:

La mayoría de las moléculas presentan formas que derivan de cinco geometrías básicas diferentes: 1) Lineal. Dos pares electrónicos se acomodan en el espacio linealmente en un ángulo de 180o, de tal forma que aumente al máximo la distancia entre los mismos. 2) Triangular o plana trigonal. Tres pares de electrones se distribuyen en los vértices de un triángulo a un ángulo de 120o entre cada par de electrones. 3) Tetraédrica. Cuatro pares están orientados hacia las esquinas de un tetraedro en un ángulo de 109.5o entre cada par de electrones. 4) Bipirámide de base triangular o bipirámide trigonal. Cinco pares de electrones se sitúan con ángulos de 90o y 120o sobre los vértices de una bipirámide de base triangular. 5) Octaédrica. Seis pares se distribuyen en la forma de un octaedro con ángulos de 90o entre cada par de electrones.

67.- La estructura de Lewis para el hexafluoruro de azufre, SF6, es

Selecciona la opción que menciona la geometría que corresponde a este compuesto. A) Lineal. B) Triangular. C) Tetraédrica. D) Bipirámide de base triangular. E) Octaédrica. La distancia espacial que favorece la disminución en las repulsiones para mantener lo más alejados posible los seis pares de electrones de enlace que rodean al átomo central es colocando cada par de electrones en los vértices de un octaedro. 68.- ¿Cuál de las siguientes opciones es correcta para la geometría del compuesto pentacloruro de fósforo, PCl5 ?

A) Lineal. B) Triangular. C) Tetraédrica. D) Bipirámide de base triangular. E) Octaédrica.

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69.- ¿Cuál es la estructura geométrica que representa de mejor manera los enlaces del átomo de carbono en el compuesto orgánico metano, CH4? A) Lineal. B) Octaédrica. C) Tetraédrica. D) Bipirámide de base triangular. E) Triangular. 70.- ¿Cuál es la forma geométrica de la molécula del cloruro de estaño II SnCl2? A) Lineal. B) Angular. C) Pirámide trigonal. D) Octaedro. E) Triángulo. ELECTRONEGATIVIDAD. La electronegatividad, es la capacidad que tienen los átomos para atraer electrones en un enlace. MODELO DEL ENLACE IÓNICO. Según este modelo, los átomos de los elementos metálicos ceden electrones formando iones positivos (cationes) y los de los no metales ganan electrones para generar iones negativos (aniones). Como estos iones poseen cargas opuestas se atraen mutuamente y se acomodan en el espacio siguiendo un patrón geométrico tridimensional que se conoce como red cristalina. Entre más alejados estén en la tabla periódica los metales de los no metales, aumentará el carácter iónico de los compuestos binarios que formen, pues se incrementa la diferencia de electronegatividad de sus átomos. Las características de los compuestos que pueden explicarse mediante el modelo de enlace iónico son las siguientes: • Conducen la corriente cuando están fundidos, mientras que no lo hacen cuando se hallan en estado sólido. Debido a que se encuentran formando redes cristalinas muy compactas, en las cuales los iones tienen posiciones bien definidas, no tienen libertad de movimiento y no pueden conducir la corriente. Cuando se funden, los iones, quedan en libertad y pueden conducir la corriente eléctrica.

• Tienen altas temperaturas de fusión y de ebullición. Esto se debe a que se requiere una gran cantidad de energía para romper la estructura cristalina y separar los iones. • Son solubles en agua. La molécula polar del agua, rodea a los iones y éstos se separan y pueden moverse en forma independiente y conducir la corriente bajo la influencia de un campo eléctrico.

• Son sólidos duros pero quebradizos. Cuando se les golpea, se rompen, ya que ocurre un deslizamiento entre las capas de iones, de manera que pueden quedar juntos los de la misma carga, razón por la cual éstos se repelen causando la fractura del cristal, como se esquematiza en la siguiente figura:

Existen compuestos que no son solubles en disolventes polares, no conducen la electricidad, tienen bajas temperaturas de fusión (menores a 300°C) y pueden presentarse como moléculas, ejemplos de éstos son el hidrógeno (H2) y el CO, o como redes, como es el caso del diamante y del SiO2. La diferencia de electronegatividad de los átomos enlazados es menor a 1.7.

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Las propiedades de estos compuestos pueden explicarse mediante el modelo de enlace covalente. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha de la tabla periódica y disminuye de arriba abajo, como se indica en el siguiente esquema:

71.- De acuerdo con los valores de electronegatividad de los elementos en la tabla periódica, ¿cuál de los siguientes compuestos es el más iónico?

A) NaCl B) K2S C) CsF D) BeBr2 E) MgCl2

72.- ¿En cuál de los siguientes compuestos de hidrógeno el enlace es iónico? A) NaH B) HCl C) NH3 D) CH4 E) HI 73.- Con la Información del siguiente cuadro, ¿cuál de los siguientes pares de átomos formará el enlace más iónico?

A) N y S B) P y S C) Z y P D) Y y T E) Q y T

74.- ¿Cuál de los siguientes pares de elementos que aparecen en el cuadro se unirían por enlace covalente?

A) Q y Z. B) R y T. C) T y X. D) R y Z. E) Q y R. REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química puede considerase como la transformación de unas sustancias inicialmente presentes que se denominan “reactivos” en otras que se denominan “productos”. En las reacciones químicas se produce la desaparición de algunas sustancias (elementos, compuestos, etc.) y la aparición de sustancias nuevas. Puede considerase un proceso en el que las sustancias originales desaparecen debido a la ruptura de sus enlaces (si constan de varios átomos) y en el que se forman nuevas sustancias mediante la unión de los mismos átomos, pero de forma distinta. Para que ocurra una reacción química, es necesario un proceso de ruptura de los enlaces existentes en las sustancias reaccionantes que haga posible el establecimiento de nuevos enlaces, es decir, la formación de nuevas sustancias (productos de la reacción). Lo que ocurre en una reacción química a nivel macroscópico (desaparición de unas sustancias y formación de otras nuevas en determinadas cantidades), lo podemos entender como una reorganización de átomos que forman nuevos agregados. Esto quiere decir que, en una reacción química (cuando se realiza en medio cerrado), los átomos son siempre los mismos, pero en los productos están agrupados de manera diferente que en las sustancias reaccionantes. Una consecuencia de esto es que la masa total habrá de conservarse a lo largo de todo el proceso. Además, en la ecuación química que representa a la reacción, el número de átomos de cada elemento deberá ser el mismo en ambos lados. Ejemplo: 2 SO2 + O2 2 SO3

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75.- Al unirse zinc (Zn) y azufre (S) para formar sulfuro de zinc, los elementos A) conservan sus propiedades y sufren un cambio físico. B) a nivel macroscópico pierden sus propiedades y sufren un cambio químico. C) cambian sus propiedades y sufren un cambio físico. D) mantienen sus propiedades y sufren un cambio químico. E) a nivel microscópico mantienen sus propiedades y sufren un cambio físico y químico. 76.- El magnesio (Mg) puede unirse con el oxígeno (O2 ) para formar óxido de magnesio (MgO), esto quiere decir que A) a nivel macroscópico las propiedades de los reactivos permanecen sin cambio. B) han ocurrido cambios físicos principalmente pero no químicos. C) las propiedades de los reactivos se conservan y sólo cambia el producto formado. D) a nivel macroscópico las propiedades de los reactivos cambian dando lugar a la formación de productos con propiedades diferentes. E) a nivel microscópico hay cambios químicos, pero no físicos. 77.- El dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno (O2) se unen para formar trióxido de azufre (SO3), ¿qué sucede con los reactivos? A) Los dos conservan sus propiedades, pero ocurre un cambio físico notorio en el producto. B) Las propiedades del SO2 y del O2 cambian y sufren un cambio físico. C) Los reactivos desaparecen y se forma SO3 con propiedades específicas. D) Las propiedades físicas del SO3 son independientes de los reactivos. E) El SO2 conserva sus propiedades después de la transformación. 78.- El hierro (Fe) en contacto con el oxígeno (O2) forma, en ciertas condiciones, óxido de hierro (III) esto indica que A) se dan cambios físicos pero no químicos. B) el hierro y el oxígeno permanecen inalterados. C) que dos sustancias forman otra sin cambiar sus propiedades físicas. D) las sustancias iniciales forman otras y sólo cambian las propiedades físicas del producto formado. E) ha ocurrido una reacción química.

CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS. Los cambios físicos son procesos durante los cuales una sustancia cambia su apariencia física, pero no su identidad básica. La evaporación del agua es un cambio físico; cuando se evapora, cambia del estado líquido al estado gaseoso, pero continúa siendo agua. Todos los cambios de estado son cambios físicos. En los cambios químicos (llamados también reacciones químicas), una sustancia se trasforma en otra sustancia química diferente. Por ejemplo, cuando el hidrógeno arde en el aire experimenta un cambio químico durante el cual reacciona con el oxígeno para formar agua. Un cambio físico es aquel en que la forma de la materia cambia, pero sus propiedades químicas no, como romper un papel, fundir hielo, disolver sal o azúcar en agua. Muchas de las experiencias que se dan en nuestro entorno nos permiten distinguir los cambios que presenta la materia. Éstos son perceptibles a nivel macroscópico y nos permiten distinguir la gran diversidad de materiales y sustancias que nos rodean, a través de sus propiedades específicas, como por ejemplo, su apariencia, color, olor, etcétera. En un cambio físico la forma de la materia se transforma, pero sus propiedades químicas no, como romper un papel, fundir hielo o evaporar alcohol y su explicación se da a nivel macroscópico. En tanto que para explicar los cambios que se dan en la materia, como ocurre con los cambios químicos, la interpretación será a un nivel submicroscópico porque hay ruptura de unos enlaces y formación de otros nuevos cuando la materia se trasforma. Los cambios químicos implican cambios estructurales de los reactivos o sus moléculas, que se pueden comprender porque a nivel microscópico hay un rearreglo de átomos, debido a que cuando éstos se unen se forman nuevas sustancias con propiedades diferentes.

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Los cambios se llevan a cabo en una dirección: • Al verter una cucharada de azúcar en el agua, ocurre la disolución, pero nunca esperaríamos que, de manera espontánea, se separara todo el azúcar de un refresco y quedara en el fondo de la botella. • Al caer una piedra, toda su energía cinética se transforma en calor, que eleva ligeramente la temperatura del piso. Nunca hemos observado que el calentamiento que podemos provocar bajo una piedra se transforme en energía que la levante hasta cierta altura. • Al abrir una botella de perfume, el aroma se esparce por toda la habitación. Sin embargo nunca ha sucedido que dicho olor cese porque las moléculas de la fragancia regresen a la botella. • Un pedazo de hierro en contacto con la atmósfera termina por oxidarse. No obstante, nunca hemos visto que en forma natural un óxido dé lugar a un metal brillante y oxígeno gaseoso. 78.- Relaciona el tipo de cambio con el proceso. Tipo de cambio I. Físico. II. Químico. Proceso a. Oxidación. b. Fusión. c. Reducción. d. Combustión. e. Evaporación. f. Sublimación. A) I: a, b, c – II: d, e, f B) I: b, d, f – II: a, c, e C) I: b, e, f – II: a, c, d D) I: d, e, f – II: a, b, c E) I: a, c, e – II: b, d, f Un cambio físico se da en la forma de la materia, no en su identidad química. Los cambios de estado son cambios físicos. Así, la fusión, la evaporación y la sublimación son cambios de estados, y cuando hay transformaciones de sustancias en otras diferentes se dice que hay cambio químico, como ocurre en los procesos de oxidación, reducción y combustión.

79.- ¿Cuáles de las siguientes experiencias cotidianas corresponden sólo a cambios químicos? A) Añadir sal a la sopa, romper un vidrio y quemar papel. B) Lavarse las manos con un jabón, hervir agua y hornear un pastel. C) Prender una vela, fundir cera y mantequilla. D) Blanquear la ropa con cloro, el “cortado” de la leche y preparar caramelo para hacer flan. E) Fundir hielo, la corrosión de metales o hacer palomitas en el microondas. 80.- ¿Cuáles de las siguientes experiencias corresponden sólo a cambios físicos? A) Cortar el pasto de un jardín, la maduración de un plátano verde e inflar un globo. B) Añadir azúcar al café, cortar papel y la caída de una piedra desde una ventana. C) Teñirse el pelo, digestión de un alimento y bañarse. D) Cocer un huevo, respirar, y doblar una pieza de metal. E) Ver madurar una fruta, oler un perfume y prender una fogata. 81.- De los siguientes procesos, ¿cuáles describen cambios químicos? I. Respiración. II. Combustión. III. Electrólisis. IV. Cristalización. V. Evaporación. VI. Fotosíntesis. A) I, II, y III B) I, III y V C) II, III y IV D) IV, V y VI E) II, IV y VI

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EL MOL Debido al tamaño tan extremadamente pequeño de los átomos, son demasiado pequeños como para verse directamente o pesarse aún en la balanza más sensible. Al trabajar con sustancias químicas resulta útil saber cuántos átomos, moléculas u otras entidades elementales tenemos. Los químicos han inventado una unidad para contar átomos, iones y moléculas: usamos el mol. Por ejemplo un tubo de ensayo grande lleno de agua (unos 18 mL) contiene alrededor de 6 x 10 23 moléculas de agua. Esta unidad de conteo químico se denomina mol. Un mol se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de 12C. Mediante experimentos, los científicos han determinado, que el número de átomos que hay en esta cantidad de 12C es de 6.0221367 x 1023. Este número recibe un nombre especial: número de Avogadro, en honor a Amadeo Avogadro, y se representa por NA En la vida cotidiana usamos unidades de conteo como docena (12 objetos), gruesa (144 objetos) y millar (1000 objetos), para manejar cantidades. Un mol de iones, moléculas, electrones o cualquier grupo de atómos, contiene el número de Avogadro de esas entidades: 1 mol de átomos de 12C = 6.02 x 1023 átomos de 12C 1 mol de moléculas de H2O = 6.02 x 1023 moléculas de H2O 1 mol de iones NO-

3 = 6.02 x 1023 iones NO-3

Para imaginarnos la magnitud de este número consideremos: Si pudieras encadenar un mol de clips uno con otro y enrollar la cadena alrededor del mundo. Le daría la vuelta al planeta cerca de 400 billones de veces ( 4 x 1014 veces) No obstante lo grande que es un mol de moléculas, beber esa cantidad de agua si estás sediento no te quitaría la sed 18g (18mL). Los químicos han definido una unidad cómoda que contiene un número conocido de partículas. Esta unidad de conteo químico se denomina mol. Esta magnitud nos permite medir masas de sustancias diferentes que contienen el mismo número de partículas.

Debido al tamaño tan extremadamente pequeño de los átomos, la masa molar nos permite medir masas de sustancias diferentes que contienen el mismo número de partículas. Un mol se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de 12C El término mol fue sugerido en 1900 por el fisicoquímico alemán Wilhelm Ostwald. Tomó este nombre del término latino moles, que significa “pila o montón”. En 1971, la 14a Conferencia de Pesas y Medidas designó al mol como la séptima unidad básica del Sistema Internacional y denominó la cantidad de sustancia (n) como la magnitud que se mide con esta unidad. Un mol de cosas (o entidades elementales para los químicos: átomos, moléculas, iones, electrones) contiene 6.02 × 1023 entidades. Esta enorme cifra se conoce como Número de Avogadro y se representa por NA. Se le dio este nombre en honor a Amadeo Avogadro (1776-1856), un físico (y abogado) italiano que concibió la idea básica, pero nunca determinó el número, la determinación experimental vino después. Este número fue determinado aproximadamente hasta 1865. El número de partículas que intervienen en una reacción química es enormemente grande (aunque la masa de las sustancias que intervengan sea de unos pocos gramos). Pero ésa es la gran utilidad del mol en química. Representa un número de átomos, moléculas o fórmulas unitarias lo bastante grande para poderlo pesar o medir cómodamente en el laboratorio. Además, podemos emplear las masas atómicas de los elementos para hallar la masa de un mol de cualquier sustancia, valor que se conoce como masa molar (M). El número de Avogadro es una razón unitaria que permite transformar la cantidad de sustancia a número de partículas:

La masa molar es una razón unitaria que permite transformar la cantidad de sustancia en masa de una sustancia:

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La masa de un átomo depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene, como los átomos son partículas extremadamente pequeñas, no es posible pesar directamente su masa en valor absoluto, pero sí asignarle una medida relativa comparando la masa de un número de átomos de un elemento con la masa de un mismo número de átomos de otro que se toma como referencia. Por acuerdo internacional, la masa atómica es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de 12C. El 12C es el isótopo del carbono que tiene seis protones y seis neutrones, al fijar la masa del 12C como 12 uma, este átomo se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. El peso atómico es el promedio de las masas atómicas de un átomo. Para entender el significado de masa relativa, vamos a observar las siguientes figuras:

La masa de la bola de cristal es de 5g, la masa de la pelota de tenis es de 50g y la masa de la pelota de fútbol es de 500g. Si tomamos la masa de la bola como referencia y le asignamos una masa relativa, a la pelota de tenis le corresponde una masa relativa de 10 y a la pelota de fútbol una de 100. Son masas relativas porque nos dicen que la masa de la pelota de tenis es 10 veces mayor que la de cristal y que la de fútbol es 100 veces mayor.

La masa de una partícula se puede medir en gramos o en unidades de masa atómica (uma)

82.- ¿Cuántos átomos hay en un mol de agua? A) 3 B) 54 C) 6.02 x 1023 D) 2(6.02 x 1023) E) 3(6.02 x 1023) 83.- En 18 g de agua hay 6.02 x 1023 moléculas ¿Cuántas moléculas de agua hay en una gotita cuya masa es de 0.009 g?

A) 3.01 x 1020 moléculas B) 3.01 x 1023 moléculas C) 5.01 x 1023 moléculas D) 3.01 x 1019 moléculas E) 2.6 x 1021 moléculas Para determinar el número de partículas que hay en cierta masa de un compuesto, utilizamos la siguiente razón unitaria que nos permite transformar de masa a moles, y de moles a número de partículas.

84.- El número de átomos que hay en 9.0 g de aluminio es el mismo número de átomos que hay en:

A) 9.0 g de magnesio B) 12.15 g de magnesio C) 18.0 g de magnesio D) 8.1 g de magnesio E) 24.3 g de magnesio

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MASA MOLECULAR. Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa para las masas de los elementos. Pero, debido a que los átomos tienen masas muy pequeñas, no es posible determinar su masa utilizando una balanza, por lo que los químicos miden los átomos y las moléculas en moles. La teoría de Dalton consideró la masa de los átomos como la propiedad característica que los podía diferenciar. Es lógico que se intentara medir esta propiedad, pero como ya mencionamos no es posible determinar directamente la masa de un átomo en valor absoluto, entonces, se realizaron medidas relativas tomando la masa de un átomo en relación con la masa de otro, como patrón de referencia. El átomo de hidrógeno fue el patrón inicial de la escala de masas atómicas relativas, se eligió porque es el elemento más ligero y eso hizo pensar que el átomo de hidrógeno era el que tenía una masa más pequeña, por ese motivo se escogió como referencia. Por ejemplo, la masa de un átomo de oxígeno era 16 veces mayor que la masa de un átomo de hidrógeno. Más adelante, se cambió el átomo de referencia. Se utilizó el oxígeno, porque el oxígeno se combina con más elementos que el hidrógeno. Al oxígeno se le asignó una masa atómica de 16. Sin embargo, cuando se descubrió que un elemento podía tener átomos de diferente masa, es decir, diferentes isótopos, los físicos decidieron tomar el isótopo oxígeno-16 como átomo de referencia, mientras que los químicos continuaron utilizando el oxígeno natural (mezcla de los isótopos 16O, 17O y 18O). Durante mucho tiempo, físicos y químicos utilizaron escalas diferentes, hasta que finalmente en 1961, las escalas se unificaron y se tomó como patrón de referencia el isótopo más abundante del carbono, el 12C, al que se le asignó una masa exacta de 12 uma. La masa atómica relativa de un elemento en la escala actual es el número de veces que la masa atómica de un elemento es mayor que la doceava parte de la masa del átomo de 12C. Una determinación más exacta revela que la masa atómica del carbono es 12.01 uma, esto significa que representa el promedio de la mezcla natural de isótopos del 12C y 13C. Ejemplo: la abundancia de 12C es de 98.90 por ciento y del C-13 es 1.10 por ciento, por lo que la masa atómica promedio se calcula. (0.9890)(12.00000 uma) + (0.01)(13.00335 uma) = 12.01 uma

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85.- Se tiene un mol de H2SO4, si el peso atómico del hidrógeno es 1 uma, el del azufre 32 uma y el del oxígeno 16 uma, entonces un mol de ácido sulfúrico corresponde a 1 uma = 1.66 x 10 -24g A) 49 uma B) 98 uma C) 49 g D) 50 g E) 98 g 86.- La masa de una molécula de alcohol etílico (CH3CH2OH) es

A) 46.0 g B) 46.0 g/mol C) 46.0 uma D) 30.0 g E) 30.0 uma 87.- Una molécula de cierto compuesto tiene una masa de 3.4 x 10-22g, ¿cuál es su masa molar aproximada? A) 25 g/ mol B) 50 g/mol C) 100 g/mol D) 150 g/mol E) 205 g/mol 88.- Calcula la masa de un mol de sacarosa C12 H22O11 (azúcar de mesa): A) 342.0 uma B) 340.0 g C) 340.0 mg D) 342.0 g/mol E) 340 uma 89.- Determina la masa molar del sulfato de sodio decahidratado (Na2SO4•10H2O)

A) 142 g/mol B) 160 g/mol C) 322 g/mol D) 300 g/mol E) 420 g/mol

90.- La fórmula del sulfato doble de amonio y hierro hexahidratado conocido como sal de Mohr es Fe(NH4)2(SO4)2 • 6H2O, luego su masa molar es:

A) 377.8 g/mol B) 269.8 g/mol C) 279.8 g/mol D) 297.8 g/mol E) 387.8 g/mol 91.- Determina la masa molar del dicromato de aluminio cuya fórmula es Al2(Cr2O7)3

A) 702 g/mol B) 270 g/mol C) 442 g/mol D) 814 g/mol E) 600 g/mol 92.- Se ha descubierto un nuevo elemento X. El análisis de cuatro de sus compuestos muestra que la masa de X presente en un mol de cada compuesto es:

¿Cuál es la masa molar atómica más probable de X? A) 80 g/mol B) 160 g/mol C) 240 g/mol D) 320 g/mol E) 640 g/mol

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INTRODUCCIÓN AL BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS. Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. En una ecuación química representamos, mediante símbolos o fórmulas, los reactivos y los productos separados por una flecha. Para que se cumpla la ley de la conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, el número de átomos de cada elemento en los reactivos debe ser igual al número de átomos de esos mismos elementos en los productos. Para expresar esta igualdad en las ecuaciones, se agregan los llamados coeficientes estequiométricos. El proceso para encontrar dichos coeficientes se conoce como balanceo de ecuaciones. El método más simple para definir los coeficientes estequiométricos se llama “balanceo por tanteo” (o por aproximación). Este método es útil para muchas reacciones sencillas. Algunas recomendaciones para su empleo son: 1. Escribir la ecuación con los símbolos y las fórmulas de los reactivos y productos. 2. Fijarse en los elementos que aparecen con menor frecuencia en la ecuación. 3. Comenzar por igualar aquellos elementos que se encuentran sólo en una fórmula a cada lado de la ecuación. 4. Cuando aparezcan grupos de átomos (como NO3 o SO4), que no varían durante la reacción, hay que igualarlos como si se tratara de un solo átomo. 5. Es preferible escoger, como coeficientes, los números enteros más pequeños en lugar de los fraccionarios. Practiquemos con el siguiente ejemplo: C2H5OH + O2 CO2 + H2O etanol + oxígeno → dióxido de carbono + agua Como el oxígeno aparece en todos los compuestos, lo dejaremos al final. Iniciaremos el balanceo por el hidrógeno: en los reactivos hay seis átomos de H, mientras que en los productos hay sólo dos. Si asignamos un coeficiente de

tres al agua tendremos 6 H de cada lado de la ecuación: C2H5OH + O2 CO2 + 3H2O Continuamos con el balanceo de los átomos de carbono. Como en los reactivos hay dos átomos de C y en productos sólo uno, se asigna un coeficiente de dos al CO2. C2H5OH + O2 2CO2 + 3H2O Finalmente igualamos el número de átomos de oxígeno. En los reactivos hay tres átomos de O y en los productos siete, asignamos un coeficiente de tres al O2 y quedarán “igualados” los átomos de O en ambos lados de la ecuación: C2H2OH + 3O2 2CO2 + 3H2O De esta forma, la ecuación queda balanceada. Intenta hacer lo mismo con la siguiente ecuación

Podemos iniciar con el calcio, en los reactivos sólo hay un átomo de Ca y en los productos hay tres, por lo que colocamos un coeficiente de tres en los reactivos. ?As2O5 + 3Ca(OH)2 ?Ca3(AsO4)2 + ? H2O Continuamos con el arsénico; como hay dos átomos en los reactivos y dos en los productos, ya está balanceado. Para el hidrógeno hay seis átomos en los reactivos y en los productos hay dos, asignamos un coeficiente de tres en productos. As2O5 + 3Ca(OH)2 ?Ca3(AsO4)2 + 3 H2O Finalmente, comprobamos si el oxígeno está balanceado y observamos que en reactivos hay 11 átomos y en productos también hay 11. Por lo tanto, la ecuación queda balanceada con un conjunto de coeficientes, cuya suma da 1+3+1+3=8. As2O5 + 3Ca(OH)2 Ca3(AsO4)2 + 3 H2O Comprobación:

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93.- Los coeficientes correspondientes a la ecuación balanceada de la combustión del propano (C3H8) son: ?C3H8 + ?O2 ?CO2 + ?H2O A) 1,5,3,4 B) 1,5,6,4 C) 2,5,3,8 D) 2,5,6,3 E) 3,1,3,4 94.- Balancea la siguiente ecuación química:

¿Cuál es la suma de todos los coeficientes en la ecuación balanceada? A) 4 B) 6 C) 8 D) 11 E) 14 95.- Completa y balancea la ecuación de combustión del sulfuro de zinc con exceso de oxígeno:

? ZnS + ? O2 ? ZnO + ? SO2 La fórmula y el coeficiente del producto de S que falta es: A) 2S B) S8 C) SO2 D) 2SO2 E) SO3

96.- ¿Cuántos moles de amoniaco se forman cuando un mol de nitrógeno se combina con el hidrógeno? ¿Cuál es la masa de esta cantidad de moles? La ecuación que representa el proceso es:

A) 1 mol de NH3, 17 g B) 0.5 mol de NH3, 17 g C) 3 mol de NH3, 51 g D) 1 mol de NH3, 34 g E) 2 mol de NH3, 34 g

97.- El coeficiente del hidróxido de potasio, KOH, en la siguiente ecuación balanceada es:

A) 2 B) 4 C) 6 D) 8 E) 10

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98.- ¿Qué masa de agua se forma cuando 40 gramos de hidrógeno se combinan con un exceso de oxígeno de acuerdo con la siguiente reacción? 2H2 + O2 2H2O

A) 36 g B) 320 g C) 360 g D) 400 g E) 800 g 99.- Si se tienen 0.6 moles de magnesio ¿cuál es la cantidad estequiométrica de N2 para formar Mg3N2?

A) 0.2 moles de moléculas de nitrógeno. B) 0.4 moles de moléculas de nitrógeno. C) 0.2 moles de átomos de nitrógeno. D) 0.6 moles de átomos de nitrógeno. E) 2.4 x 1023 moléculas de nitrógeno. 100.- ¿Cuántos gramos de cloruro de aluminio se pueden obtener a partir de 6.00 mol de cloruro de bario?

A) 89 g B) 134 g C) 534 g D) 801 g E) 1250 g 101.- ¿Qué masa de clorato de potasio (KClO3) producirá 48 gramos de oxígeno O2, suponiendo que la descomposición es completa?

A) 61.3 g B) 74.5 g C) 122.5 g D) 245.0 g E) 300.0 g

UNIDAD 2 EL AGUA. PROPIEDADES GENERALES DE LOS LÍQUIDOS.

Los líquidos no tienen forma propia pero sí un volumen determinado.

En pequeñas proporciones adquieren forma esférica (gotas).

Los líquidos son prácticamente incompresibles, a presiones moderadas.

Por lo general se expanden con el calentamiento y se contraen con el enfriamiento.

Los líquidos miscibles se difunden unos en otros, pero a velocidades notablemente menores que las de los gases. Existen líquidos inmiscibles como el agua y el aceite.

Los líquidos se convierten en gases al proporcionar energía calorífica. La evaporación es entonces un proceso endotérmico, esto es, el sistema absorbe calor de los alrededores.

Los líquidos se solidifican cuando se elimina suficiente energía calorífica. Este proceso es exotérmico, esto es, se desprende calor a los alrededores. Cuando un líquido está en equilibrio con su vapor, la presión ejercida por el gas se conoce como presión de vapor del líquido. Cuando la presión se estabiliza, se ha alcanzado un equilibrio dinámico, esto quiere decir que la velocidad de evaporación del líquido es igual a la velocidad con la que se condensa el vapor. La presión de vapor del líquido se incrementa conforme se eleva la temperatura, hasta que llega el momento en el que alcanza la presión que soporta el líquido. Es entonces que comienza la ebullición franca del líquido, pues su presión de vapor iguala a la presión que soporta el líquido o presión de oposición. Cuando ocurre este fenómeno, y la presión de oposición es de una atmósfera, se tiene la llamada “temperatura de ebullición normal” del líquido. Por otro lado, si se eleva la temperatura de un líquido en equilibrio con su vapor, se forma más vapor. Por ello la presión de vapor aumenta con la temperatura y alcanza el valor de una atmósfera (760 mm de Hg) a una temperatura característica para cada líquido, llamada punto de ebullición normal.

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TENSIÓN SUPERFICIAL. Los líquidos adquieren la forma del recipiente que los contiene, siempre que la gravedad esté presente. En ausencia de gravedad o si se presentan en pequeñas cantidades, toman una forma esférica. La esfera es el cuerpo, que para un volumen dado, cuenta con la menor superficie. Por lo tanto los líquidos tienden a minimizar su superficie. Extender dicha superficie la unidad de área implica un gasto de energía, la llamada tensión superficial. 1.- A continuación se presentan aseveraciones acerca de los líquidos, indica cual combinación es correcta. I. Al elevar la temperatura y proporcionar energía suficiente, los líquidos se convierten en gases. II. La temperatura de ebullición de un líquido se alcanza cuando su presión de vapor se iguala a la presión de oposición. III. Cuando un líquido está en equilibrio con su vapor, la presión ejercida por el gas se conoce como presión de vapor del líquido. IV. A presiones moderadas los líquidos son muy compresibles. A) I y IV B) I, II y III C) II y IV D) II, III y IV E) III y IV La combinación correcta es la siguiente: I. Al elevar la temperatura y proporcionar energía suficiente, los líquidos se convierten en gases II. La temperatura de ebullición de un líquido se alcanza cuando su presión de vapor se iguala a la presión de oposición. III. Cuando un líquido está en equilibrio con su vapor, la presión ejercida por el gas se conoce como presión de vapor del líquido. 2.- Se considera que un líquido hierve, a cualquier presión, cuando: A) empieza a vaporizar. B) su presión de vapor iguala a la atmosférica. C) su presión de vapor se iguala a la presión aplicada (oposición) sobre el líquido. D) existe equilibrio metaestable entre la fase líquida y la gaseosa. E) alcanza la temperatura de 100 oC. Se considera que un líquido hierve, a cualquier presión, cuando su presión de vapor se iguala a la presión de oposición sobre el líquido.

3.- Propiedades generales de los líquidos ¿De qué depende la presión de vapor de un líquido? A) De la masa del líquido. B) De la temperatura. C) Del volumen del líquido. D) Del área de superficie del líquido. E) De la humedad relativa del aire. La presión de vapor de un líquido depende de la temperatura. 4.- ¿Cuáles de las siguientes aseveraciones acerca de la presión de vapor y la tensión superficial de los líquidos son verdaderas? I. En un recipiente cerrado a temperatura constante con un líquido y su vapor en equilibrio, las velocidades de evaporación y la de condensación de un líquido son iguales. II. Los líquidos tienden a maximizar su superficie III. La presión de vapor disminuye al aumentar la temperatura. IV. La tensión superficial de un líquido es la fuerza requerida para aumentar su superficie por una unidad de área. V. En un recipiente cerrado a temperatura constante con un líquido y su vapor en equilibrio, las cantidades de líquido y vapor permanecen constantes. A) II, III B) I y II C) I, II y IV D) II, III y IV E) I, IV y V CAPACIDAD CALORÍFICA. Por definición, la capacidad calorífica específica de una sustancia tiene que ver con la energía en forma de calor que hay que proporcionar a la unidad de masa de esa sustancia para elevar su temperatura una unidad. Dicha capacidad calorífica específica es una propiedad característica de las sustancias, es decir, toma diferentes valores en función del material del cual está hecho el cuerpo en cuestión (véase cuadro 1).

El agua es una sustancia con una alta capacidad calorífica específica, lo cual quiere decir que, para elevar su temperatura una cierta cantidad de grados, se requiere darle más calor que a las otras sustancias con menores capacidades caloríficas.

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Esta característica del agua hace más tolerable el cambio climático normal del planeta, ya que se requiere de una cantidad grande de calor para elevar la temperatura del agua en una cierta proporción. Debido a esto en el mar, por ejemplo, se da el fenómeno de la brisa marina, pues el agua de mar se calienta menos que la Tierra cuando los dos se bañan de la luz solar. Esa diferencia de temperatura entre el mar y la Tierra produce ese viento que llamamos brisa y que es tan agradable. Para calcular la cantidad de energía en forma de calor que hay que proporcionar a una determinada cantidad de agua para elevar su temperatura un cierto número de grados centígrados o Celsius, la variable clave que hay que conocer es precisamente la capacidad calorífica específica del agua, que vale 4.18 J/g oC, lo cual quiere decir que se necesitan 4.18 joules para que un gramo de agua suba su temperatura un grado Celsius.

El valor tan grande de la capacidad calorífica específica del agua indica por qué razón el clima es más amable en las zonas donde existen muchos lagos y ríos. En estas regiones, la temperatura cambia menos que en las zonas desérticas, donde los materiales sólidos tienen menor capacidad calorífica. El mismo calor añadido al agua hace que su temperatura se eleve menos que el añadido a otros materiales con menor capacidad calorífica. 5.- ¿Cuántos Joules hay que proporcionar a 10 g de agua para elevar su temperatura 20 °C? Capacidad calorífica del agua 4.18 J/g °C A) 4.18 J B) 41.8 J C) 83.6 J D) 836 J E) 1672 J El calor se calcula como el producto de la masa (10 g) por la capacidad calorífica del agua (4.18 J/g oC) por el incremento de temperatura (20 oC).

6.- ¿Cuántos Joules hay que proporcionar a 100 g de agua para elevar su temperatura 60 °C?

A) 4.18 J B) 836 J C) 6,000 J D) 12,540 J E) 25,080 J 7.- ¿Cuántos Joules hay que proporcionar a 50 g de agua para elevar su temperatura 30 °C? A) 1, 200 J B) 1,500 J C) 5,540 J D) 6,270 J E) 12,540 J 8.- ¿Cuántos grados Celsius se eleva la temperatura de 150 g de agua si se añaden 6 270 J de energía, en forma de calor? A) 10 oC B) 15 oC C) 20 oC D) 25 oC E) 30 oC ENLACE DE HIDRÓGENO. El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar como N-H, O-H ó F-H y un átomo electronegativo de O, F o N. Ejemplo: H - F - - - H - F - - - H - F El enlace de hidrógeno es una interacción entre moléculas. Si se trata del agua, por ejemplo, el enlace (o puente) de hidrógeno se presenta entre un átomo de oxígeno de una molécula, con un átomo de hidrógeno de otra molécula de agua, como se indica en la figura. Este tipo de enlace es débil comparado con los enlaces covalentes formados por el oxígeno y los hidrógenos en una molécula de agua. Este enlace es el responsable de algunas propiedades “anómalas” del agua, como que sea menos densa en estado sólido y que a la temperatura ambiente sea líquida.

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El hecho de que el hielo sea menos denso que el agua tiene un profundo significado ecológico. En un lago, por ejemplo, la densidad aumenta a medida que la temperatura cercana a la superficie disminuye. El agua más fría se va al fondo y el agua tibia que es menos densa, sube a la superficie. Este movimiento continúa hasta que el agua alcanza una temperatura de 4oC que es la temperatura a la cual el agua alcanza la mayor densidad. El agua enfriada a menos de 4oC es menos densa y permanece en la superficie donde puede enfriarse aún más. Por consiguiente, el agua en el fondo permanece a 4oC , mientras que la de la superficie se congela. Esto permite a los peces y otros organismos sobrevivir en el invierno sin congelarse. Estructura tridimensional del hielo. Cada átomo de oxígeno está enlazado a cuatro átomos de hidrógeno. Los enlaces covalentes se muestran con líneas continuas cortas y los enlaces de hidrógeno débiles con líneas largas punteadas entre O e H.

9.- ¿Cuál de las siguientes características del agua puede explicarse suponiendo un enlace por puente de hidrógeno? A) La densidad del hielo es menor que la del agua. B) El agua es considerada como el “disolvente universal”. C) El agua no conduce la corriente eléctrica. D) El agua tiene una viscosidad baja. E) La presión de vapor del agua es menor que la de la acetona.

10.- ¿En cuál de las siguientes características se explica un enlace por puente de hidrógeno? A) El H2 reacciona con el Cl2 para formar HCl B) El punto de ebullición del agua es mucho mayor que el del H2S C) El cloruro de sodio se disuelve en agua. D) La molécula de agua es polar. E) La molécula de agua es muy estable. 11.- En la siguiente gráfica se muestran los puntos de ebullición de algunos compuestos de hidrógeno. Siguiendo la tendencia mostrada en la gráfica por sus homólogos, el agua tendría una temperatura de ebullición de alrededor de –100oC, esto es, sería un gas a temperatura ambiente. Sin embargo, el agua hierve a 100oC en el nivel del mar.

¿Cuál de las siguientes características del agua explica su temperatura de ebullición? A) Su bajo momento dipolar. B) La alta electronegatividad del átomo de hidrogeno. C) La menor densidad del agua sólida comparada con el agua líquida. D) La presencia de enlaces de hidrógeno. E) El agua es un disolvente polar. El momento dipolar es alto. 12.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones es correcta? A) El agua (H2O), el amoniaco (NH3), y el metano (CH4) forman puentes de hidrógeno. B) La geometría angular del agua puede explicarse suponiendo enlaces de hidrógeno entre sus moléculas. C) El ión cloruro podría formar puentes de hidrógeno con el agua a presión y temperatura altas. D) El ácido sulfhídrico (H2S) presenta puentes de hidrógeno, así como el amoniaco (NH3) y el metanol (CH3OH) E) El hidrógeno forma “puentes” con especies químicas que contengan alguno de los tres elementos más electronegativos de la tabla periódica.

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ÁCIDOS Y BASES. Una clasificación útil de las sustancias es tipificarlas como ácidas, básicas o neutras. Éstas se pueden identificar en el laboratorio gracias a ciertas propiedades que las caracterizan. Por ejemplo, el colorante tornasol (de color violeta) se vuelve azul en una disolución básica y rojo si la disolución es ácida; si no hay cambio de color, la disolución es neutra. Los ácidos tienen un sabor agrio, el vinagre y el jugo de limón son buenos ejemplos. Las bases tienen sabor amargo, la leche de magnesia es de este tipo. Los ácidos producen efervescencia al ponerse en contacto con algunos metales como el cinc o el hierro. Las bases son resbalosas al tacto. Aquellas sustancias que no presentan características ácidas ni básicas, se conocen como sustancias neutras. Ejemplos de ellas son: el agua pura y las disoluciones acuosas de sal y azúcar, entre otras. A pesar de estas diferencias, una prueba de sabor no es lo más recomendable para determinar si una sustancia es ácida, básica o neutra. Cuando nos referimos al grado de acidez o basicidad de una disolución, por lo general, lo hacemos en términos de un valor de pH. El pH es una escala, propuesta en 1909 por el bioquímico danés S. P. L. Sorensen que cubre el intervalo de 0 a 14. El punto de la escala que corresponde a las disoluciones neutras es el 7, las disoluciones con valores de pH inferiores a 7 corresponden a una acidez cada vez mayor y aquellas que tienen pH’s superiores a 7 son progresivamente más alcalinas o básicas. Esto quiere decir que una disolución con pH igual a 2 es más ácida que otra con pH igual a 5, pero las dos son ácidas. Por otro lado, una disolución con pH igual a 12 es más básica o alcalina que otra con pH igual a 9 y ambas son básicas. La neutralidad en cambio, cubre un único punto; pH = 7.

Los números de la escala de pH no se eligieron en forma arbitraria; están relacionados directamente con la concentración de iones hidronio [H3O]+, expresada en moles por litro (molaridad), en la disolución. Por ejemplo, una disolución ácida con un valor de pH igual a 3, tiene una concentración de 1 x 10-3 moles de H3O

+ en un litro de disolución.

El agua pura tiene un pH igual a 7 porque ocurre la disociación del agua:

y la concentración de iones hidronio en el agua pura es de 0.0000001 moles por litro, cifra que se puede expresar como: 1 x 10-7. Como puedes observar, el pH simplemente es la potencia de diez de la concentración de iones hidronio, después de eliminar el signo negativo.

En la siguiente tabla se encuentran los valores de pH relacionados con la concentración molar de iones hidronio. Puedes notar que las disoluciones ácidas (valores de pH menores a 7) tienen mayor concentración molar de iones hidronio, H3O

+, que de iones hidróxido, OH - y, por el contrario, las disoluciones básicas (valores de pH mayores a 7) tienen menor concentración molar de iones hidronio y mayor de iones hidróxido. Las disoluciones neutras tienen la misma concentración de ambos iones.

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13.- ¿Cuál de los siguientes valores de pH indica una disolución alcalina? A) 7 B) 0 C) 10 D) 5 E) 2.5 14.- ¿Cómo se le denomina a cualquier disolución con un pH igual a 2? A) Neutra. B) Básica. C) Amortiguadora. D) Iónica. E) Ácida. 15.- Una disolución que tiene pH igual a 4 es A) neutra. B) básica. C) alcalina. D) iónica. E) ácida. 16.- El pH de la leche varía de 6.3 a 6.6, ¿cómo la clasificarías? A) Neutra. B) Ácida. C) Ligeramente ácida. D) Básica. E) Ligeramente básica. 17.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de los indicadores ácido-base es verdadera? A) Todos los ácidos débiles son indicadores. B) Todos los indicadores son ácidos o bases débiles. C) Todas las bases débiles son indicadores. D) Cualquier indicador cambia de color cuando el pH de su disolución es 7. E) Un ácido conjugado tiene diferente color que su base conjugada. Cada indicador tiene un intervalo de pH diferente, en el cual cambia de color. Por ejemplo, la fenolftaleína cambia de rosa a incolora en el intervalo de pH de 8.2 a 10. 18.- Se añaden diez gotas de fenolftaleína a muestras de jugo de limón, vinagre, agua y limpiador con “amonia”. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones es correcta? A) El jugo de limón se colorea de rosa. B) El amoniaco y el limón se colorean de rosa.

C) El vinagre se colorea de rosa. D) El limpiador con amonia se colorea de rosa. E) El agua se colorea de rosa. TEORÍA ÁCIDO –BASE DE ARRHENIUS. El químico sueco Arrhenius (1887) definió a los ácidos y las bases en términos del efecto que estas sustancias tienen sobre el agua. Un ácido es cualquier sustancia que, disuelta en agua, aumenta la concentración de iones hidrógeno, H+. Una base es una sustancia que incrementa la concentración del ion hidroxilo OH-, cuando se disuelve en agua. Ejemplo de ácido HCl (ac) → H+ (ac) + Cl - (ac) Ejemplo de base NaOH (s) → Na+ (ac) + OH - (ac) Cuando se mezclan disoluciones de un ácido fuerte y una base fuerte se forma una sal y agua. ácido (ac) + base (ac) → sal (ac) + H2O (l) La sal que se forma depende del ácido y la base empleados, como vemos a continuación.

19.- Relaciona los compuestos con la clasificación y selecciona la respuesta correcta.

A) 1c, 2b, 3a B) 1b, 2c, 3a C) 1b, 2a, 3c D) 1a, 2c, 3b E) 1c, 2a, 3b

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20.- Selecciona la respuesta correcta que relaciona los compuestos con su clasificación.

A) 1c, 2b, 3a B) 1b, 2c, 3a C) 1b, 2a, 3c D) 1a, 2c, 3b E) 1c, 2a, 3 21.- Selecciona la respuesta correcta que relaciona los compuestos con su clasificación.

A) 1c, 2b,3a B) 1b, 2c, 3a C) 1c, 2a, 3b D) 1a, 2c, 3b E) 1b, 2a, 3c 22.- Relaciona los compuestos que se enlistan con la clasificación que aparece en el siguiente cuadro y selecciona la respuesta correcta, según el modelo de Arrhenius.

A) 1c, 2b, 3a B) 1b, 2c, 3a C) 1b, 2a, 3c D) 1a, 2c, 3b E) 1c, 2a, 3b INDICADORES ÁCIDO – BASE. Los indicadores son substancias cuyas disoluciones cambian de color debido a cambios en el pH, por lo que reciben el nombre de “indicadores ácido-base”. Estas sustancias generalmente son ácidos o bases orgánicos débiles cuya base o ácido conjugado tienen diferentes colores debido a diferencias en sus espectros de absorción. Si se tiene al ácido cuya fórmula representamos como HA, por ejemplo, cuando se disuelve en agua se tiene el siguiente equilibrio:

Como las estructuras químicas de los indicadores generalmente son complicadas, se representa en forma simplificada con la fórmula HIn, cuya ionización se expresa en el siguiente equilibrio:

No todos los indicadores cambian de color en el mismo intervalo de pH. A continuación se presenta un cuadro con algunos indicadores y el intervalo en donde cambian de color:

23.- ¿Cuál es el pH aproximado de la disolución X, considerando su respuesta ante los indicadores?

A) 0.0-1.6 B) 3.2-4.4 C) 4.8-6.0 D) 6.0-7.6 E) 8.2-10

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24.- Se prepara una disolución X agregando vinagre a una disolución de amoniaco hasta que la concentración inicial del vinagre y del amoniaco en la mezcla es igual; posteriormente a esta mezcla se le agregan 5 gotas de indicador universal. Se prepara otra disolución Y de manera similar, excepto que las disoluciones que se mezclan son de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio y se le añaden cinco gotas de indicador universal. Con base en lo anterior, se espera que A) una disolución sea roja y otra azul. B) una disolución sea verde y otra amarilla. C) el color de las dos disoluciones sea el mismo. D) los colores no pueden predecirse porque ácidos distintos reaccionan de forma diferente con el indicador universal. E) una sea amarilla y otra azul. DISOLUCIONES. Tratándose de disoluciones, es decir, mezclas homogéneas de dos o más sustancias, es conveniente denominar a uno de los componentes como disolvente y a los otros como solutos. El componente de una disolución cuyo estado físico se conserva cuando se forma la disolución se conoce como disolvente. Por ejemplo, cuando el cloruro de sodio (NaCl, un sólido), o sal común, se disuelve en el agua, la disolución resultante es líquida, como el agua, por eso éste es el disolvente. La concentración de los componentes de una disolución permite identificar al soluto del disolvente. Aquella sustancia que tiene una concentración menor es el soluto y la que tiene una concentración mayor es el disolvente. Vamos a identificar con dos ejemplos qué sustancia es el disolvente y cuál el soluto: 1) Se hace una disolución de 10 g de sal de mesa en 100 mL de agua. El soluto, por supuesto es la sal, pues su concentración puede medirse como 10 g de sal en 110 g de disolución, es decir, es la más baja de las dos concentraciones, pues la del agua en estas mismas unidades es de 100 g en 110 g de disolución. Por lo tanto el disolvente es el agua. 2) Se disuelven 10 mL de ácido acético en 100 mL de agua, con objeto de preparar vinagre.

La sustancia de la cual se añadió el menor volumen es el soluto, pues su concentración en porcentaje en volumen es la menor, por lo tanto el ácido acético es el soluto. 25.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de un soluto es verdadera? A) Un soluto es una sustancia que no se disuelve en otra. B) Un soluto es una sustancia que se disuelve en otra. C) Un soluto tiene una concentración mayor que la del disolvente. D) Un soluto es una sustancia que cambia su estado físico al disolverse. E) Un soluto es una sustancia, generalmente con un peso molecular pequeño, que puede disolverse en otra. Los conceptos de soluto y disolvente sólo se aplican a las disoluciones. Si no se disuelven las sustancias no hay soluto, ni disolvente. 26.- El disolvente es una sustancia A) sólida que se disuelve en otra líquida. B) con baja concentración en una disolución. C) con mayor peso molecular en una disolución. D) con concentración mayor en una disolución. E) que modifica su estado físico cuando se forma la disolución. 27.- ¿Cuál es el soluto y cuál el disolvente cuando se disuelven 10 mL de alcohol en 90 mL de agua y se agita fuertemente para que también se disuelva un poco de aire?

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28.- Se disuelven 10 g de sal común y 15 g de bicarbonato de sodio (Na2CO3) en 100 mL de agua. ¿Cuál/es sustancia/s es/son soluto/s y cuál/es disolvente/s?

MOLARIDAD. La concentración molar o molaridad (M) de un soluto es la cantidad de sustancia de soluto (expresada en moles) contenida en un litro de disolución. Las unidades de la molaridad se expresan con el símbolo M y son mol/L. Siempre que requerimos calcular la molaridad de un soluto en una disolución procedemos a dividir la cantidad de sustancia del soluto, expresada en moles, entre el volumen de la disolución, en litros: Concentración molar o molaridad = C = n/V = moles de soluto/litros de disolución = mol L-1 Recuerda que los moles de soluto pueden calcularse como la masa de soluto, m, entre su masa molar, M. n = m/M Con lo cual podemos obtener la siguiente ecuación que relaciona la molaridad con la masa de soluto: C = Concentración molar o molaridad = n/V = m/MV Emplearemos esta ecuación para resolver el ejercicio con el que acabas de tener problemas. Los datos son: M= 142 g Na2SO4 /mol Na2SO4 C = Concentración molar = 0.500 M Volumen = 0.250 L Procedemos a despejar la masa, m m = CMV = (0.500 mol/L) [142 g Na2SO4 /mol] (0.250 L) m = 17.8 g Na2SO4

29.- 25 g de cloruro de sodio (NaCl) se disuelven en suficiente agua para producir 1 L de disolución. ¿Cuál es la molaridad del NaCl en la disolución? A) 0.20 M B) 0.35 M C) 0.25 M D) 0.64 M E) 0.50 M 30.- ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio, (Na2SO4), se requieren para preparar 250 mL de una disolución acuosa 0.500 M de Na2SO4? A) 0.125 g B) 0.500 g C) 12 g D) 17.8 g E) 250 g

31.- ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 500 mL de una disolución 0.100 M de nitrato de plata, (AgNO3)? A) 0.100 g B) 8.49 g C) 16.9 g D) 84.9 g E) 169.9 g 32.- ¿Cuántos gramos de soluto se requieren para preparar 200 mL de una disolución 0.2 M de BaCl2? A) 2.2 g B) 8.3 g C) 20.8 g D) 41.6 g E) 104.1 g CONTAMINACIÓN DEL AGUA. La contaminación del agua puede proceder de fuentes naturales o de actividades humanas. En la actualidad la más importante, es la provocada por el ser humano, llamada contaminación antropogénica. El desarrollo y la industrialización suponen un mayor gasto de agua, y también una mayor generación de residuos, muchos de los cuales van a parar al agua. El uso de medios de transporte fluviales y marítimos son, en muchas ocasiones, causa de contaminación del agua. El agua se considera contaminada si tiene cualquier sustancia en cantidad suficiente para que origine efectos dañinos en la flora, la fauna (incluido el hombre) o en los materiales de utilidad.

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Los contaminantes más frecuentes del agua son sustancias de tipo orgánico, bacterias, hidrocarburos, desperdicios industriales, productos pesticidas y otros utilizados en la agricultura, productos químicos domésticos y desechos radiactivos. Los principales focos de contaminación provocados por las actividades del ser humano son: 1) Industria. Según el tipo de industria se producen distintos tipos de residuos. 2) Vertidos humanos. La actividad doméstica produce principalmente residuos orgánicos, pero el drenaje arrastra además otros tipos de sustancias: emisiones de automóviles (hidrocarburos, plomo, otros metales, etc.), sales, ácidos, etc. 3) Navegación. Produce diferentes tipos de contaminación, especialmente el manejo inadecuado de los hidrocarburos. Los derrames de petróleo, accidentales o no, provocan importantes daños ecológicos. 4) Agricultura y ganadería. La actividad agrícola produce desechos de pesticidas, fertilizantes y restos orgánicos de animales y plantas que contaminan de una forma difusa, pero importante, el agua. Los contaminantes del agua se clasifican de diferentes maneras. Con base en su origen se clasifican en: Contaminantes físicos afectan el especto del agua (color, olor, sabor, temperatura); cuando flotan o se sedimentan interfieren con la flora y fauna acuáticas. Pueden ser líquidos insolubles o sólidos de origen natural como las arcillas y diversos productos sintéticos que son arrojados al agua como las espumas de los detergentes, residuos oleaginosos. Contaminantes químicos incluyen compuestos orgánicos e inorgánicos disueltos o dispersos en el agua. Los compuestos inorgánicos provienen de descargas domésticas, agrícolas e industriales o de la erosión del suelo, los principales son: cloruros, sulfatos, nitratos, sulfuros, cianuros y carbonatos, también desechos ácidos, básicos, metales y gases tóxicos. Los compuestos orgánicos son los residuos producidos por los seres humanos, ganado, etc. Incluyen heces y otros materiales que pueden ser descompuestos por bacterias aeróbicas, es decir en procesos con consumo de oxígeno. Cuando este tipo de desechos se encuentra en exceso, la proliferación de bacterias agota el oxígeno, limitando la vida de peces y otros seres vivos

que necesitan oxígeno. Los índices para medir la contaminación de desechos orgánicos son la cantidad de oxígeno disuelto, OD, en agua, o la de DBO (demanda bioquímica de oxígeno): Otros contaminantes orgánicos son los plaguicidas, plásticos, detergentes, residuos industriales, hidrocarburos y aceites Contaminantes biológicos incluyen hongos, bacterias y virus que provocan enfermedades; algas y otras plantas acuáticas. Algunas bacterias son inofensivas y otras participan en la degradación de la materia orgánica contenida en el agua. La contaminación del agua es provocada por cualquier cambio químico, físico o biológico en la calidad del agua que tiene un efecto dañino en cualquier organismo vivo que consuma esa agua. La mayoría de los contaminantes son sustancias químicas sólidas, líquidas o gaseosas producidas como subproductos o desechos cuando un recurso es extraído, procesado o transformado en productos y utilizado. Un ejemplo es la extracción de petróleo y de minerales, que ha provocado la inutilización de grandes extensiones de tierra y la contaminación del aire, agua y suelo. ¿ Qué contamina el agua? - Agentes patógenos: bacterias, virus, protozoarios, parásitos provenientes de desechos orgánicos. - Desechos que requieren oxígeno. Los desechos orgánicos pueden ser descompuestos por bacterias que usan oxígeno para biodegradarlos. Si hay poblaciones grandes de estas bacterias, pueden agotar el oxígeno del agua, matando así las formas de vida acuáticas. - Sustancias químicas inorgánicas.-Ácidos y compuestos de metales tóxicos (mercurio (Hg), plomo (Pb)). - Los nutrientes vegetales pueden ocasionar el crecimiento excesivo de plantas acuáticas (eutroficación) que después mueren y se descomponen, agotando el oxígeno del agua y de este modo causan la muerte de las especies marinas. - Sustancias químicas orgánicas.- Petróleo, plásticos, plaguicidas, detergentes. - Sedimentos o materia suspendida.- Partículas insolubles de suelo que enturbian el agua, y que son la mayor fuente de contaminación.

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- Sustancias radiactivas que pueden causar defectos congénitos y cáncer. - Temperatura.- Descargas de agua caliente provocan que disminuya la solubilidad de oxígeno en el agua y hace a los organismos acuáticos mueran por falta de oxígeno 33.- El cólera, la hepatitis, la tifoidea, la disentería y la gastroenteritis son enfermedades que se adquieren por consumir agua contaminada y se deben a contaminantes de tipo: A) químico. B) industrial. C) biológico. D) físico. E) agrícola. De los contaminantes del agua, el biológico es el que provoca enfermedades que pueden ser de graves a mortales. 34.- ¿Cuáles son las principales fuentes de contaminación del agua? I. La lluvia. II. Los terremotos. III. Sobreexplotación de los recursos naturales. IV. Desarrollo industrial. V. Generación de energía eléctrica. VI. La agricultura. VII. Explosión demográfica. VIII. Descargas de desechos domésticos. IX. Explotación de minas. A) II, III, IV, y VII B) III, IV, V,VI,VII,VIII y IX C) Todas, excepto II D) Todas, excepto III E) III, VII y VIII 35.- No son contaminantes del agua producidos por actividades humanas: I. La migración de alguna especie acuática II. Derrames de petróleo y desechos de minas y fábricas III. Detergentes, disolventes, metales tóxicos, sustancias químicas industriales IV. Terremotos y lluvias V. Plaguicidas y pesticidas A) I y V B) II, III y V C) IV D) I y IV E) Solo I

36.- ¿Cuáles de los siguientes contaminantes del agua afectan más al ser humano? A) Agentes patógenos provenientes del drenaje doméstico y desechos animales. B) Aceites y grasas de restos de alimentos o de procesos industriales de productos manufacturados. C) La dureza del agua debida a la presencia de sales de calcio y magnesio. D) El uso de pesticidas, plaguicidas, fertilizantes y detergentes. E) El derrame de hidrocarburos, sustancias radioactivas y tóxicas. 37.- Una recomendación para ahorrar agua es A) vaciar y limpiar los tinacos y cisternas periódicamente. B) usar la lavadora para cargas completas de ropa. C) utilización de pasto cortado y desperdicios de plantas. D) regar las macetas o el jardín a mediodía. E) enjuagar los utensilios de cocina antes de enjabonarlos. Si tienes jardín, procura regarlo en la tarde o noche Si lo riegas cuando la temperatura es alta, gran parte del agua se evaporará al ambiente. Lo mismo sucede con las macetas. 38.- Para favorecer el uso responsable del agua se recomienda A) rasurarse en la regadera. B) usar la lavadora con cargas parciales de ropa. C) cerrar la llave del agua mientras te cepillas los dientes. D) dejar correr el agua para enjuagar la navaja de afeitar. E) descargar el inodoro para arrastrar cigarros o papeles faciales. 39.- Para economizar el agua es recomendable A) instalar controles que interrumpan el flujo de agua cuando no se usa. B) usar agua residual para regar las verduras. C) recargar los mantos acuíferos con agua tratada. D) vaciar, periódicamente, el agua de las albercas. E) destapar periódicamente el sistema hidrosanitario.

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40.- Una estrategia para favorecer el ahorro del agua es A) el uso de pendientes en las tierras de riego. B) evitar el uso de válvulas que interrumpan el flujo del agua. C) usar piedra o adoquín para pavimentar las calles. D) dejar correr el agua para enjuagar la navaja de afeitar. E) descargar el inodoro para arrastrar cigarros o papeles faciales. 41.- Los contaminantes del agua se clasifican en tres tipos principales: A) químicos, de intercambio iónico y físicos. B) biológicos, de electrodiálisis y físicos. C) químicos, de adsorción de carbono y biológicos. D) físicos, químicos y biológicos. E) biológicos, degradación del agua y químicos. Los contaminantes del agua se dividen en tres grandes grupos: físicos, químicos y biológicos. POTABILIZACIÓN DEL AGUA. El agua necesaria para el uso doméstico, agrícola y para los procesos industriales se toma de lagos, ríos y fuentes subterráneas de origen natural o bien de represas. Gran parte del agua que llega a las redes de distribución es agua “usada”, en consecuencia, es necesario tratarla antes de distribuirla a las tomas domésticas. El tratamiento de aguas comprende normalmente cinco etapas: • filtración gruesa, • sedimentación, • filtración por arena, • aireación y • potabilización. Después de una filtración gruesa, a través de un tamiz para eliminar los sólidos, se deja reposar el agua en grandes tanques de sedimentación, donde se asienta la arena finamente dividida y otras partículas. Para facilitar la eliminación de las partículas muy pequeñas, se puede agregar sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, formándose un precipitado gelatinoso y esponjoso de hidróxido de aluminio, Al(OH)3. Al2(SO4)3 (s) → 2 Al3+ (ac) + 3 SO4

2- (ac) sulfato de aluminio

Este precipitado se sedimenta lentamente, arrastrando consigo las partículas en suspensión, con lo cual se elimina casi toda la materia finamente dividida y la mayor parte de las bacterias. A continuación, se filtra el agua a través de un lecho de arena, después de lo cual se puede burbujear aire (aireación) en forma de rocío para apresurar la oxidación de las sustancias orgánicas disueltas. La etapa final de la operación consiste en potabilizar el agua (para que se pueda beber) con un agente químico para asegurar la destrucción de las bacterias. El ozono (O3) es el más eficaz, pero se debe generar en el lugar donde se utiliza. También se utiliza cloro que se puede transportar en tanques en forma de gas licuado y dosificar desde los tanques directamente en el abasto de agua. La cantidad que se utiliza depende de la presencia de otras sustancias con las que el cloro puede reaccionar y de las concentraciones de bacterias y virus que se van a eliminar.

El agua para uso agrícola cotidiano no se trata químicamente, esto sólo se hace cuando existe el peligro de que sustancias tóxicas del agua puedan ser absorbidas por las plantas. En contraste, la industria tiene usos muy específicos para el agua que van desde la que se emplea en enfriamiento, la cual necesita poco tratamiento, hasta el agua que se utiliza en el procesamiento de alimentos y la industria farmacéutica o con fines químicos analíticos, la cual requiere de un alto grado de pureza. El acceso al agua potable es indispensable para el funcionamiento de una sociedad estable y próspera. La desinfección del agua es una de las acciones más importantes en materia de salud pública en la historia de la humanidad.

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Gracias a ella se ha reducido espectacularmente la incidencia de enfermedades bacterianas transmitidas por el agua, como el cólera, la tifoidea, la disentería y la hepatitis. Estos agentes patógenos son la mayor causa de enfermedad y muerte en niños menores de cinco años en los países en vías de desarrollo. La planta potabilizadora Toluquilla, en Gudalajara, usa ozono para destruir los organismos patógenos y para la remoción de metales pesados como arsénico (As), hierro (Fe) y manganeso (Mn). Esta planta trata 1000 litros de agua por segundo, superando a las otras dos de su tipo que existen en Antofagasta (Chile) y Texas (Estados Unidos). 42.- La calidad del agua se puede modificar mediante un tratamiento que comprende cinco etapas. ¿En cuál de ellas se eliminan las partículas por la formación de un precipitado gelatinoso? A) Filtración gruesa. B) Sedimentación. C) Filtración por arena. D) Aireación. E) Potabilización. 43.- La potabilización del agua consiste en la I. Eliminación de partículas muy pequeñas. II. Oxidación de sustancias disueltas. III. Destrucción de organismos patógenos. IV. Aireación del agua. V. Eliminación de metales. A) I y III B) II y IV C) III y V D) I y IV E) III y IV 44.- Para potabilizar el agua se prefiere el uso de ozono debido a que A) es más efectivo. B) se descompone rápidamente. C) es más fácil transportarlo. D) es un gas. E) elimina las bacterias y los virus.

UNIDAD 3 EL AIRE. LA ATMÓSFERA. La atmósfera es la capa de aire que rodea la Tierra. La atmósfera es más densa cerca de la superficie terrestre y su densidad disminuye conforme se extiende hacia el espacio. La atmósfera está constituida por cinco diferentes regiones con composición variable: • La troposfera es la más cercana a la Tierra, abarca 12 Km. de altura y es donde se llevan a cabo los fenómenos meteorológicos: la formación de nubes, el movimiento del aire (vientos), las tormentas, etc. También es donde ocurre la contaminación. • La estratosfera va del kilómetro 12 al 45. En ella, el aire está cada vez más enrarecido y tiene baja densidad. Aquí se encuentra la capa superior de ozono, de unos 20 Km. de espesor, que resulta esencial para la vida, ya que protege a la Tierra de las radiaciones de alta energía conocidas como rayos ultravioleta. Sin embargo, también ocurre la contaminación producida por los freones, que hace disminuir peligrosamente la concentración de ozono. • La mesosfera se extiende del kilómetro 45 al 85. • La termosfera abarca de los 85 a los 500 km. • La ionosfera es la capa más externa de la atmósfera y se encuentra a 500 Km. de distancia respecto a la Tierra. EL AIRE QUE RESPIRAMOS. El aire que respiramos es una mezcla de varias sustancias. Por el momento, prestemos atención a sólo cinco: nitrógeno (N2), oxígeno (O2), dióxido de carbono (CO2), argón (Ar) y vapor de agua (H2O). El aire húmedo contiene más vapor de agua que el denominado aire seco.

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En el cuadro vemos que 99 por ciento del total del aire está formado por nitrógeno y oxígeno. El oxígeno, como todos sabemos, es esencial para vivir y sin él no podríamos sobrevivir más que unos cuantos minutos. El oxígeno se absorbe por los pulmones y reacciona con los alimentos que comemos desprendiendo la energía necesaria para que se lleven a cabo los procesos vitales en nuestro cuerpo. La vida en la Tierra depende de este elemento. El nitrógeno es el gas más abundante en el aire y

constituye alrededor de las partes del aire que inhalamos. Sin embargo, es mucho menos reactivo que el oxígeno y se exhala de nuestros pulmones sin ningún cambio. También es esencial para la vida y forma parte de los organismos vivos; la mayoría de las plantas y animales obtienen el nitrógeno que requieren de otras fuentes, no sólo del atmosférico, sino de algunas bacterias, algas, rhizobium que lo convierten en nitrógeno asimilable o nitrógeno fijado. De los componentes del aire, el restante 1 por ciento es principalmente argón (Ar), el cual difícilmente reacciona, por lo que se dice que es “químicamente inerte”. También están presentes pequeñas cantidades de dióxido de carbono (CO2) y vapor de agua. La concentración de vapor de agua varía extensamente; en el desierto puede ser cercana a 1 por ciento y en las selvas tropicales de hasta 5 o 6 por ciento. La cantidad de dióxido de carbono (0.035 por ciento) es tan pequeña que su concentración es de 350 partes por millón (se abrevia ppm), es decir, que en cada 1000,000 (106) partículas de aire pueden haber 350 partículas de CO2. 0.035 por ciento = 0.035/100 = 0.00035 = 350 ppm Por lo menos otras diez sustancias más están presentes, en ppm, en el aire. 45.- El aire que respiramos es una mezcla compuesta principalmente por oxígeno, además de: A) hidrógeno y dióxido de carbono. B) nitrógeno y dióxido de nitrógeno. C) hidrógeno y metano. D) nitrógeno y argón. E) hidrógeno y neón. La composición normal del aire seco contiene 78 por ciento de nitrógeno, 21 por ciento de oxígeno y 1 por ciento de otros gases, entre ellos el argón (0.93 por ciento).

46.- La capa de la atmósfera, formada fundamentalmente por oxígeno, nitrógeno, argón y vapor de agua, se llama: A) ionosfera. B) troposfera. C) estratosfera. D) mesosfera. E) termosfera 47.- La capa de ozono (O3) que forma parte de la estratosfera A) afecta al sistema respiratorio. B) se encuentra al nivel del suelo. C) se forma por la contaminación. D) filtra los rayos ultravioleta. E) constituye el esmog fotoquímico. 48.- El argón (Ar) es el tercer componente que se encuentra en abundancia en el aire (0.93 por ciento en volumen). ¿Cuál es su concentración en partículas por millón (ppm)? A) 1075 ppm B) 9300 ppm C) 1,075 ppm D) 930 ppm E) 7000 ppm ECUACIÓN DEL GAS IDEAL. La ecuación del gas ideal relaciona los datos de presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia de un gas que sigue el comportamiento ideal, en la siguiente ecuación:

(1) De esta ecuación puede obtenerse cualquiera de las cuatro variables para un gas, conocidas las otras tres. Por ejemplo, el volumen de una cantidad de sustancia de un mol de gas a una presión de una atmósfera y una temperatura de 0oC puede obtenerse despejando V de la ecuación 1:

Teniendo el cuidado de sustituir el dato de temperatura como temperatura absoluta, es decir, en kelvin, y utilizando el siguiente valor de R:

[48]

obtenemos entonces el valor del volumen como:

LEY GENERAL DE LOS GASES. La ecuación 1 puede servirnos también para obtener las leyes de Boyle, de Gay Lussac o de Charles que relacionan dos de las cuatro variables en procesos donde las otras dos permanecen constantes. Por ejemplo, la ley de Boyle relaciona la presión con el volumen, a cantidad de sustancia y temperatura constantes. Si llamamos Pinicial y Pfinal a las dos presiones y Vinicial y Vfinal a los dos volúmenes tenemos, aplicando la ley del gas ideal a las dos condiciones, que:

y

Como n y T son constantes, podemos plantear la igualdad de los dos productos de presión por volumen, conocida como ley de Boyle.

De forma similar, la ley de Charles relaciona el volumen con la temperatura a presión y cantidad de sustancia constantes. En este caso, colocando las variables V y T al lado izquierdo de la ecuación del gas ideal, hay que igualar las dos siguientes ecuaciones porque sus lados derechos son constantes:

y

De lo cual obtenemos:

De igual manera, la ley de Gay Lussac relaciona la presión con la temperatura a volumen y cantidad de sustancia constantes. Por ello, a partir de las dos siguientes ecuaciones:

y

obtenemos, al igualarlas debido a que sus lados derechos son los mismos:

49.- Un globo aerostático con volumen de 113 m3 despega de la Ciudad de México, que se encuentra a una altitud de 2240 m y a una presión atmosférica de 585 mmHg. Cuando ha ascendido hasta la altura del Aconcagua, a 6960 m sobre el nivel del mar, la presión atmosférica ha disminuido a 413 mmHg. ¿Cuál es el volumen del globo si la temperatura se ha mantenido constante y no ha perdido gas de su interior? A) 40 m3 B) 60 m3 C) 80 m3 D) 100 m3 E) 160 m3

Vamos a resolver con cuidado el problema anterior del globo aerostático. Como las variables son presión y volumen hay que aplicar la ley de Boyle:

Despejamos el volumen final de esta ecuación:

[49]

Al sustituir los datos alcanzamos el resultado correcto de 160 metros cúbicos.

50.- Una lata contiene un gas con un volumen fijo de 1 L, cuando se calienta la lata, el gas ejerce mayor presión. Si la presión de la lata a 20 oC es de 1 atmósfera, ¿a qué temperatura en grados centígrados hay que poner la lata para que su presión se incremente hasta 1.307 atm? A) 70 oC B) 90 oC C) 110 oC D) 130 oC E) 150 oC 51.- Cuando se midió la presión de una llanta de un auto en el invierno, a 0°C, fue de 44.7 libras sobre pulgada cuadrada (PSI, son sus siglas en inglés, pounds per square inch.). La misma llanta se utilizó durante el verano, cuando la temperatura se elevó hasta 45°C. Si suponemos que el volumen de la llanta permaneció constante a través del tiempo, ¿cuál es la presión de llanta durante el verano? A) 30 psi B) 35 psi C) 52 psi D) 105 psi E) 157 psi La respuesta correcta es una presión de 52 psi, dato que se obtiene como Pfinal de la ecuación de proporcionalidad de P y T a volumen y cantidad de sustancia constantes, al colocar en ella las dos temperaturas en Kelvin.

Se sustituyen los datos Pinicial = 44.7 psi Tfinal = 273 + 45 = 318K Tinicial = 273K

52.- Un pasajero viaja llevando un balón de futbol con un volumen de 8.2 L desde la Ciudad de México –que se halla a una temperatura de 20 °C y una presión atmosférica de 585 mmHg– hasta la ciudad de Acapulco –a una temperatura también de 20 °C, pero una presión atmosférica de 760 mmHg–. Suponiendo que el balón puede desinflarse o inflarse como si fuera un globo, ¿cuál es el volumen del balón en Acapulco? A) 4.2 L B) 6.3 L C) 8.2 L D) 10.6 L E) 12.6 L ÓXIDOS. Se conocen compuestos de oxígeno con todos los elementos, excepto con helio, neón y, posiblemente, argón. El oxígeno molecular reacciona con todos los elementos restantes, con los halógenos, algunos metales nobles y los gases nobles. Algunas reacciones que ejemplifican esta gran reactividad son las siguientes. Por ejemplo, con elementos metálicos: 2 Ca + O2 → 2 CaO 4 Na + O2 → 2 Na2O 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 y con elementos no metálicos: S8 + 8 O2 → 8 SO2 P4 + 5 O2 → 2 P2O5 2 N2 + 3 O2 → 2 N2O3 Estos óxidos presentan todos los tipos de enlaces, desde los iónicos hasta los covalentes . En los iónicos se tiene presente el ion óxido, O2- , por ejemplo en el óxido de magnesio, MgO. Sin embargo, este ion no puede encontrarse en disoluciones acuosas debido a la reacción de hidrólisis, que es espontánea: O2- + H2O → 2 OH- Por esa razón, sólo son inertes en el agua los óxidos iónicos que no se pueden disolver en este medio. Los que sí son solubles en agua forman un hidróxido inmediatamente: Na2O (s) + H2O (l) → 2 NaOH (ac) Cuando no se pueden disolver en agua, lo hacen normalmente en ácidos diluidos, como es el caso del MgO (s): MgO (s) + 2 H+ (ac) → Mg2+ (ac) + H2O

[50]

ÓXIDOS ÁCIDOS Y BÁSICOS. Los óxidos metálicos que se disuelven en agua dan lugar al ion hidróxido, OH-, por lo que se conocen con el nombre de óxidos básicos. Por ejemplo, tenemos el caso del óxido de bario: BaO + H2O → Ba(OH)2 Los no metales tienden, por el contrario, a formar óxidos ácidos, los cuales al disolverse en agua forman disoluciones ácidas, por la presencia de un oxiácido. Por ejemplo, tenemos el caso del Cl2O7 (l), que forma el ácido perclórico, HClO4: Cl2O7 + H2O → 2 HClO4 De acuerdo al tipo de elemento (metal o no metal) con el cual se une el oxígeno, el óxido formado presentará comportamiento ácido o básico al disolverse en agua. Los óxidos básicos, en los que un metal está unido al oxígeno, al disolverse en agua producen disoluciones básicas. Los oxiácidos, en los que un no metal está acompañado de oxígeno, al disolverse en agua, presentarán comportamiento ácido. Otra posibilidad es que el óxido sea anfótero (cuando el oxígeno se une a los elementos que se encuentran por debajo de la línea escalonada que separa a los metales de los no metales) y que son los óxidos poco solubles en agua, pero que sí se disuelven en ácidos y en bases. Los óxidos son compuestos binarios formados por la unión de oxígeno con otro elemento: metal + oxígeno → óxido metálico (también llamados anhídridos básicos) no metal + oxígeno → óxido no metálico (o anhídridos ácidos) En general, los óxidos de los metales alcalinos se disuelven con el agua para dar disoluciones básicas:

Los óxidos no metálicos se disuelven en agua para formar disoluciones ácidas:

Ciertos óxidos que son prácticamente indisolubles en agua se vuelven solubles cuando se encuentran en medios ácidos o básicos. Tales óxidos se dice que son anfotéricos. Por ejemplo, el óxido de aluminio, Al2O3, es anfotérico y reacciona tanto con disoluciones ácidas como básicas: Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 6 NaOH → 2 Na3AlO3 + 3 H2O La mayoría de los óxidos se clasificara en óxidos ácidos y óxidos básicos dependiendo de si producen ácidos o bases cuando se les agrega agua; o bien en óxidos anfóteros si se comportan como ácidos o como bases en determinadas reacciones. 53.- En cuál de las siguientes reacciones se da la formación de un óxido metálico? A) S8 + 8 O2 → 8 SO2 B) 4 Na + O2 → 2 Na2O C) 2 N2 + 3 O2 → 2 N2O3 D) Br2 + 2 O2 → 2 BrO2 E) 2 Cl2 + 7 O2 → 2 Cl2O7

El azufre es un elemento no metálico. 54.- ¿Qué tipo de compuesto se forma en la siguiente reacción? Na2O (s) + H2O (l) → 2 NaOH (ac) A) Hidróxido. B) Oxiácido. C) Hidrácido. D) Superóxido. E) Óxido anfotérico. 55.- ¿En cuál de las siguientes reacciones se da la formación de un óxido no metálico? A) 2 Ca + O2 → 2 CaO B) 4 Na + O2 → 2 Na2O C) 2 N2 + 3 O2 → 2 N2O3 D) 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 E) 4 K + O2 → 2 K2O 56.- Qué tipo de compuesto se forma en la siguiente reacción? Cl2O5 (l) + H2O (l) → 2 HClO3 (ac) A) Hidróxido. B) Hidrácido. C) Óxido anfotérico. D) Superóxido. E) Oxiácido.

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57.- El carbono en presencia de exceso de oxígeno forma dióxido de carbono, el cual al reaccionar con el agua muestra comportamiento A) ácido. B) básico. C) anfótero. D) neutro. E) constante. 58.- De los siguientes óxidos ¿cuál presentará comportamiento ácido al agregarle agua? A) Li2O B) Fe2O3 C) N2O5 D) ZnO E) Bi2O3

59.- De los siguientes compuestos selecciona el que reacciona con el agua para formar un hidróxido: A) SO2 B) P2O5 C) Cl2O3 D) CaO E) CO2

60.- La reacción de un óxido no metálico con agua produce un ácido, ¿cuál de los siguientes compuestos presentará comportamiento ácido al agregarle agua? A) BaO B) Na2O C) CO2 D) MnO2 E) CuO

REACCIONES DE ÓXIDO – REDUCCIÓN. Vivimos rodeados de aparatos en los que ocurren reacciones de óxido-reducción, por ejemplo: pilas eléctricas, cámaras fotográficas, teléfonos celulares, marcapasos cardiaco y otros. También ocurren reacciones de óxido-reducción en las plantas generadoras de electricidad, ya sea que se utilice carbón, combustóleo o celdas de combustibles; en la fotosíntesis de las plantas y en nuestro cuerpo (por ejemplo en el funcionamiento del sistema nervioso y en la síntesis del ATP en las células). Las reacciones de óxido-reducción, se acostumbran abreviar con el término redox que implica que ambos procesos se producen simultáneamente. Las reacciones redox incluyen procesos como la combustión, la oxidación de los metales, la respiración, entre otros. En un principio, los químicos sólo consideraban como reacciones de oxidación en las que se ganaba oxígeno y como reacciones de reducción en las que se perdía óxigeno. Se dice que la especie química que toma oxígeno se ha oxidado y la que lo ha perdido se ha reducido. Ejemplos de reacciones de oxidación (metales con oxígeno):

y de reducción:

La reducción del óxido implica la oxidación del carbono o del hidrógeno, simultáneamente a una oxidación, siempre ocurre una reducción. Posteriormente, las ideas sobre las reacciones redox se ampliaron hasta incluir todos los procesos de transferencia de electrones. La definición de oxidación de un elemento como la pérdida de electrones es más amplia que la que caracteriza este proceso como la combinación con el oxígeno.

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En general, cualquier reacción entre un metal y un no metal que conduzca a la formación de un compuesto iónico puede ser considerada una reacción de óxido-reducción o redox. Por ejemplo, en la reacción del magnesio con el cloro:

Mg(s) + Cl2(g) MgCl2

Mg Mg 2+ + 2e- (oxidación) el magnesio pierde electrones.

Cl2 + 2e- 2Cl - (reducción) el cloro gana electrones. Si sumamos las dos semiecuaciones, obtenemos el proceso global:

Mg + Cl2 Mg2+ + 2Cl - Al hacer esto, se cancelan los electrones. La aproximación de los iones Mg2+ y Cl- hasta formar una red cristalina del MgCl2. Las reacciones de oxidación y reducción incluyen un cambio en el número de oxidación de dos o más elementos. En toda reacción redox, una sustancia se oxida, es decir experimenta un aumento en su número de oxidación. Tal sustancia se conoce como agente reductor, debido a que causa la reducción de otra sustancia. Del mismo modo, una sustancia que experimenta la disminución en su número de oxidación se conoce como agente oxidante, porque causa la oxidación de alguna otra sustancia. Dicho de otra manera: un oxidante es la sustancia que al reducirse origina una oxidación. El oxidante es la especie química que capta electrones de otra. Un reductor es la sustancia o especie química que origina o puede originar una reducción, a la vez que se oxida ella misma. El reductor es la especie química que cede electrones a otra. Un agente oxidante debe ser capaz de captar electrones con facilidad; por ejemplo, halógenos, oxígeno y moléculas u oxoaniones cuyo átomo central tiene un número de oxidación alto, ejemplo: NO3

_, SO42-.

Un agente reductor debe ser capaz de ceder con facilidad electrones (metales y moléculas o iones con elementos de números de oxidación bajos), por ejemplo: metales alcalinos y alcalinotérreos, metales de transición, H2, C, oxoaniones como el SO3

2- y moléculas como el H2S.

Otros ejemplos de reacciones redox: a) reacción de algunos metales con ácidos:

b) reacciones entre un metal y un ion en disolución:

donde:

61.- En la siguiente reacción el cobre participa como:

A) catalizador. B) agente oxidante. C) agente reductor. D) elemento que se reduce. E) elemento que se reduce y se oxida. El cobre no actúa como catalizador. 62.- En la siguiente ecuación química:

A) el zinc es un oxidante. B) el número de oxidación del zinc disminuye. C) el número de oxidación del cloro aumenta. D) el hidrógeno se oxida. E) el zinc es un reductor 63.- Cuando se pone limadura de hierro en una disolución de sulfato de cobre, el hierro se recubre de cobre y el color azul de la solución desaparece. Esto se debe a que se lleva a cabo la siguiente reacción:

en la cual se observa que A) el hierro es el agente oxidante. B) Cu2+ pierde electrones. C) Cu2+ es el agente oxidante. D) el hierro se redujo. E) el hierro ganó electrones.

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64.- ¿Cuál especie es la oxidante y cuál la reductora en la siguiente reacción?

Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g) A) el oxidante es el Na y el reductor es el H2. B) el H2O es el oxidante y el reductor es el Na. C) el O2 es el oxidante y el Na es el reductor. D) el oxidante es la NaOH y el reductor es el H2O. E) el H2 es el oxidante y el Na es el reductor. NÚMERO DE ÓXIDACIÓN. Los números de oxidación son una convención de los químicos. Se trata de un número entero que se asigna a cada elemento presente en un compuesto, con la idea de comparar su ambiente electrónico con el del elemento en estado libre. A continuación analizaremos un ejemplo sencillo con el método de escribir la estructura de Lewis del compuesto. Los números de oxidación de cada elemento en un compuesto son positivos y negativos, asignados mediante el siguiente procedimiento: 1) Se escribe la estructura de Lewis del compuesto en cuestión. 2) Los electrones de cada enlace químico se asignan al núcleo más electronegativo de los que forman el enlace (véase el cuadro 1).

3) Si existen uniones de un elemento consigo mismo, los electrones de enlace se dividen equitativamente entre los dos átomos. 4) Se cuentan los electrones asignados a cada átomo, Nasig. 5) El número de oxidación se obtiene restando N asig del número de electrones de valencia del elemento, Nval. N ox = Nval- Nasig

El siguiente ejemplo te ayudará a aclarar el procedimiento. Agua, H2O Para el agua, la ilustración 1 muestra los pasos que hay que seguir.

Ilustración 1. Números de oxidación del hidrógeno (H) y el oxígeno (O) en el agua. (a) Estructura de Lewis. (b) Asignación de electrones de acuerdo con la electronegatividad. (c) Números de oxidación. La ilustración (a) muestra la estructura de Lewis del agua. Como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, los electrones de cada enlace O─H se le asignan al oxígeno. En (b) se han separado un poco los átomos, con los electrones que se les han “asignado” a cada uno. El oxígeno tiene Nasig = 8 electrones, y para el hidrógeno Nasig = 0. Como el oxígeno posee seis electrones de valencia (Nval = 6) y el hidrógeno uno ( Nval = 1), sus números de oxidación son EN EL AGUA: OXÍGENO Nox = 6-8 = -2 HIDRÓGENO Nox = 1-0 = +1 Por convención internacional, se acostumbra colocar el signo después del dígito, como se muestra en (c). Como ves, la suma de los tres números de oxidación es cero (-2+1+1=0), lo cual sólo verifica que asignar electrones a uno u otro átomo en un enlace no cambia el número total de electrones disponibles.

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En todo compuesto eléctricamente neutro, la suma de los números de oxidación de los elementos que lo constituyen es cero. Después de trabajar con varios ejemplos, se ha reunido una serie de reglas para asignar números de oxidación a los elementos presentes en un compuesto. Estas reglas se expresan en el cuadro 1:

65.- El número de oxidación del oxígeno en el agua es A) 2- B) 1- C) 0 D) 1+ E) 2+ 66.- ¿Cuál es el número de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico (HNO3)? A) 5- B) 3- C) 1+ D) 3+ E) 5+ 67.- El número de oxidación del azufre en el ácido sulfuroso (H2SO3) es A) 4- B) 2- C) 2+ D) 4+ E) 6+

68.- Selecciona el número de oxidación del azufre en el ácido sulfúrico, (H2SO4). A) 2- B) 0 C) 2+ D) 4+ E) 6+ BALANCEO DE ECUACIONES REDOX. Hay fenómenos como la obtención de óxidos a partir de los elementos correspondientes, la combustión de una sustancia, la respiración de los seres vivos, la electrólisis, las reacciones de los ácidos con un metal o los procesos que tienen lugar en una pila, que tienen algo en común: ocurren reacciones de óxido-reducción, en los que una especie química se oxida y otra se reduce. Las ecuaciones de óxido-reducción pueden balancearse por tanteos o por inspección, pero en ocasiones el proceso es demasiado complejo. En esos casos, se utiliza un método sistemático conocido como de óxido-reducción, en el que hay que recordar algunos conceptos previamente. En las reacciones de óxido-reducción siempre ocurren simultáneamente una oxidación y una reducción. El término redox se utiliza en química como abreviatura de los procesos de reducción y oxidación. La oxidación se caracteriza por la pérdida de electrones, en tanto que la reducción se caracteriza por la ganancia de electrones. Por ejemplo, la reacción de magnesio (Mg) con el cloro (Cl):

Ésta puede ser considerada como una reacción redox desde el punto de vista de la transferencia de electrones entre el magnesio y el cloro, las dos semiecuaciones son

Toda reacción redox implica que una sustancia se oxide y otra se reduzca.

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• El cloro es el oxidante porque oxida al magnesio al aceptar de él electrones. • El magnesio es el reductor porque reduce al cloro al cederle electrones. En el método de balanceo de ecuaciones por óxido-reducción, las semiecuaciones de oxidación y reducción se balancean por separado y después se suman. Para calcular los coeficientes apropiados en las reacciones redox podemos seguir el método de óxido-reducción. Éste implica igualar el número de electrones aceptados por el agente reductor en la semiecuación de oxidación con el número de electrones aceptados por el agente oxidante en la semiecuación de reducción. A continuación lo describiremos, paso a paso, con el siguiente ejemplo:

Primer paso: asignar número de oxidación a todos los átomos que participan en la reacción,

identificando los elementos que se oxidan y los que se reducen

El agente oxidante es el ácido nítrico, que oxida al cobre. El agente reductor es el Cu, que reduce al nitrógeno del HNO3. Segundo paso: escribe por separado las reacciones de oxidación y reducción, y calcula el cambio que se ha dado en el número de oxidación, Δ, en cada una de ellas:

El nitrógeno reduce en tres unidades su Nox y el cobre lo incrementa en dos.

Tercer paso: multiplica la reacción de oxidación por el valor absoluto Δred y la reducción por Δox. Si ambos números son divisibles entre un número entero, lleva a cabo antes la simplificación:

Cuarto paso: coloca los coeficientes obtenidos y, sin modificar la relación entre los átomos oxidados y los reducidos, balancea por tanteos el resto de las especies:

El dos del HNO3 ha de modificarse, pues sabemos que no todo el N del ácido nítrico se oxida. Los seis nitrógenos en el 3 Cu(NO3)2 han de provenir también del HNO3, es decir, que debemos anteponer al HNO3 un 8, ya que dos nitrógenos si se reducen a NO, pero seis se conservan como nitratos (NO3

- ).

Falta únicamente balancear el agua. El 8 del HNO3 da la pauta para colocar un 4 en el agua.

Confirmamos el balanceo con el siguiente cuadro:

69.- Al balancear la siguiente ecuación química por el método de óxido-reducción, los coeficientes estequiométricos son, respectivamente:

A) 3,2,3,5,6 B) 3,2,4,5,6 C) 5,2,3,5,6 D) 5,3,3,5,6 E) 10,6,6,10,10

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70.- ¿Cuáles son los coeficientes estequiométricos que se obtienen al balancear la siguiente ecuación química por el método de óxido-reducción?

A) 1,4,1,4, 2 B) 2,4,2,4,2 C) 3,8,3,2,4 D) 4,2,4,2, 1 E) 4,4,2,2,2 71.- Señala los coeficientes que balancean la siguiente ecuación química utilizando el método de óxido-reducción.

A) 1,8,1,2,2,4 B) 2,16,2,5,2,8 C) 2,16,2,5,8,2 D) 3,8,3,1,3,4 E) 4,8,4,1,1,4 72.- ¿Cuáles son los coeficientes estequiométricos de la siguiente ecuación al balancearla por el método de óxido-reducción?

A) 1,4,3,2,2,2 B) 1,8,3,2,2,4 C) 2,4,6,2,4,2 D) 2,4,6,4,1,2 E) 2,8,3,4,2,4 REACCIONES DE COMBUSTIÓN. Las reacciones en las cuales una sustancia se combina con el oxígeno reciben el nombre de reacciones de oxidación. Cuando la sustancia que se oxida es un compuesto, da lugar a más de un producto de oxidación. Por ejemplo, la del metano genera dióxido de carbono y vapor de agua.

Las reacciones de oxidación producen, en general, desprendimiento de energía (son reacciones exotérmicas) y, algunas veces, con formación de llama. (por ejemplo, la oxidación del metano). En estos casos, se habla de una reacción de combustión.

Cuando la oxidación va acompañada de desprendimiento de luz y calor, recibe el nombre de combustión. Son ejemplos de ésta la oxidación del carbono, la del hidrógeno o la del metano.

Antoine Lavoisier (1743-1794) realizó experimentos sobre la combustión y la respiración. Interpretó ambos procesos como una reacción con el oxígeno. Esta teoría de la combustión desplazó a la antigua teoría del flogisto. Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una llama. En la mayor parte de las reacciones de combustión interviene el oxígeno del aire como reactivo. Cuando se queman hidrocarburos en presencia de aire, éstos reaccionan con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua. Por ejemplo: la combustión del propano (C3H8), un gas que se utiliza para cocinar y para calefacción en los hogares, se describe con la ecuación siguiente:

El propano arde en el aire, produciendo una llama de color azul. La combustión del carbón y el petróleo (combustibles fósiles) aporta 88 por ciento de la energía mundial actual y constituye la forma más barata de producir energía. Su combustión libera gases como el dióxido de carbono que producen el efecto invernadero. La combustión incompleta produce CO (monóxido de carbono) que es un gas letal. La combustión es un proceso de oxidación rápida de una sustancia, acompañado de una emisión de calor (proceso exotérmico) y, frecuentemente, de luz. En el caso de los combustibles comunes, se da una interacción con el oxígeno de la atmósfera que lleva a la formación de dióxido de carbono, monóxido de carbono y agua, junto con otros productos como dióxido de azufre, que proceden de los componentes menores del combustible. Cuando la combustión es completa los productos de la reacción son el dióxido de carbono y el agua.

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Se denomina combustión a la combinación de un cuerpo combustible, que puede arder, con otro denominado comburente que activa la combustión. Generalmente el comburente es el oxígeno. Ejemplo: Cuando arde una vela tiene lugar una reacción de combustión. Lo que arde realmente no es la mecha que sale de ella, sino la cera o parafina de la que está hecha. Con el calor, la parafina primero se funde y luego se evapora. La parafina en forma gaseosa y en contacto con el oxígeno del aire experimenta una reacción química en la que se desprende mucha energía (en forma de calor y luz), el resultado es la llama. La reacción química que tiene lugar es

La combustión de alcanos es otra reacción muy importante que afecta directamente a nuestra vida cotidiana. La reacción general que la representa es

y es una de las fuentes de energía más importantes para la sociedad actual. La combustión de los derivados de hidrocarburos que contienen oxígeno, como el metanol CH3OH, también produce CO2 y H2O. Por lo general, un compuesto orgánico, como el papel, la madera, los plásticos, los gases de hidrocarburos, la gasolina, etc., pueden reaccionar al entrar en contacto con una sustancia oxidante (oxígeno del aire), para ello, sólo se necesita una energía de activación que puede venir de una chispa u otra llama para inflamarse. Una vez que comienza la reacción de combustión, el calor desprendido sirve para mantener la reacción en marcha. Los productos son principalmente vapor de agua y dióxido de carbono.

La composición de los gases que se desprenden, así como su temperatura, determinan el color de la llama. Así, en el caso de papel y madera, son rojas, anaranjadas o amarillas, mientras que en el caso de muchos gases que se desprenden al quemar los hidrocarburos, como los de uso doméstico, son azules. Muchos compuestos de nuestro organismo se utilizan como fuentes de energía, como la glucosa (C6H12O6). Éstos reaccionan de forma análoga para formar CO2 y H2O. 73.- De las siguientes reacciones, ¿cuáles representan una combustión? A) Acción de ácidos sobre carbonatos. B) Fermentación alcohólica de azúcares. C) Descomposición térmica de carbonato de calcio. D) Obtención de hierro a partir de sus minerales. E) Quema de hidrocarburos. Los ácidos reaccionan con los carbonatos formando sal, agua y desprendimiento de dióxido de carbono 74.- ¿En cuál de las siguientes reacciones se lleva a cabo una combustión?

75.- Cuando se lleva a cabo la combustión de un compuesto orgánico es común observar que se enciende y arde dentro de una atmósfera de oxígeno. Esto se debe a que el oxígeno A) es un combustible. B) es un gas. C) es un catalizador. D) participa en la combustión y la favorece. E) es exotérmico. 76.- ¿Qué productos se forman por la combustión completa de un compuesto orgánico combustible que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno en su fórmula? A) CO y H2O B) C y H2O C) CO2 , O2 y H2O D) CO2 y H2O E) CO, CO2 y H2O

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CICLO DEL OXÍGENO En la atmósfera el oxígeno se encuentra principalmente en forma molecular (O2) y como dióxido de carbono (CO2). La hidrosfera contiene oxígeno en forma de agua. Los procesos que se efectúan en la biosfera estimulan el intercambio de oxígeno entre las diversas esferas del medio ambiente. El ciclo del oxígeno se puede resumir en los siguientes pasos: 1. Fotosíntesis. En este proceso químico las plantas verdes convierten el bióxido de carbono y el agua en oxígeno molecular, así como en las moléculas que estructuran a las plantas, utilizando la luz solar. La fotosíntesis se puede representar mediante la siguiente ecuación:

El CH2O representa los carbohidratos vegetales. 2. La mayor parte del oxígeno formado se libera a la atmósfera aunque una parte del mismo permanece disuelto en el agua. 3. Los animales y las plantas emplean el oxígeno molecular en la oxidación biológica en la que los alimentos se convierten en bióxido de carbono y agua. Este proceso llamado respiración se representa mediante la siguiente ecuación:

4. El bióxido de carbono y el agua producidos, se liberan hacia la atmósfera e hidrosfera donde quedan disponibles para empezar el ciclo nuevamente. CICLO DEL NITRÓGENO Los organismos requieren nitrógeno para sintetizar proteínas y ácidos nucleicos. La principal fuente de nitrógeno es la atmósfera ya que el 78% de su volumen es de este gas. A pesar de ser tan abundante, el obtenerlo es un gran problema para la mayoría de los seres vivos pues éste no puede ser asimilado en forma molecular (N2), sino que tiene que ser transformado a través del llamado ciclo del nitrógeno.

El ciclo del nitrógeno consiste de tiene cinco pasos fundamentales: 1. Fijación del nitrógeno. Las bacterias convierten el nitrógeno atmosférico en amoniaco. 2. Nitrificación. El amoniaco es convertido en nitratos (NO 3-) por bacterias nitrificantes del suelo. 3. Asimilación. Las raíces de las plantas absorben el nitrato. Cuando los animales se alimentan de vegetales, también asimilan nitrógeno. 4. Amonificación. Cuando los organismos mueren, sus compuestos nitrogenados son degradados por bacterias y convertidos en amoniaco. El amoniaco producido por amonificación queda disponible una vez más para los procesos de nitrificación y asimilación. 5. Desnitrificación. En esta etapa, parte del nitrógeno es devuelto a la atmósfera por bacterias que convierten los nitratos en nitrógeno gaseoso. CICLO DEL CARBONO El carbono (C) es el constituyente básico de todos los compuestos orgánicos y el más importante en la fijación de energía por fotosíntesis. La fuente de todo el carbono fijado en los organismos vivos y depósitos fósiles es el dióxido de carbono que se encuentra en la atmósfera y disuelto en las aguas de la Tierra. El ciclo del carbono se puede resumir de la siguiente manera: 1. La fotosíntesis utiliza el CO2 del aire y desprende O2. 2. Las plantas son consumidas por animales que a través de la respiración devuelven el CO2 a la atmósfera. 3. El material orgánico se descompone desprendiendo CO2, dejando sedimentos de combustibles fósiles. 4. La combustión de combustibles fósiles desprende CO2 a la atmósfera el cual queda disponible para iniciar el ciclo nuevamente.

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77.- ¿Cómo se llama la conversión de glucosa y oxígeno en agua y dióxido de carbono, según se indica en la siguiente ecuación?

A) Asimilación. B) Fotosíntesis. C) Ciclo del oxígeno. D) Respiración. E) Ciclo del carbono. En la fotosíntesis, las moléculas de agua se combinan con el dióxido de carbono CO2 y por acción de la luz solar producen glucosa y oxígeno. Como puedes observar, la fotosíntesis es la reacción inversa a la respiración, que es el proceso que representa la ecuación dada. 78.- Los fertilizantes desempeñan el papel más importante en el ciclo elemental del ________ . A) carbono B) oxígeno C) nitrógeno D) agua E) fósforo 79.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones describe el proceso de fijación de nitrógeno? A) El nitrógeno del aire es absorbido por las plantas, donde es convertido en amoniaco. B) Las bacterias convierten el nitrógeno atmosférico (N2) en amoniaco (NH3) C) El amoniaco es convertido en nitrato (NO3-). D) Las raíces de las plantas absorben el nitrato o el amoniaco. E) Parte del nitrógeno es devuelto a la atmósfera por bacterias que convierten el nitrato en nitrógeno gaseoso. 80.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca del ciclo del nitrógeno es verdadera? A) La fotosíntesis es un proceso mediante el cual las plantas absorben oxígeno de la atmósfera. B) Durante la fijación de nitrógeno, las bacterias convierten el amoniaco en nitrógeno molecular. C) La combustión de combustibles fósiles desprende O2 a la atmósfera. D) Durante la respiración de los animales y plantas, se desprende oxígeno que va a la atmósfera. E) Las bacterias convierten el nitrógeno de los nitratos en nitrógeno gaseoso.

CONTAMINANTES DEL AIRE. El aire seco y limpio es una mezcla de gases que tiene la siguiente composición al nivel del mar:

Por lo tanto, estos nueve componentes forman parte del aire limpio y seco. Pero, también es normal que el aire tenga cierta humedad, o sea agua (H2O). La contaminación del aire proviene de la adición de sustancias que alteran su composición normal y que producen efectos nocivos en las personas, animales y otros sistemas. Las sustancias más comunes que pueden ser consideradas como contaminantes primarios del aire son: Dióxido de azufre, SO2. Óxidos de nitrógeno, como NO y NO2. Monóxido de carbono, CO. Hidrocarburos, es decir, compuestos de carbono e hidrógeno. Dióxido de azufre, SO2. Se produce cuando el azufre elemental o sus compuestos se queman en el aire. Anteriormente, las gasolinas en México contenían más azufre, por lo que su combustión producía este óxido. Cuando llueve, este óxido se convierte en ácido sulfuroso, con lo que se produce la famosa lluvia ácida. Óxidos de nitrógeno, como NO y NO2. Se producen en los motores de combustión interna que trabajan a tan alta temperatura que llegan a reaccionar el oxígeno y el nitrógeno del aire resultando como productos estos óxidos. Monóxido de carbono, CO. Se produce por la combustión incompleta del carbono y sus compuestos, es decir, por la insuficiencia de oxígeno, por lo cual no se obtiene el CO2 sino el CO. Hidrocarburos. La presencia de hidrocarburos en el aire, debida primordialmente a la evaporación de las gasolinas o a las fugas de gas doméstico, conduce a la formación de peligrosos contaminantes, como el nitrato de peroxiacilo (NPA). También son fuente de ozono (O3), un irritante severo de las vías respiratorias. Los hidrocarburos son compuestos que contienen

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solamente carbono e hidrógeno en su fórmula. Las partículas suspendidas, aunque no son sustancias químicas sino mezclas, también se consideran como contaminantes primarios del aire, ya que causan daño grave en los pulmones cuando su concentración es alta. 81.- ¿Cuál de las siguientes fórmulas corresponde a uno de los contaminantes primarios del aire? A) H2O B) CO2 C) NO2 D) O2 E) Ar 82.- ¿Cuál de las siguientes fórmulas corresponde a uno de los contaminantes primarios del aire? A) H2 B) CO C) O2 D) PbO2 E) Ne 83.- ¿Cuál de las siguientes fórmulas corresponde a uno de los contaminantes primarios del aire? A) C3H8 B) CO2 C) H2 D) O2 E) He 84.- ¿Cuál de las siguientes fórmulas corresponde a uno de los contaminantes primarios del aire? A) H2O B) CO2 C) Ar D) SO2 E) He

EFECTO INVERNADERO. El CO2 tiene un papel muy importante en el control del clima del planeta, aunque su concentración en la atmósfera es de 0.033% en volumen. El término efecto invernadero describe el mecanismo por el cual los gases de la atmósfera, en particular el dióxido de carbono, atrapan el calor cerca de la superficie de la Tierra e impiden que toda esta energía sea emitida hacia el espacio. En cierto modo, este gas funciona como un techo de vidrio. Se ha calculado que si no hubiera dióxido de carbono, la temperatura de la Tierra sería unos 30oC más fría. Se requirieron millones de años para que se formaran combustibles fósiles a partir de organismos que habían obtenido su carbono del CO2 atmosférico. A partir de la Revolución Industrial, al quemar combustibles de fósiles y años después combustibles del petróleo, hemos estado devolviendo a la atmósfera millones de toneladas de CO2 lo cual ha alterado el equilibrio entre la producción natural de CO2 por combustión y respiración animal y su consumo en la fotosíntesis y otros procesos. La tala inmoderada de bosques y selvas da como resultado un aumento considerable de CO2 porque hay menos árboles que usen CO2 para la fotosíntesis. Es la acumulación del CO2 en la atmósfera lo que puede aumentar el efecto invernadero y según algunos meteorólogos, si este proceso continúa, la temperatura de la Tierra podría aumentar alrededor de 1 a 3oC en el siglo XXI, lo cual traería alteraciones climáticas de consideración. El CO2 no es el único gas que provoca el efecto invernadero, también lo hacen el vapor de agua, el metano, el ozono y los clorofluoroalcanos (CFCs) principalmente. Sin embargo, las actividades humanas tienen poca influencia en la concentración de agua en la atmósfera. Los procesos naturales producen metano en cantidades tan grandes que las contribuciones humanas son insignificantes. La concentración del ozono es muy baja por lo que poco contribuye al efecto invernadero. Aunque la acción de los CFCs es muy poderosa como gases de efecto invernadero, su efecto no es muy importante debido a que están en baja concentración. Es por eso que la atención se centra en el CO2.

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Como ya se dijo, no todos los gases mencionados contribuyen de igual forma al efecto invernadero, como se indica en la siguiente tabla.

Como se indica en la columna de acción relativa, un gramo de CFC produce un efecto invernadero 15 000 veces mayor que el que produce un gramo de CO2 , pero como la cantidad de CO2 es mucho mayor que la del resto de los gases, la contribución real al efecto invernadero es la que señala la columna de la derecha. Otros gases como el oxígeno y el nitrógeno, aunque se encuentran en proporciones mucho mayores, no son capaces de generar efecto invernadero. ¿A qué se debe que algunos gases provocan efecto invernadero y otros no lo hacen?. Cuando una molécula absorbe un fotón, adquiere energía; si este fotón corresponde a la energía ultravioleta (UV) del espectro electromagnético, puede provocar el rompimiento de un enlace, como es el caso en el O2 y el O3. La radiación infrarroja (IR) no tiene suficiente energía para causar tal efecto. Las moléculas de dióxido de carbono (CO2) absorben radiación infrarroja y vibran por un rato, re-emitiendo la radiación infrarroja que absorbieron de la superficie de la Tierra.

Cualquier molécula que pueda vibrar, como respuesta a la radiación infrarroja, es potencialmente un gas de efecto invernadero. Los principales gases termoactivos o de efecto invernadero son: el dióxido de carbono (CO2), el metano (CH4), los óxidos de nitrógeno (NOx), el vapor de agua, y los clorofluoroalcanos (CFCs), porque todos ellos vibran al absorber radiación IR. Los CFCs, además de contribuir al efecto invernadero, destruyen la capa de ozono que protege a la Tierra de la radiación ultravioleta.

85.- El aumento de este gas es el principal causante del efecto invernadero en la atmósfera: A) nitrógeno. B) oxígeno. C) dióxido de carbono. D) trióxido de azufre. E) hidrógeno. El nitrógeno, oxígeno, trióxido de azufre e hidrógeno no son gases termoactivos o causantes del efecto invernadero. El dióxido de carbono, junto con otros gases, se encarga de absorber la radiación re-emitida por el planeta, impidiendo que salga nuevamente al espacio exterior, de donde vino. La acumulación del CO2 promueve el sobrecalentamiento de la atmósfera lo cual podría estar provocando alteraciones climáticas. 86.- La cantidad de dióxido de carbono en la atmósfera ha aumentado en los años recientes. Los ambientalistas sugieren que este cambio es el resultado directo de A) el almacenaje inadecuado de sólidos y material nuclear y la desertificación del suelo. B) la sobreexplotación de los bosques y el aumento del uso de combustibles fósiles. C) el verter materiales inorgánicos en ríos y lagos y el gasto excesivo de agua. D) el usar plaguicidas y sustancias tóxicas tales como asbesto y DDT. E) el aumento de los niveles de contaminación del agua y del aire. Hay algunos contaminantes primarios, como el CO2 (cuando se desprende a la atmósfera en grandes cantidades) y los óxidos de nitrógeno y de azufre, que dan lugar a dos fenómenos que alteran de manera significativa el ambiente de nuestro planeta: el efecto invernadero y la lluvia ácida. LLUVIA ÁCIDA. La concentración de óxidos de azufre en la atmósfera provenientes de fuentes naturales, es muy pequeña en comparación con las concentraciones que se acumulan en los ambientes urbanos e industriales como resultado de las actividades humanas. Los óxidos de azufre provienen principalmente de la combustión de la hulla y el petróleo. El pH de la lluvia es ligeramente ácido: 5.6, ya que en su viaje rumbo al suelo se combina con el dióxido de carbono (CO2) y se forma ácido carbónico.

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Si además de este óxido se encuentran presentes los de azufre y nitrógeno, entonces se forman pequeñas cantidades de ácidos fuertes, como el nítrico y el sulfúrico como se representa en las siguientes ecuaciones. Estos ácidos disminuyen el pH hasta valores cercanos a 3.0 aumentando la acidez de la lluvia.

Debido a que los ácidos reaccionan con los metales y con los carbonatos, la lluvia ácida es corrosiva tanto para los metales como para los materiales de construcción. El mármol y la piedra caliza, cuyo componente principal es el carbonato de calcio, son muy sensibles a la lluvia ácida. La lluvia ácida es perjudicial para la vida en los lagos y las corrientes de agua. Se ha establecido relación entre la lluvia ácida y la disminución en los rendimientos de los cultivos. Los ácidos no representan una amenaza para los lagos y arroyos en las zonas donde las rocas son de piedra caliza, ya que los cuerpos de agua tendrán entonces un pH alcalino y la lluvia ácida al caer tendrá un efecto de neutralización que se representa en la siguiente ecuación:

87.- ¿Cuáles de las siguientes aseveraciones acerca de la lluvia ácida y la inversión térmica son verdaderas? I. Un gramo de metano produce 25 veces más efecto invernadero que un gramo de dióxido de carbono. II. La lluvia ácida tiene un pH menor que 5.6 III. La lluvia ácida se debe principalmente a los óxidos de azufre que emiten las plantas termoeléctricas y fundidoras. IV. El dióxido de carbono es un gas que contribuye al efecto invernadero y destruye la capa de ozono. V. La lluvia ácida tiene un pH mayor que 7.5 A) I y IV B) I, II y V C) II y IV D) I, II y III E) II, III y V La actividad humana que más contribuye al agravamiento del efecto invernadero es el consumo de energía ya que es lo que más combustibles fósiles consume.

No sólo representa el 65% de las emisiones de dióxido de carbono, sino parte importante de las emisiones de metano (en las explotaciones de gas natural y carbón) y de las emisiones de óxidos nitrosos, principalmente por las centrales energéticas que utilizan carbón. Por otro lado, como resultado de la lluvia ácida: 1. Las estructuras metálicas se corroen. 2. Las superficies de los edificios se resquebrajan. 3. Los artefactos de nylon se rompen. 4. El suelo se desmineraliza y se degradan las aguas subterráneas. 5. La fotosíntesis se vuelve más lenta y las plantas pueden llegar a morir. 6. Los lagos y ríos son incapaces de sostener su población de peces. El límite de tolerancia de muchos organismos es un pH de 4. 88.- ¿Cuáles de las siguientes aseveraciones acerca de la inversión térmica y la lluvia ácida son correctas? I. El NO2, un gas termoactivo, proviene principalmente de la combustión incompleta de combustibles fósiles. II. El que algunas moléculas sean termoactivas se debe a que absorben radiación IR. III. Los efectos de la lluvia ácida incluyen el deterioro de monumentos, daños a lagos y a la vegetación. IV. Los artefactos de nylon se hacen resistentes ante el fenómeno de la lluvia ácida. V. El suelo se mineraliza y se regeneran las aguas subterráneas. VI. Los clorofluoroalcanos (CFCs), salvaguardan la capa de ozono que protege la Tierra de la radiación ultravioleta. A) I y IV B) II y V C) I, IV y VI D) I,II y III E) IV y VI

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ENTALPÍA DE REACCIÓN. La entalpía (H) es una variable termodinámica que se definió para identificar el cambio de energía en forma de calor que se absorbe o libera en un proceso a presión constante. El cambio de entalpía (ΔH), es igual al calor (qp), que el sistema gana o pierde cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante.

Cuando la entalpía se mide a una atmósfera de presión y a alguna temperatura de referencia, que frecuentemente es 298 K, hablamos de entalpía estándar y es sólo función de la temperatura

El cambio de entalpía para una reacción química está definido como:

donde el símbolo Σ indica que deben sumarse los valores de las entalpías de todos los productos y restarse de la suma de los valores de las entalpías de todos los reactivos que aparezcan en la reacción química. Los valores de las entalpías de reactivos y productos se encuentran en tablas. Un valor de ΔHreacción positivo significa que se transfirió energía en forma de calor de los alrededores al sistema de reacción y se dice que la reacción es endotérmica. Por el contrario, un valor de ΔHreacción negativo significa que la reacción liberó energía en forma de calor a los alrededores y la reacción es exotérmica.

Por ejemplo, en la combustión de 1 mol (16.0 g) de metano (CH4) para formar dióxido de carbono (CO2), y agua (H2O) libera 803 kJ de energía en forma de calor. Lo anterior se expresa:

En cambio, la reacción de descomposición del agua, requiere energía en forma de calor para llevarse a cabo:

Esta reacción es endotérmica y el cambio de entalpía es positivo. La parte de la fisicoquímica que estudia los cambios de energía en forma de calor que acompañan a las reacciones químicas se conoce como termoquímica. Su estudio es fundamental para conocer el calor que se desprende o se absorbe en una reacción química. Ya que las diversas sustancias tienen cantidades diferentes de energía, la energía total de los productos de una reacción química es diferente a la energía total de los reactivos. De esta manera, una reacción química se ve acompañada de una transferencia de energía en forma de calor, de trabajo, de luz o de sonido; es decir, de diversas formas de energía. El intercambio de calor de la reacción dependerá de si la reacción se lleva a cabo a presión constante o a volumen constante, porque a volumen constante no hay evolución de trabajo, lo cual sí ocurre a presión constante. Por ello, se creó la variable entalpía, que tiene que ver con el calor que se libera o absorbe por la reacción a presión constante. Así, el cambio de entalpía de una reacción se iguala con el calor a presión constante:

Si el calor es liberado por la reacción se dice que el proceso es exotérmico y si el calor resulta absorbido, es endotérmico. La gran mayoría de las reacciones químicas que ocurren de forma espontánea son exotérmicas. Es importante conocer ese calor que generalmente se desprende, sobre todo en los procesos industriales, en los que se llevan a cabo reacciones con masas muy grandes. Los cambios de entalpía se miden con aparatos llamados calorímetros. En ellos, se pesan las cantidades de los reactivos para poder saber posteriormente cuánto calor se liberaría o sería absorbido a presión constante por un mol de reactivo o producto, lo que se llama cambio de entalpía molar.

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El cambio de entalpía molar puede obtenerse a partir del calor liberado o absorbido, Q, por la combustión de m gramos de sustancia, mediante el empleo de la siguiente ecuación, en la que M representa la masa molar de la sustancia.

89.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca del cambio de entalpía molar de una reacción química es verdadera? A) La determinación del cambio de entalpía es la medición del calor emitido o absorbido por mol de reactivo o producto de la reacción química, a presión constante. B) La medición del cambio de entalpía implica el cálculo de la energía interna emitida o absorbida por mol de reactivo o producto de la reacción. C) La entalpía es una función de estado, que se calcula restando a la energía interna de los productos la de los reactivos. D) La determinación del cambio de entalpía es la medición del calor emitido o absorbido por mol de reactivo o producto de la reacción química a una temperatura constante, de 25 oC. E) La medición del cambio de entalpía se lleva a cabo mediante la determinación del calor absorbido o emitido por mol de reactivo o producto de la reacción química, sin importar las condiciones de la determinación. El cambio de entalpía no tiene que ver necesariamente con el cambio de energía interna, porque en éste puede estar involucrado cierto trabajo realizado sobre el sistema o por el sistema a presión constante. El cambio de entalpía solamente tiene que ver con el calor que se transfiere a presión constante. 90.- ¿Con qué aparato se lleva a cabo la medición del cambio de entalpía de una reacción química de combustión? A) Aparato de ciclo termoquímico. B) Joulímetro molar. C) Espectrómetro vibracional-rotacional. D) Bomba calorimétrica. E) Combustímetro.

91.- En una bomba calorimétrica se coloca un gramo de metano y al quemarse se calcula que se desprenden 55.6 kJ como calor, a presión constante. ¿Cuál el es cambio de entalpía molar de combustión del metano? A) 55.6 kJ/mol B) 270 kJ/mol C) 889.6 kJ/mol D) 1,600 kJ/mol E) 2540 kJ/mol 92.- El cambio de entalpía molar de combustión del etano es de 1560 kJ/mol. ¿Cuántos joules se liberarían en una bomba calorimétrica en la que se metieran a quemar 2 g de etano? A) 52 kJ B) 104 kJ C) 212 kJ D) 1,560 kJ E) 16,340 Kj 93.- En toda reacción exotérmica A) se transfiere calor de los alrededores al sistema y el ΔH de reacción es positivo. B) se transfiere calor de los alrededores al sistema y el ΔH de reacción es negativo. C) se transfiere calor del sistema a los alrededores y el ΔH de reacción es positivo. D) se transfiere calor del sistema a los alrededores y el ΔH de reacción es negativo. E) no hay transferencia de energía en forma de calor y el ΔH de la reacción es cero. 94.- En toda reacción exotérmica A) se transfiere calor de los alrededores al sistema y el ΔH de reacción es positivo. B) se transfiere calor de los alrededores al sistema y el ΔH de reacción es negativo. C) se transfiere calor del sistema a los alrededores y el ΔH de reacción es positivo. D) se transfiere calor del sistema a los alrededores y el ΔH de reacción es negativo. E) no hay transferencia de energía en forma de calor y el ΔH de la reacción es cero. Cuando se transfiere calor de los alrededores al sistema, el ΔH es positivo y se trata de reacciones endotérmicas.

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95.- En toda reacción endotérmica A) se transfiere calor de los alrededores al sistema y el ΔH de reacción es positivo. B) se transfiere calor de los alrededores al sistema y el ΔH de reacción es negativo. C) se transfiere calor del sistema a los alrededores y el ΔH de reacción es positivo. D) se transfiere calor del sistema a los alrededores y el ΔH de reacción es negativo. E) no hay transferencia de energía en forma de calor y el ΔH de la reacción es cero. 96.- La reacción entre las disoluciones acuosas del ácido fosfórico (H3PO4) y el hidróxido de litio (LiOH) se representa como: H3PO4 (ac) + 3 LiOH (ac) → Li3PO4 (ac) + 3 H2O (l) Cuando este proceso se efectúa a presión constante, se libera energía en forma de calor a los alrededores del sistema. ¿De qué tipo de reacción se trata, endotérmica o exotérmica y cómo es su valor de ΔH, positivo, negativo o cero? Se trata de una reacción ________ con un valor de ΔH ________. A) endotérmica – negativo B) endotérmica – positivo C) exotérmica– negativo D) exotérmica – positivo E) endotérmica– cero EQUILIBRIO QUÍMICO. Un estado de equilibrio químico se mantiene mientras no se alteren la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies. Cuando se modifica cualquiera de estos parámetros el estado de equilibrio se desplaza hacia productos o hacia reactivos hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936) químico industrial francés, formuló en 1888 un principio, que permite estimar los cambios del equilibrio ante diversas perturbaciones. Principio de Le Chatelier: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación. Una forma de aprender este principio es recordar que sucederá exactamente lo contrario de lo que se provoca:

Cambio en presión: Un cambio en la presión afecta el equilibrio cuando están involucradas sustancias gaseosas. Un aumento en la presión favorece la formación de una menor cantidad de sustancias gaseosas, es decir, el equilibrio se desplaza al lado de la reacción dónde la suma de los coeficientes estequiométricos de las sustancias gaseosas sea menor. Analicemos cada una de las ecuaciones de la pregunta:

En la opción uno, el equilibrio no se afecta porque la suma de los coeficientes estequiométricos de las sustancias gaseosas es la misma a la derecha y a la izquierda de la ecuación química. En la opción dos, no hay sustancias gaseosas del lado de los reactivos y el dióxido de carbono gaseoso, CO2, en los productos tiene coeficiente estequimétrico igual a uno. Esto hace que al aumentar la presión del sistema en equilibrio, éste se desplace a la izquierda para formar más reactivos. Esta es la opción correcta. La opción tres tiene oxígeno gaseoso, con coeficiente estequiométrico uno en los reactivos y no hay sustancias gaseosas en los productos, entonces, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (se formará más producto) para contrarrestar el aumento en la presión. La suma de los coeficientes estequiométricos de las sustancias gaseosas de los reactivos en la opción cuatro, es tres: dos del hidrógeno, H2, más uno del oxígeno,O2, y en los productos es dos los del agua gaseosa, de tal manera que un aumento en la presión desplazará el equilibrio hacia la derecha. En la ecuación cinco tenemos un dos como coeficiente del dióxido de nitrógeno gaseoso en los reactivos y un coeficiente uno en el tetraóxido de dinitrógeno, N2O4 (g), en los productos, por lo tanto, un aumento en la presión provocará que el equilibrio se desplace a la derecha, es decir se formará más tetraóxido de dinitrógeno gaseoso. Esto reduce los moles totales de gas presentes y, en consecuencia, la presión.

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Cambio en concentración: Si se aumenta la concentración de un reactivo, el sistema reaccionará formando productos, es decir, para obtener más producto, adiciona más reactivo. Por el contrario, si se aumenta la concentración de un producto, el equilibrio se desplazará hacia los reactivos (derecha). El equilibrio se restablece consumiendo parte de la sustancia adicionada. Por ejemplo, en la ecuación:

el cambio que desplazará el equilibrio hacia la derecha (formación de productos) es agregar más reactivo. Si se agrega producto, el equilibrio se desplazará a la formación de reactivos (hacia la izquierda). Cambio en temperatura: Si se eleva la temperatura de un sistema reaccionante el equilibrio se desplazará en el sentido en que se absorba energía en forma de calor, es decir, se favorece la reacción endotérmica. Por el contrario, si la temperatura disminuye, se favorece la reacción exotérmica. En el siguiente ejemplo:

Como la reacción directa es exotérmica, el cambio que desplazará el equilibrio hacia la izquierda (formación de reactivos) es el aumento de temperatura, ya que esto hará que el sistema absorba energía en forma de calor y se favorezca la reacción endotérmica (inversa). 97.- ¿En cuál de las siguientes reacciones se desplazará el punto de equilibrio hacia la izquierda cuando la presión del sistema aumente?

98.- En una botella de agua mineral se tiene el siguiente equilibrio:

Al destapar la corcholata, el agua mineral se derrama y se observa un burbujeo intenso, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda porque A) aumenta la temperatura. B) disminuye la temperatura. C) aumenta la presión. D) disminuye la presión. E) se pierde producto. 99.- ¿Qué tipo de reacción representa el siguiente diagrama?

A) Exotérmica. B) Catalizada. C) Con poca energía. D) Endotérmica. E) Con mucha energía. 100.- La siguiente ecuación representa un sistema en equilibrio:

Como lo indica la ecuación anterior la disolución de un gas en agua es un proceso exotérmico. ¿Cuál de los siguientes cambios desplazará el equilibrio hacia la izquierda? A) Adicionar un catalizador. B) Agregar más dióxido de carbono, (CO2) (g). C) Aumentar la presión. D) Aumentar la temperatura. E) Agregar más agua líquida, (H2O) (I). Un aumento en la cantidad de reactivos desplazaría el equilibrio hacia los productos, es decir, hacia la derecha.

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101.- Si la siguiente reacción se encuentra en equilibrio:

¿Cuál de los siguientes cambios desplazará el equilibrio a la derecha? A) Adicionar un catalizador. B) Agregar más oxígeno (O2) (g). C) Disminuir la presión. D) Aumentar la temperatura. E) Agregar trióxido de azufre (SO3) (g). Un sistema en equilibrio se encuentra en un estado dinámico; los procesos directo e inverso se llevan a cabo a la misma velocidad y las concentraciones de todas las especies químicas que participan permanecen constantes. VELOCIDAD DE REACCIÓN. No basta con saber si un proceso químico se lleva a cabo o no, éste puede ocurrir en un segundo (explosión de una bomba al chocar contra el piso) o en millones de años (la formación de petróleo en el subsuelo). Por ello es muy importante saber a qué velocidad ocurre un cambio químico y cuáles son los factores que afectan dicha velocidad. La velocidad de un cambio químico se puede cuantificar midiendo la rapidez de aparición de un producto o la de desaparición de un reactivo:

Existen cinco factores que modifican la velocidad de las reacciones químicas: • temperatura. • concentración de reactivos. • superficie de contacto de reactivos. • naturaleza de los reactivos. • presencia de un catalizador. Cada reacción tiene una velocidad determinada por la facilidad con la que los reactivos pueden llevar a cabo el proceso en cuestión. Por ejemplo, las reacciones ácido-base son rápidas porque implican la transferencia de protones, proceso simple y veloz. Sin embargo, el hierro tarda años en reaccionar con el oxígeno atmosférico (O2) si no existen condiciones propicias para la corrosión como la presencia de humedad.

Para que ocurra una reacción química, las moléculas de los reactivos deben tocarse. Si alguno de los reactivos es sólido, la reacción se efectúa más rápido si éste está finamente dividido, ya que la superficie de contacto aumenta y, la probabilidad de que las partículas choquen y reaccionen, también aumenta. Algo similar ocurre cuando aumentamos la concentración de los reactivos, al aumentar el número de partículas por unidad de volumen, el número de choques entre ellas aumenta y la reacción química se acelera. Generalmente, la velocidad de una reacción aumenta cuando aumenta la temperatura. Si la comida no se refrigera (disminución de T) se descompone mucho más fácilmente porque aumenta la velocidad de las reacciones de oxidación y putrefacción de los alimentos. Con base en la teoría cinético molecular, la temperatura es directamente proporcional al promedio de la energía cinética de las partículas que forman un sistema. Si aumenta la temperatura, aumentará la energía cinética y se propiciará un mayor número de colisiones entre las partículas. Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de una reacción química sin participar en ella, es decir, el catalizador se recupera al final de la reacción. Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción química porque disminuye la energía de activación. La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para que se inicie una reacción química. Los catalizadores no afectan las energías relativas de los reactivos ni de los productos, tampoco afectan la constante de equilibrio (Keq). Lo único que hacen es acelerar la reacción propiciando que se alcance el equilibrio más rápidamente.

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Efecto del catalizador en la energía de activación de una reacción química. Para aumentar la velocidad de una reacción química es necesario aumentar el número de colisiones entre las moléculas y eso se consigue de dos maneras: • aumentando la temperatura, que está relacionada con la energía cinética de las partículas, y • aumentando la concentración de los reactivos, ya que al aumentar el número de moléculas se propicia un mayor número de choques entre ellas. Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de una reacción química sin participar en ella, es decir, el catalizador se recupera al final de la reacción. Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción química porque disminuye la energía de activación. La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para que se inicie una reacción química. Los catalizadores no afectan las energías relativas de los reactivos ni de los productos, tampoco afectan la constante de equilibrio (Keq). Lo único que hacen es acelerar la reacción propiciando que se alcance el equilibrio más rápidamente.

Efecto del catalizador en la energía de activación de una reacción química. El catalizador se combina con uno de los reactivos formando un compuesto intermedio que reacciona con el otro más fácilmente. Sin embargo, el catalizador no influye en el equilibrio de la reacción, porque la descomposición de los productos en los reactivos es acelerada en un grado similar. Por ejemplo, la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno (agua oxigenada, H2O2):

es muy lenta en condiciones ambientales, pero si se le agrega una disolución saturada de yoduro de sodio, NaI (ac), la reacción se acelera. Parece ser que esta reacción se efectúa en dos pasos:

Como se observa, la suma de las ecuaciones indica que

el ion yoduro no se consume en la reacción. Por cada yoduro utilizado en el primer paso, se produce otro en el segundo. Lo que hace el catalizador es disminuir la energía de activación requerida para la reacción. Por ejemplo, en la siguiente reacción:

la energía de activación necesaria para que esta reacción se lleve a cabo es de 250 kJ. Pero cuando se utiliza un catalizador como oro metálico, la energía de activación disminuye hasta 120 kJ. La reducción de energía de activación ocurre porque el catalizador provee un camino alternativo, de menor energía, para que la reacción se efectúe. En la reacción anterior, el óxido de nitrógeno (N2O) se adsorbe químicamente sobre la superficie del oro metálico y se forma un enlace entre el oxígeno del N2O y un átomo de oro (Au). Esto debilita el enlace que une al oxígeno (O) con el nitrógeno (N) y se facilita el rompimiento de los enlaces necesario para que se lleve a cabo la reacción química. Las enzimas, se encuentran entre los catalizadores más importantes, tienen una función esencial en los organismos vivos: aceleran reacciones que de otra

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forma requerirían temperaturas que podrían destruir la mayoría de la materia orgánica. Un buen ejemplo es la eliminación del dióxido de carbono, CO2, que se produce durante la respiración celular. Para poder desecharlo, es necesario combinarlo con agua, H2O, para formar ácido carbónico, H2CO3:

La formación de ácido carbónico es demasiado lenta para efectuar con eficiencia el intercambio de dióxido de carbono entre la sangre y los pulmones. Sin embargo, en presencia de una enzima llamada anhidrasa carbónica, esta reacción vital se lleva a cabo con la rapidez necesaria. 102.- ¿Cuál de las siguientes parejas de condiciones aumentan la velocidad de una reacción química? A) Disminución de temperatura y disminución de la concentración de reactivos. B) Disminución de temperatura y aumento de la concentración de reactivos. C) Aumento de temperatura y disminución de la concentración de reactivos. D) Aumento de temperatura y aumento de la concentración de reactivos. E) Mantener constantes la temperatura y la concentración de reactivos. 103.- ¿Cuál de los siguientes argumentos explica el aumento de la velocidad de algunas reacciones químicas cuando se aumenta la superficie de contacto de los reactivos? A) Este cambio aumenta la densidad de los reactivos. B) Este cambio aumenta la concentración de los reactivos. C) Este cambio propicia que más partículas de reactivos experimenten una colisión. D) Este cambio aumenta la energía cinética de las partículas de reactivo. E) Este cambio disminuye la reactividad de las moléculas de los reactivos.

104.- Cuando se agrega un catalizador a un sistema en equilibrio, decrece A) el calor de reacción. B) la energía de activación. C) la constante de equilibrio. D) la energía potencial de los reactivos. E) el cambio de entalpía de la reacción. 105.- La velocidad de una reacción bioquímica a la temperatura del cuerpo humano es un millón de veces más lenta sin la acción de una enzima que cuando está presente. ¿Qué se puede decir acerca de sus dos energías de activación (con y sin enzima)? A) Si no hay enzima la energía de activación es cero y la reacción no se efectúa. B) La energía de activación con enzima es mayor que la correspondiente sin enzima. C) La energía de activación con enzima es menor que la correspondiente sin enzima. D) Las dos energías de activación son iguales, lo que afecta la velocidad de la reacción es la temperatura corporal. E) La presencia de la enzima provoca un aumento en la energía de activación y la velocidad de la reacción aumenta.

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UNIDAD 4 QUIMICA DEL CARBONO ESTRUCTURA DEL CARBONO EN COMPUESTOS ORGÁNICOS. Hacia 1874, van’t Hoff y Le Bel plantearon que los átomos de carbono en los compuestos saturados (sin dobles ni triples ligaduras) mantenían un enlace con sus átomos vecinos cuya estructura es tetraédrica véase la siguiente ilustración.

Por ejemplo, en el metano, CH4, los cuatro átomos de hidrógeno se encuentran como si estuvieran en los vértices de un tetraedro. El metano, CH4, con su estructura tetraédrica en tres diferentes tipos de diagrama:

El diagrama de arriba muestra con una cuña el átomo de hidrógeno que se encuentra hacia delante y con puntos suspensivos el que se encuentra hacia atrás. El de en medio muestra con varillas y esferas la estructura tetraédrica del metano. En el de abajo, los radios de las esferas se han incrementado, llenándose el espacio interatómico.

1.- La estructura ________ fue propuesta por van’t Hoff y Le Bel para los átomos de carbono en los compuestos orgánicos saturados. A) cuadrada B) triangular C) tetraédrica D) octaédrica E) plana TIPOS DE HIDROCARBUROS. Para clasificar un hidrocarburo hay que saber cuáles son las características de cada uno de los diferentes grupos:

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Ahora vamos a trabajar con algunos hidrocarburos para saber de qué tipo son. Practica con nosotros la clasificación de estos cuatro compuestos.

2.- ¿Qué tipo de hidrocarburo es el siguiente compuesto?

A) Alcano. B) Alqueno. C) Insaturado. D) Cicloalcano. E) Aromático. Los alcanos son hidrocarburos saturados de cadena abierta que solamente cuentan con enlaces sencillos entre sus átomos de carbono. El del enunciado es un hidrocarburo saturado de cadena cerrada, o cíclico.

3.- ¿Qué tipo de hidrocarburo es el siguiente compuesto?

A) Alcano. B) Alqueno. C) Alquino. D) Cicloalqueno. E) Aromático. 4.- ¿Qué tipo de hidrocarburo es el siguiente compuesto?

A) Alcano. B) Alqueno. C) Alquino. D) Cíclico. E) Aromático. 5.- ¿Qué tipo de hidrocarburo es el siguiente compuesto?

A) Alcano. B) Alqueno. C) Alquino. D) Cíclico. E) Aromático. 6.- ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto?

A) n-pentano. B) 3-metilbutano. C) n-butano. D) 2 metilpentano. E) 2-metilbutano.

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NOMENCLATURA DE HIDROCARBUROS. Para nombrar un hidrocarburo lineal saturado hay que seguir los siguientes pasos: 1) Aprender los nombres de los llamados radicales alquílicos, que son los grupos enlazados a las cadenas principales del hidrocarburo (véase la ilustración 1), los cuales se nombran con la raíz correspondiente al número y disposición de los átomos de carbono, seguida del sufijo -ilo.

Ahora, para nombrar a los alcanos o hidrocarburos lineales saturados deben seguirse las siguientes reglas: 1) Encontrar la cadena continua más larga de átomos de carbono. Esta cadena principal es la base del nombre, que va al final. El número de átomos de carbono que tiene esta cadena principal proporciona el nombre del compuesto, como se expresa en el siguiente cuadro:

2) Identificar el lado de la cadena principal en que aparece la cadena lateral o ramificación más cercana. De ese lado se iniciará la numeración de los átomos de carbono de la cadena principal. 3) Todas las cadenas laterales se nombran primero, con el número del átomo de carbono sobre el que están

implantadas seguido de un guión y su nombre. Ejemplos: 2-metil, 4-etil, 3-isopropil. El orden en el que deben aparecer los radicales alquílicos es estrictamente alfabético, por lo tanto, el orden correcto es: 4–etil-3–isopropil-2–metil. 4) Si se tienen dos o más cadenas laterales iguales, su número se señala con los prefijos di-, tri-, tetra-, con la posición de cada una indicada mediante números separados por comas. 7.- ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto?

A) n-hexano. B) 2,3-dimetilbutano. C) 2,3-dimetilhexano. D) Diisopropano. E) 2-metil-2-isopropano. 8.- Según la nomenclatura sistemática, el nombre del siguiente compuesto es:

A) 2-metil-4-isopropilheptano. B) 4-isopropil-3-etilheptano. C) 2,5-dimetil-3-propilhexano. D) 2-metil-4-etil-5-metilhexano. E) 2-etil-5-isopropiloctano.

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9.- Según la nomenclatura sistemática, el nombre del siguiente compuesto es:

A) 5,6-dietil-2-metilnonano. B) 2-metil-5-etil-6-propiloctano. C) 5-etil-2-metil-6-propiloctano. D) 2-metil-5,6-dietilnonano. E) 3-propil-4-etil-7-metiloctano. ISOMEROS. Los isómeros son moléculas, que tienen la misma fórmula molecular (composición), pero diferente estructura, los tipos de isómeros son: Isomería de posición. La isomería más simple es la de posición, en la cual cambia la ubicación en que se encuentra ligado un átomo o grupo de átomos. Como ejemplo de este tipo de isomería te presentamos la posición de un grupo metilo en una cadena de un hidrocarburo:

Otro ejemplo es la posición de dos metilos en un anillo bencénico, que nos lleva a los isómeros llamados orto (o), meta (m) y para (p):

Isomería geométrica. Otro tipo de isomería es la geométrica, en ella se dan dos isómeros ya que la geometría de la molécula puede ocurrir de dos maneras diferentes. Por lo general, a los dos isómeros se les denomina cis y trans. El cis tiene dos sustituyentes apuntando hacia la misma dirección de la molécula, mientras que el trans los tiene apuntando en direcciones opuestas. Ejemplificamos esta isomería con los derivados diclorados del 2-buteno.

Otro ejemplo lo tenemos en los complejos planos cuadrados que tienen dos ligantes iguales y otros dos idénticos, pero diferentes a los primeros. Este es el caso de la sustancia anticancerígena llamada cisplatino, cuyo isómero trans no tiene esos mismos efectos carcinómicos:

Isomería óptica. Cuando una molécula no se puede sobreponer con su imagen en el espejo, entonces se dice que tiene isomería óptica o enantiomería. Para que una molécula no pueda sobreponerse a su imagen en el espejo, debe contener por lo menos un átomo de carbono rodeado de cuatro diferentes grupos atómicos, como se muestra en la figura. Si uno intenta, mediante un giro, sobreponer las dos moléculas, no puede lograrlo. Se trata, en efecto, de dos moléculas diferentes, a pesar de que parecen ser la misma.

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Cada enantiómero se conoce como levógiro (-) o dextrógiro (+), pues cada una de las sustancias con un solo tipo de enantiómero rota el plano de la luz polarizada, ya sea en la dirección de las manecillas del reloj (+), o en la dirección contraria (-). Este fenómeno también se conoce como quiralidad. Un compuesto cuyas moléculas son quirales puede existir como un enantiómero y, por el contrario, un compuesto cuyas moléculas son aquirales no puede existir como enantiómero. A continuación presentamos algunos ejemplos de quiralidad: el de un alcohol y un compuesto con un grupo alcohol y otro grupo ácido. Todos estos compuestos pueden presentarse como dos tipos de moléculas que no pueden sobreponerse.

Cuando un átomo dado de carbono está ligado a cuatro grupos diferentes se presenta un nuevo tipo de isomería, llamada isomería óptica o enantiomería (véase la ilustración 3).

Las dos moléculas isoméricas ópticamente pueden imaginarse mediante el reflejo en el espejo de una de ellas. Las dos moléculas son diferentes, porque no se puede obtener una de ellas mediante la rotación de la otra. A este tipo de átomos de carbono, que tienen cuatro enlaces dirigidos a diferentes átomos o grupos de átomos se les conoce como carbonos asimétricos. Este tipo de isomería solamente se presenta cuando existe un carbono con geometría tetraédrica ligado por enlaces sencillos (nunca dobles o triples) a cuatro átomos o grupos de átomos diferentes. Dada la estructura tetraédrica del átomo de carbono, cuando uno de estos átomos está ligado a cuatro diferentes grupos se presenta la isomería óptica o enantiomería (véase la siguiente ilustración para entender por qué se usa el término “isomería óptica”).

El compuesto que tiene todas las moléculas como la del inciso a) hace girar el plano de la luz polarizada en una dirección, mientras que el compuesto que tiene todas las moléculas como la del inciso b) hace girar el plano de la luz polarizada en la dirección opuesta. Por eso, a este tipo de isomería se le conoce como isomería óptica; es decir, existe un efecto óptico por poseer una o la otra estructura molecular.

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Se denominan levógiras las sustancias que hacen girar hacia la izquierda el plano de la luz polarizada (en contra de la dirección de las manecillas del reloj), llamadas también enantiómero (-), y dextrógiras las que lo hacen girar hacia la derecha (a favor de la dirección de las manecillas del reloj), llamadas también enantiómero (+). Si poseemos una mezcla, con partes iguales, de los dos compuestos isoméricos se dice que tenemos una mezcla racémica. Las mezclas racémicas no hacen girar en ninguna dirección el plano de la luz polarizada. La isomería óptica, también llamada quiralidad, es un tema esencial para comprender las moléculas que tienen que ver con la vida, pues una buena parte de ellas presenta este tipo de isomería. Muchos de los azúcares, los lípidos y las proteínas son moléculas que tienen isomería óptica, y las producidas por los seres vivos tienen sólo “una mano”, es decir, o son dextrógiras o son levógiras, éste es uno de los misterios de la vida, puesto que aun no se ha explicado. Aunque son isómeros prácticamente equivalentes, los enantiómeros tienen propiedades químicas diferentes. Así, por ejemplo, la sustancia llamada talidomida, presentada en la ilustración 5 presenta un carbono asimétrico y el enantiómero (-) tiene propiedades teratogénicas (es capaz de producir alteraciones en el feto durante el embarazo), mientras que el enantiómero (+) induce el sueño. Ilustración 5

La talidomida, dio mucho qué decir en la década de los años 60 del siglo pasado, ya que produjo deformaciones en los fetos de las pacientes que la tomaron para inducir el sueño.

Vamos a practicar la clasificación del tipo de isómeros que tenemos en los siguientes compuestos: 1) Cloruro de secbutilo

Podemos tener dos isómeros ópticos de este compuesto, ya que el carbono que soporta al cloro es un carbono con cuatro grupos substituyentes diferentes, es decir, se trata de un carbono quiral. 2) Bromobutano. Podemos tener dos isómeros del bromo butano, según sobre cuál carbono de la cadena de cuatro está soportado el bromo. Pondremos a continuación los dos isómeros de posición del bromobutano.

Podríamos pensar que el 3-bromobutano es un tercer isómero, pero resulta idéntico al 2-bromobutano:

Supuestamente, el 3-bromobutano es un tercer isómero del bromobutano, pero, si empezamos la numeración de la cadena de derecha a izquierda, nos damos cuenta que es idéntico al 2-bromobutano. 3) Dicloro tetraamin cobalto (II) Este compuesto puede tener dos isómeros geométricos, el cis y el trans, dependiendo de la dirección en la que apuntan los dos ligantes cloro. Si apuntan en direcciones contiguas tenemos el cis y si lo hacen en direcciones opuestas, tenemos el trans. Ambos compuestos tienen un color diferente.

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10.- ¿Cuál de los siguientes compuestos contiene un carbono asimétrico, es decir, presenta isomería óptica?

11.- ¿Qué tipo de isomería se presenta en el 2-buteno?

A) Diastereoisomería. B) Isomería óptica. C) Isomería tetraédrica. D) Isomería de posición. E) Isomería geométrica o cis-trans. La isomería en este compuesto es del tipo geométrico o cis-trans.

12.- Si un bromo pasó del carbono dos al tres y un hidrógeno pasó del carbono tres al dos, como se muestra a continuación:

13.- ¿Qué tipo de isomería ocurre cuando dos átomos de carbono diferentes de una cadena intercambian dos átomos o grupos de átomos? A) Geométrica o cis-trans. B) Óptica o enantiomería. C) De posición. D) Diastereoisomería. E) De serie homóloga. 14.- ¿Cuál de los siguientes hidrocarburos contiene un carbono asimétrico, es decir, presenta isomería óptica?

15.- ¿Qué tipo de isomería ocurre cuando los cuatro átomos o grupos de átomos enlazados a un átomo dado de carbono son diferentes? A) Geométrica o cis-trans. B) Óptica o enantiomería. C) De posición. D) Estructural. E) De serie homóloga

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16.- ¿Cuál de los siguientes hidrocarburos contiene un carbono asimétrico, es decir, presenta isomería óptica?

17.- El siguiente compuesto es el 3-metil-2-penteno

¿Cuál es un isómero de posición del mismo?

GRUPOS FUNCIONALES. En el siguiente cuadro se presentan las fórmulas de los once grupos funcionales principales de la química del carbono o química orgánica. Memoriza los nombres de cada uno de los grupos funcionales y su fórmula. En los ejemplos podrás darte cuenta de cuál es la nomenclatura empleada para nombrar a los compuestos que contienen cada uno de los grupos funcionales dados.

R indica una cadena de átomos de carbono. X indica cualquier halógeno (F, Cl, Br, I). 18.- ¿Cuál es el grupo funcional que contiene la siguiente fórmula?

A) Éster. B) Alcohol. C) Éter. D) Aldehído. E) Cetona. 19.- Los ácidos carboxílicos contienen el grupo funcional: A) —X, donde X = F, Cl, Br o I B) —COOH C) —NH2 D) —NO2 E) —OH

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20.- Las aminas contienen el grupo funcional: A) —COOH B) —X, donde X = F, Cl, Br o I C) —SH D) —NH2 E) —OH 21.- ¿Cuál es el grupo funcional que contiene la siguiente fórmula?

A) Éster. B) Alcohol. C) Éter. D) Aldehído. E) Cetona. Para que memorices mejor los grupos funcionales, prueba nuevamente, ahora con la siguiente tabla (R1 y R2 son radicales alquílicos):

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS. Para nombrar un compuesto orgánico hay que seguir los siguientes pasos: 1) Aprender los nombres de los llamados radicales alquílicos, que son los grupos enlazados a los grupos funcionales (vèase la ilustración 1), los cuales se nombran con la raíz correspondiente al número y disposición de los átomos de carbono, seguida del sufijo -ilo.

2) Aprender los nombres y la identificación de los grupos funcionales más simples (véase el cuadro 1):

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22.- ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto?

A) Etilamina. B) Metilamina. C) Etilnitro. D) Etilamonio. E) Aminato de etilo El grupo nitro es el –NO2.

Ahora vamos a trabajar con algunos grupos funcionales adicionales, hasta abarcar todos los del cuadro 2.

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Practiquemos la nomenclatura de cuatro compuestos:

23.- ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto?

A) Alcohol secbutóxico. B) Ácido n-butanoico. C) Ácido isobutílico. D) Ácido secbutílico. E) Carboxilato de isopropilo.

24.- ¿Cuál es la fórmula del alcohol isopropílico?

25.- ¿Cuál es la fórmula del acetonitrilo?

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REACCIONES ORGÁNICAS. Cuando se estudia el tipo de reacción que ha sucedido hay que analizar cuál es el resultado obtenido: a) si el número de átomos del producto es diferente del número de átomos del reactivo, b) si en el producto hay átomos diferentes a los que contiene el reactivo y c) si las posiciones de algunos átomos en el producto difieren de sus posiciones en el reactivo. A continuación, y de acuerdo con las respuestas a estas preguntas, clasificamos una conversión química específica como uno de los seis principales tipos de reacciones orgánicas: adición, eliminación, sustitución, condensación, transposición e isomerización. Reacción de adición: Sucede cuando dos moléculas de reactivo se combinan para formar un producto que contiene los átomos de ambos reactivos. Por ejemplo, tenemos el caso en que se adiciona una molécula de agua a ambos lados de una doble ligadura, dando como resultado un alcohol.

Reacción de eliminación: En una reacción de eliminación sucede exactamente lo contrario a una reacción de adición, es decir, una sola molécula compleja se divide en dos productos más sencillos. Por ejemplo, tenemos el caso en que se elimina una molécula de cloruro de hidrógeno de un cloroalcano, formándose un alqueno.

Reacción de sustitución: En una reacción de sustitución, un átomo o grupo de átomos de una molécula es reemplazado por otro átomo o grupo de átomos. Por ejemplo, puede sustituirse un átomo de hidrógeno del ciclohexano por un átomo de bromo cuando el alcano se trata con bromo líquido, en presencia de luz o calor.

Reacción de condensación: Una reacción de condensación es aquella en la que ocurre la interacción de dos moléculas para formar un producto más complejo, por lo general con la pérdida de una molécula pequeña. Por ejemplo, la combinación de un ácido carboxílico con un alcohol produce un éster (una molécula más compleja) y agua (una molécula pequeña).

Reacción de transposición: En estas reacciones el esqueleto molecular se altera, es decir, cambia el orden de unión de los átomos. Por ejemplo, en la transposición de Beckmann tiene lugar un curioso cambio en el que un metilo cambia de estar ligado al carbono a ligarse con nitrógeno y lo contrario sucede con un oxígeno.

Reacción de isomerización: Una reacción de este tipo es una en la que se interconvierten especies que tienen la misma fórmula, pero diferente estructura. Como ejemplo tenemos la transformación del isómero geométrico cis-2-buteno en el trans-2-buteno o en el isómero de posición 1-buteno.

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Practiquemos la clasificación de cuatro reacciones: 1)

Esta reacción se trata de una adición de hidrógeno a una doble ligadura. Por lo tanto, es una reacción de adición. 2)

Ésta es una reacción de isomerización, porque el bromo cambia su posición dentro de la molécula por la de un hidrógeno. 3)

Ésta es una reacción de sustitución, porque el cloro toma el lugar del OH, transformándose el alcohol metílico en cloro metano. 4)

Ésta es una reacción de eliminación, ya que se elimina el agua de la fórmula del ciclohexanol, dando como resultado una doble ligadura en el ciclohexeno. 26.- ¿Cómo se le denomina al tipo de reacción que se da en la siguiente conversión?

A) Eliminación. B) Adición. C) Sustitución. D) Condensación. E) Transposición.

27.- ¿Qué tipo de reacción se da en la siguiente conversión?

A) Eliminación. B) Adición. C) Sustitución. D) Condensación. E) Transposición. 28.- ¿Qué tipo de reacción se da en la siguiente hidrogenación catalítica?

A) Eliminación. B) Adición. C) Sustitución. D) Condensación. E) Isomerización. En una reacción de eliminación sucede exactamente lo contrario, una molécula se divide en dos productos más sencillos. 29.- ¿Qué tipo de reacción se da en la siguiente descomposición?

A) Eliminación. B) Adición. C) Sustitución. D) Condensación. E) Isomerización.

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CARBOHIDRATOS. Los carbohidratos son compuestos de una tremenda importancia biológica y comercial. Sus moléculas están formadas únicamente, por átomos de carbono (C), hidrógeno (H) y oxígeno (O). El origen de su nombre se debe a que la fórmula empírica de la mayoría de ellos contiene el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno, como en la molécula de agua (H 2O), y pueden representarse con la fórmula C xH 2y O y. El término carbohidrato es el nombre aceptado para denominar a estos compuestos, aunque hoy sabemos que las moléculas de agua no están presentes como tales en los carbohidratos, sino que los átomos de carbono que contienen están enlazados a grupos alcohol o hidroxilo (-OH), y a radicales hidrógeno (-H). Todos los carbohidratos son azúcares o polímeros de azúcares, como los almidones y las fibras. Junto con los lípidos o grasas, son los principales macronutrientes que aportan energía al cuerpo humano; está comprobado que al menos el 55% de las calorías que ingerimos diariamente provienen de los carbohidratos. Sin olvidar el equilibrio que debe existir entre las calorías que ingerimos y las que gastamos, las investigaciones científicas indican que una dieta rica en carbohidratos, puede prevenir la acumulación de grasa en el cuerpo y ayuda a que el intestino funcione correctamente (fibras). El estudio de la estructura de los carbohidratos puso de manifiesto que contienen un grupo carbonilo (─CO─) por cada unidad estructural, varios radicales hidrógeno (─H) y grupos alcohol o hidroxilo (─OH), es decir, son polialcoholes. Además tienen siempre una función aldehído (─CH=O) o cetona (─C=O-), pero no ambas.

Aldehído

Cetona

Por lo anterior, los carbohidratos se denominan también polihidroxicetonas ( cetosas) o polihidroxialdehídos ( aldosas). Por ejemplo, la glucosa es un aldehído de seis carbonos, en tanto que la fructosa, el azúcar altamente presente en la fruta, es una cetona de seis carbonos. Los carbohidratos incluyen familias de sustancias como los azúcares, los almidones y la celulosa y tienen cuatro funciones importantes en los organismos vivos: • Proveen energía a través de su oxidación. • Suministran el carbono para la síntesis de componentes celulares. • Son almacén de energía química. • Forman parte de los elementos estructurales de células y tejidos. Las moléculas más comunes de los azúcares más simples (monosacáridos) contienen cinco o seis átomos de carbono unidos entre sí. Como puedes ver en las siguientes figuras, la glucosa y la fructosa (y casi todos los monosacáridos) pueden existir en forma de cadena o anillo. Si cuentas los átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno en las fórmulas de la glucosa y la fructosa, verificarás que tienen la misma fórmula molecular. Esto indica que estos dos compuestos son isómeros, ambos tienen la fórmula molecular C6H12O6.

Existen dos maneras de clasificar a los carbohidratos: según el número de átomos de carbono y según los grupos funcionales, que se indican en color en la siguiente figura:

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Los carbohidratos son producidos por las plantas verdes y las bacterias en el proceso de fotosíntesis. En los organismos vivos, los carbohidratos sirven tanto para las funciones estructurales esenciales como para almacenar energía. En las plantas, la celulosa y la hemicelulosa son los principales elementos estructurales. En los animales invertebrados, el polisacárido quitina es el principal componente del dermatoesqueleto de los artrópodos. En los animales vertebrados, las capas celulares de los tejidos conectivos contienen carbohidratos. Para almacenar la energía, las plantas sintetizan almidón y los animales, glucógeno. Cuando se necesita la energía, las enzimas descomponen los carbohidratos.

Los azúcares son carbohidratos con sabor dulce que pueden clasificarse por el tamaño de sus moléculas. Este término sólo puede usarse para los monosacáridos (aldosas y cetosas) y los disacáridos. El término azúcar se utiliza para referirse a la sacarosa o azúcar de mesa. Todos los azúcares son dulces, pero difieren en el grado de dulzor que percibimos cuando los probamos. La sacarosa es aproximadamente seis veces más dulce que la lactosa, ligeramente más dulce que la glucosa, pero sólo la mitad de dulce que la fructosa.

Cuadro 1. Dulzor de azúcares comunes y edulcorantes artificiales, relativo al de la sacarosa. Hay tres tipos principales de carbohidratos, clasificados de acuerdo con el número de moléculas de monosacáridos que contienen. Los monosacáridos propiamente, están formados por una unidad sencilla de polihidroxialdehído o cetona, los oligosacáridos tienen entre dos y nueve moléculas de monosacáridos y los polisacáridos, que tienen más de nueve moléculas de monosacáridos.

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Monosacáridos. Los monosacáridos pueden tener desde tres hasta nueve átomos de carbono, tres de los compuestos más conocidos de este grupo son: a) La glucosa, también llamada dextrosa. b) La fructosa, es el azúcar de la fruta y también se encuentra en la miel. c) La galactosa, un componente del azúcar de la leche (lactosa). Las estructuras de estos compuestos se muestran en la siguiente figura:

Como puedes observar, estos tres monosacáridos son hexosas (tienen 6 carbonos) con grupos hidroxilo (OH). La glucosa y la galactosa tienen funciones aldehído (H-C=O, en rojo), la fructosa tiene un grupo cetona (C=O, en azul). La fructosa y la galactosa difieren sólo en el acomodo del H y del OH en el cuarto carbono (verde), contando desde arriba. Aunque las representaciones de los tres monosacáridos anteriores los presentan como compuestos de cadena abierta para mostrar los grupos aldehído o cetona, la forma correcta de representar a los monosacáridos de cinco o más átomos de carbono, es con estructuras cíclica (forman un anillo):

En estas representaciones cíclicas, un vértice no ocupado por otro átomo representa un átomo de

carbono. La glucosa y la galactosa se simbolizan como anillos de seis miembros y difieren sólo en el acomodo del H y el OH en el cuarto carbono, numerados de derecha a izquierda, iniciando del vértice siguiente al ocupado por el oxígeno. La fructosa se muestra como un anillo de cinco miembros. Aunque se suele dibujar el anillo con una forma plana, las moléculas no son planas en la realidad. Disacáridos. Ejemplos familiares de disacáridos son la sacarosa (azúcar de caña), la maltosa (azúcar de malta) y la lactosa (azúcar de la leche). Dos unidades de monosacáridos se pueden unir por enlaces covalentes mediante una reacción de condensación para formar un disacárido. Un ejemplo de este tipo de reacciones es la de condensación de la sacarosa:

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La reacción química que permite clasificar a los carbohidratos en monosacáridos, oligosacáridos y polisacáridos es precisamente la reacción de hidrólisis, es decir, la reacción de descomposición de estos compuestos con el agua, catalizada por ácidos o bases en el laboratorio y por fermentos en las células vivas.

La presencia de los grupos hidroxilo (─OH) en la molécula de un carbohidrato permite que las moléculas de estos compuestos se unan a las del agua mediante interacciones de puentes de hidrógeno. Este hecho explica su gran solubilidad en agua, especialmente en los compuestos de baja masa molecular. Los carbohidratos de gran masa molecular como el algodón y la celulosa, no llegan a disolverse en agua, a pesar de que forman puentes de hidrógeno con ella. Los monosacáridos ya no se pueden hidrolizar, es decir, no pueden descomponerse en moléculas más pequeñas por hidrólisis con ácidos acuosos Polisacáridos. Los polisacáridos son una parte importante de los carbohidratos. A diferencia de los monosacáridos y los disacáridos, que además de solubles en agua son dulces, los polisacáridos ya no son dulces y apenas son solubles en agua. La fórmula general de los polisacáridos es: (C6H10O5)n aunque en algunos de ellos es: (C5H8O4)n

Los polisacáridos como la celulosa y el almidón, son polímeros de monosacáridos, es decir, contienen muchas moléculas de monosacárido unidas entre sí. Al igual que los disacáridos, los polisacáridos se forman por reacciones de condensación, en las que las unidades de monosacáridos se unen por enlaces covalentes y en cada unión se elimina una molécula de agua. Los polisacáridos resultantes pueden separarse nuevamente en los monosacáridos que los forman, mediante una reacción de hidrólisis con la incorporación de moléculas de agua. Los polisacáridos más importantes son el almidón, el glucógeno y la celulosa, que están formados de unidades de varios cientos y hasta miles de moléculas individuales de glucosa que se repiten, es decir, son polímeros de glucosa, sin embargo difieren en el arreglo de los enlaces que unen los monómeros de glucosa:

Esta diferencia en el enlace hace que la mayoría de los animales sea incapaz de digerir la celulosa, fibra importante para que el sistema digestivo funcione de manera apropiada. La celulosa constituye la principal unidad estructural de las plantas; la madera tiene alrededor de 50 por ciento de celulosa y las fibras de algodón están formadas casi totalmente de celulosa.

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El almidón tiene una masa molecular menor que la celulosa, es ligeramente soluble en agua y forma disoluciones coloidales en medio acuoso (el llamado engrudo de almidón, que sigue usándose como pegamento para papel.) El glucógeno se sintetiza en el organismo y se concentra en los músculos y en el hígado. En los músculos, sirve como fuente inmediata de energía y en el hígado ayuda a mantener un nivel constante de glucosa en la sangre. El glucógeno es el principal polisacárido de reserva de las células animales mientras que el almidón es el de las células vegetales.

Los carbohidratos son la principal fuente de energía de los seres vivos, debido a que son los compuestos más fáciles de digerir y absorber. Los carbohidratos entran al metabolismo en forma de glucosa, la cual se almacena principalmente en hígado y músculos.

Los lípidos en cambio, sirven para almacenar y obtener energía a largo plazo. Aunque muchos tejidos y órganos animales pueden usar indistintamente carbohidratos y lípidos como fuente de energía, los eritrocitos y el tejido nervioso (cerebro) no pueden catalizar los lípidos y deben ser continuamente abastecidos con glucosa. Los azúcares y el almidón se digieren con rapidez en nuestro organismo, lo que hace de ellos fuentes convenientes de energía. La sacarosa (azúcar de mesa) constituye una fuente energética de primer orden en la alimentación del ser humano. Se trata de un carbohidrato que aporta 4 kcal/g (17 kJ/g ) y no contiene otros nutrientes. El azúcar morena contiene fibra y sales minerales, pero en muy baja cantidad.

Las plantas verdes producen glucosa durante la fotosíntesis. La reacción global es:

La fotosíntesis es el proceso químico mediante el cual, las plantas “capturan” energía solar y la emplean para hacer moléculas grandes y ricas en energía (azúcares), a partir de otras más pequeñas y sencillas (dióxido de carbono y agua). Con las moléculas de glucosa formadas, las plantas construyen almidón para almacenar energía, o bien celulosa, que se convierte en parte de la estructura de las plantas. El almidón es un polisacárido de reserva alimenticia que proporciona entre el 70 y el 80% de las calorías consumidas por los seres humanos de todo el mundo. Tanto el almidón como los productos de la hidrólisis del almidón constituyen la mayor parte de los carbohidratos digeribles de la dieta habitual. El maíz es una fuente de obtención de almidón Los carbohidratos se descomponen en el intestino para dar glucosa, C6H12O6, que es soluble en la sangre y en el cuerpo humano se conoce como azúcar de la sangre. La glucosa es transportada por la sangre a las células, donde reacciona con oxígeno, O2, en una serie de pasos para producir finalmente dióxido de carbono, CO2, agua, H2O, y energía:

La anterior es la reacción de combustión que ocurre en la respiración y, como puedes observar, es la reacción opuesta a la que se produce en la fotosíntesis, con la diferencia de que la fotosíntesis necesita luz y la respiración celular se realiza siempre, tanto de noche como de día. Siempre que se queman carbohidratos, se llevan a cabo reacciones de oxidación en las que se forma dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y se produce una cantidad considerable de energía:

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¿Cómo sabemos cuánta energía se encuentra almacenada en los alimentos? Para responder esta pregunta, los químicos utilizan un procedimiento llamado calorimetría en el que queman una cantidad conocida de determinado alimento, en un aparato llamado calorímetro que trabaja bajo condiciones controladas y miden cuidadosamente la cantidad de energía térmica que se libera. A esta energía se le conoce como calor de combustión del alimento. Se ha determinado el contenido de energía de una gran variedad de alimentos y los datos se encuentran reportados en tablas. No hay una recomendación fija respecto a la cantidad de carbohidratos en la dieta pero al menos, entre el 65 y el 80% de nuestras calorías deben provenir de ellos. 30.- ¿Cuál de los siguientes pares de sustancias son carbohidratos? A) Grasas y lípidos. B) Proteínas y ácidos nucleicos. C) Catalizadores y enzimas. D) Almidones y vitaminas. E) Azúcares y celulosa. Los azúcares y la celulosa son carbohidratos. 31.- Identifica una función importante de los carbohidratos en los organismos vivos. A) Reductores de grasas. B) Fuente primaria de energía. C) Constituyen la estructura del vello animal. D) Componentes de los aminoácidos. E) Catalizadores de reacciones bioquímicas. 32.- Los nombres de los carbohidratos de la figura, en el orden en que se encuentran son:

A) cetosas de tres, cuatro, cinco y seis átomos de carbono. B) sacarosa, dextrosa, fructosa y celulosa. C) triosa, tetrosa, pentosa y hexosa. D) almidón, celulosa, glucosa y fructosa. E) dihidroxiacetona, eritrulosa, ribulosa y fructosa.

33.- Los carbohidratos son: A) Polihidroxi-cetonas. B) Polihidroxi-alcanos. C) Polihidroxi-aldehídos. D) a y b son correctos. E) a y c son correctos. 34.- Los azúcares son: A) lípidos. B) carbohidratos. C) polímeros. D) hidrocarburos. E) proteínas. Los azúcares son carbohidratos con sabor dulce. 35.- De acuerdo a su estructura química ¿en qué orden están arreglados los siguientes carbohidratos?

A) Fructosa, sacarosa, glucosa. B) Glucosa, fructosa, sacarosa. C) Glucosa, sacarosa, fructosa. D) Fructosa, glucosa, sacarosa. E) Sacarosa, fructosa, glucosa. 36.- ¿Qué compuesto se libera cuando los monosacáridos se unen para formar polisacáridos? A) Agua. B) Azúcar. C) Almidón. D) Nitrógeno. E) Aminoácido. 37.- ¿Qué azúcar se forma cuando se digiere el almidón de los alimentos? A) Fructosa. B) Sacarosa. C) Glucosa. D) Celulosa. E) Glucógeno.

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38.- Para moléculas con el mismo número de átomos de carbono, se puede diferenciar entre lípidos (grasas) y carbohidratos por solubilidad. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta? A) Los carbohidratos son solubles en agua y en tetracloruro de carbono, CCl4, un disolvente orgánico no polar. B) Los carbohidratos son solubles en agua, pero insolubles en la mayoría de los disolventes orgánicos. C) Los carbohidratos son insolubles en agua y solubles en disolventes orgánicos. D) Los lípidos son insolubles en disolventes orgánicos. E) Ninguna de las anteriores es correcta. 39.- Los carbohidratos son: A) moléculas insolubles en agua. B) una fuente de energía primaria. C) una fuente de energía alternativa. D) componentes estructurales de los lípidos. E) ácidos nucleicos formadores de proteínas. 40.- La siguiente molécula es:

A) una grasa. B) un polímero. C) una enzima. D) un carbohidrato. E) un hidrocarburo. 41.- ¿Qué productos finales se forman cuando las células metabolizan la glucosa? A) Dióxido de carbono, agua y energía. B) Dióxido de carbono, grasas y energía. C) Oxígeno, agua y carbohidratos. D) Oxígeno, agua y energía. E) Ninguno de los anteriores.

LÍPIDOS. Los lípidos son un grupo de biomoléculas muy heterogéneas desde el punto de vista químico; están compuestos de carbono, hidrógeno y oxígeno, pero contienen menos oxígeno que los carbohidratos y más energía almacenada. En su estructura química, los lípidos tienen una gran proporción de enlaces C—H y, junto con los carbohidratos y las proteínas, son los compuestos orgánicos que a los seres vivos les sirven de alimento y de reserva estructural y energética. Las grasas y los aceites son lípidos. Las grasas son muy importantes, se derivan de animales y son sólidas o semisólidas a temperatura ambiente. Los aceites, se derivan de vegetales y son líquidos a temperatura ambiente. Además de las grasas y los aceites, la familia de los lípidos comprende a los ácidos grasos (ácidos carboxílicos de cadena larga), a los esteroides como el colesterol y las hormonas sexuales, a las vitaminas solubles en grasa y otras sustancias. En el cuerpo de los animales, la mayor parte de los lípidos se encuentra almacenada bajo la piel como tejido adiposo (los sitios de almacenamiento se denominan depósitos de grasa), lugar en donde se lleva a cabo gran cantidad de reacciones que hacen posible el balance energético. La grasa almacenada debajo de la piel sirve como aislante contra los cambios de temperatura. Los lípidos, por ser compuestos no polares, son insolubles en agua pero solubles en disolventes orgánicos como éter, tetracloruro de carbono, benceno, etc., esta característica los diferencia de los carbohidratos, las proteínas y los ácidos nucleicos. Entre sus funciones están: • son fuente y forma de almacenamiento de energía, • constituyen parte de las membranas celulares y • son la materia prima para la síntesis de algunas hormonas. Cuando las personas se ponen a dieta, suelen reducir su consumo de pan, tortilla o papas, alimentos ricos en carbohidratos, pero realmente lo que nos engorda son los platillos ricos en grasa y el consumo excesivo de crema, mantequilla, margarina, aderezos para ensalada y alimentos de este tipo.

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La mayoría de los aceites y grasas de nuestra dieta son ésteres:

que se forman al reaccionar tres moléculas de ácido carboxílico de cadena larga (C12 a C24), llamados ácidos grasos, con una molécula de glicerol o glicerina, por ello se les conoce también como triglicéridos. A la reacción de formación del lípido o triglicérido se le conoce como reacción de esterificación.

A la reacción inversa, la que se produce cuando se hidrolizan los aceites y grasas (triglicéridos) al hervirlos con una disolución acuosa de hidróxido de sodio, NaOH, se forman los jabones (del latín sapon), que son sales de los ácidos grasos. Este proceso se conoce como saponificación. La glicerina es un importante producto secundario de la reacción. Se recupera por evaporación de la capa acuosa. Entonces, se purifica el jabón crudo y se agregan colorantes y perfumes de acuerdo con las demandas del mercado. Los lípidos son los compuestos grasosos, cerosos o aceitosos que encontramos en las plantas y animales. Los lípidos repelen al agua, una característica muy útil de la cubierta cerosa que protege algunas plantas. Las grasas y los aceites son sustancias ricas energéticamente y tienen densidades relativamente bajas. Estas propiedades son las que hacen de los lípidos sustancias útiles en el almacenamiento de energía en plantas y animales. Algunos lípidos se usan también como componentes estructurales, especialmente en la formación de la membrana celular. Un gramo de grasa puede liberar 9 000 calorías (9 Cal) de energía; más del doble de energía que libera una masa igual de carbohidrato o proteína.

Por ello no es sorprendente que el cuerpo produzca grasa para almacenar eficientemente el exceso de energía, adquirida de los alimentos, y que sea difícil “quemar” el exceso de grasa. Se necesita correr dos veces más lejos o hacer ejercicio durante el doble de tiempo para “quemar” grasa que lo que se requiere para “quemar” la misma masa de carbohidratos. Las grasas son una parte significativa de nuestra dieta. Están presentes en carne, pescado y aves, aderezos para ensalada y aceites, productos lácteos y granos. Cuando comemos más de lo necesario para adquirir energía, gran parte del exceso se convierte en moléculas de grasa y se almacena en el organismo. Si la ingestión de alimento no es suficiente para satisfacer los requerimientos energéticos del organismo, éste comienza a quemar las grasas almacenadas. El cuerpo aprovecha la energía química de los alimentos de diferentes maneras: para mantener la temperatura del organismo, contraer los músculos y construir y reparar tejidos. Cualquier energía en exceso se almacena como grasas. Las grasas son idóneas como reserva de energía por dos razones al menos: (1) son insolubles en agua, lo que permite su almacenamiento en el cuerpo; y (2) producen más energía por gramo que las proteínas o los carbohidratos, lo que las convierte en fuentes de energía más eficientes por unidad de masa. El valor energético de un alimento es proporcional a la cantidad de energía que se desprende cuando éste se quema en presencia de oxígeno. Este contenido energético, se mide en calorías, que es la cantidad de calor necesario para aumentar en un grado la temperatura de un gramo de agua. Como su valor resulta muy pequeño, en dietética se toma como medida la kilocaloría (1 kcal = 1000 calorías). Comúnmente, a las kilocalorías también se las llama Calorías (con mayúscula). Cuando oigamos decir que un alimento tiene 100 Calorías, debemos interpretar que 100 gramos de dicho alimento contienen 100 kilocalorías. Las necesidades energéticas de los seres humanos adultos fluctúan entre 1 000 y 5 000 kilocalorías por día, en función de su talla, edad y actividad.

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Cada grupo de nutrientes -carbohidratos, lípidos o proteínas- tiene un valor energético diferente y más o menos uniforme. Para facilitar los cálculos del valor energético de los alimentos se toman valores estándar para cada grupo: un gramo de carbohidrato o de proteínas libera al quemarse unas 4 calorías (16 Joules), mientras que un gramo de grasa produce 9 calorías (38 Joules). De ahí que los alimentos ricos en grasa tengan un contenido energético mucho mayor que aquellos ricos en carbohidratos o proteínas. Al igual que los carbohidratos, las grasas producen dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O, tanto durante su metabolismo como durante su combustión en una bomba calorimétrica. 42.- La reserva más importante de grasas del cuerpo humano son las biomoléculas llamadas: A) carbohidratos. B) proteínas. C) lípidos. D) vitaminas. E) almidones. 43.- Una característica que diferencia a los lípidos de los carbohidratos y las proteínas es que: A) todos son grasas. B) todos son aceites. C) son de origen animal. D) son insolubles en agua. E) tienen la misma fórmula. 44.- Una característica que diferencia a los lípidos de las proteínas, los carbohidratos y los ácidos nucleicos, es que los lípidos: A) son capaces de enlazar unidades monoméricas para formar macromoléculas. B) se usan comúnmente para formar enzimas. C) tienen moléculas que contienen nitrógeno. D) son compuestos no polares. E) son hidrocarburos.

45.- La reacción de saponificación, proceso mediante el cual se obtiene glicerina y la sal de un ácido graso (jabones) se obtiene al hidrolizar los lípidos con: A) hidróxido de amonio. B) hidróxido de sodio. C) ácido clorhídrico. D) cloruro de sodio. E) agua. 46.- ¿Cuál de las siguientes no es característica de los lípidos? A) Son fuente de energía primaria. B) Son fuente de energía alternativa. C) Son componentes de la membrana celular. D) Son componentes estructurales de la pared celular. E) Son componentes de los ácidos nucleicos que les permite rotar. 47.- Los animales almacenamos la energía en forma de lípidos, porque A) no se disuelven en la grasa corporal. B) son moléculas delgadas y, por lo tanto, ligeras. C) son moléculas polares y se disuelven fácilmente en agua. D) son las biomoléculas que aportan mayor cantidad de calorías. E) pueden fácilmente ser la unión entre monómeros para formar macromoléculas. 48.- La característica estructural que determina que las grasas sean sólidas o semisólidas y los aceites líquidos, es: A) un ácido graso. B) un doble enlace. C) un grupo aldehído. D) un grupo carboxílico. E) la polaridad de la molécula. 49.- ¿Cuál es el orden en el que los organismos superiores utilizan la energía almacenada en su cuerpo o la contenida en los alimentos? A) Lípidos, proteínas, carbohidratos y ácidos nucleicos. B) Lípidos, carbohidratos, proteínas y ácidos nucleicos. C) Carbohidratos, proteínas, lípidos y ácidos nucleicos. D) Carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos. E) Los cuatro grupos de biomoléculas son fuentes de energía con el mismo orden de importancia.

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PROTEÍNAS. Las proteínas son moléculas con masas moleculares que van de 5 000 a varios millones de gramos por mol. En general son sustancias complejas en las que, algunas veces, entran como constituyentes el fósforo y el azufre. Un ejemplo de proteína, la lactoglobulina, presente en la leche, tiene una masa molecular de sólo 42 000 g/mol y una fórmula aproximada de C1864H3012O576N468S21. Alrededor del 50 por ciento del peso del cuerpo humano seco se compone de proteínas. Son los componentes esenciales de los seres vivos; dan estructura al protoplasma de toda célula viva. Las propiedades químicas de las proteínas dependen de las dos funciones (amina y ácido) que se encuentran en la unidad fundamental de éstas: el aminoácido. Por sus características químicas, desempeñan una gran diversidad de funciones. Las proteínas son polímeros de los 20 aminoácidos que existen. En la síntesis (formación) de las proteínas, los aminoácidos se unen por un tipo de enlace llamado enlace peptídico y, por esto, a las proteínas se les conoce también como polipéptidos. Se sabe que la síntesis de proteínas tiene lugar en todas las células y tejidos del cuerpo humano, siendo el hígado el órgano que administra los aminoácidos necesarios para su formación. La estructura primaria de una proteína es su secuencia de aminoácidos, formada cuando un enlace peptídico une el grupo carboxilo de un aminoácido al grupo amino de otro. Así se forma una cadena larga de varios aminoácidos, desprendiéndose una molécula de agua en la formación de cada enlace peptídico. Figura 2. Reacción de formación del enlace peptídico.

Figura 3. Estructura de una proteína. Las proteínas desempeñan diversas e importantes funciones: 1. Estructural. Las proteínas constituyen muchas estructuras de los seres vivos. Las membranas celulares, los cartílagos y los huesos, están formados, entre otras sustancias, por proteínas. 2. Enzimática. Todas las reacciones bioquímicas que se producen en los seres vivos son catalizadas por moléculas orgánicas llamadas enzimas y todas las enzimas son proteínas. 3. Homeostática. Ciertas proteínas mantienen el equilibrio osmótico del medio celular y extracelular. 4. Transporte. De gases, como es el caso de la hemoglobina, que transporta oxígeno, o de lípidos, como la seroalbúmina. Ambas proteínas se encuentran en la sangre. Las permeasas, moléculas que realizan los intercambios entre la célula y el exterior, son también proteínas. 5. Movimiento. Actúan como elementos esenciales en el movimiento. Así, la actina y la miosina, proteínas de las células musculares, son las responsables de la contracción de la fibra muscular. 6. Hormonal. Las hormonas son sustancias químicas que regulan procesos vitales. Algunas proteínas actúan como hormonas, por ejemplo: la insulina, que regula la concentración de la glucosa en la sangre. 7. Inmunológica. Los anticuerpos, sustancias que intervienen en los procesos de defensa frente a los agentes patógenos, son proteínas. 8. De reserva. En general las proteínas no tienen función de reserva, pero pueden utilizarse con este fin en algunos casos especiales como en el desarrollo embrionario de la ovoalbúmina del huevo, la caseína de la leche y la gliadina del trigo. Las proteínas no son reserva energética como los lípidos.

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Todas las propiedades nutritivas y las características físicas y químicas de las proteínas, dependen de la secuencia de unión de los aminoácidos que la forman y de su concentración. La estructura de las proteínas es complicada, por lo que acostumbra analizarse en tres diferentes niveles. La estructura primaria corresponde a la diferente secuencia de aminoácidos en la cadena polipeptídica. Esta secuencia determina las funciones de la proteína. La alteración de la estructura primaria por eliminación, adición o intercambio de los aminoácidos puede cambiar la configuración general de una proteína y dar lugar a una proteína diferente con función distinta. Un ejemplo de estructura primaria es:

Figura 5. Estructura primaria de la lisozima de huevo. La estructura secundaria es el resultado de las interacciones entre diferentes porciones de la cadena proteica y, en muchos casos, tiene lugar a través de enlaces por puentes de hidrógeno, lo cual origina que las cadenas adopten forma de hélice.

Figura 6. Estructura secundaria de una proteína. 50.- ¿Qué tipo de enlace se forma cuando los aminoácidos se unen para formar proteínas? A) Iónico. B) Esteárico. C) Peptídico. D) Glicosídico. E) Puente de hidrógeno. 51.- La hemoglobina es una molécula biológica que pertenece al grupo de: A) los lípidos. B) las hormonas. C) los glúcidos. D) las proteínas. E) los ácidos nucleicos. 52.- ¿Cuál de las siguientes no es una función que realicen las proteínas? A) Reserva energética. B) Catálisis enzimática. C) Regulación hormonal. D) Protección inmunológica. E) Transporte y almacenamiento. 53.- La secuencia de aminoácidos de una proteína determina su: A) estructura primaria. B) estructura secundaria. C) estructura terciaria. D) estructura cuaternaria. E) las tres, a, b y c son determinadas por la secuencia de aminoácidos.

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ENZIMAS. Las reacciones químicas que ocurren en las células son complejas, muy controladas y prácticamente todas ellas involucran enzimas. Las enzimas son una clase de proteínas, producidas por la célula, que tienen como función primordial catalizar las reacciones bioquímicas. Estos catalizadores biológicos, hacen posible que las reacciones ocurran a velocidades mucho mayores y a temperaturas más bajas que aquellas a las que normalmente ocurrirían, esto lo logran disminuyendo la energía de activación de la reacción, es decir, cambian la trayectoria de la reacción (línea roja en la figura).

Como todo catalizador, las enzimas aumentan la velocidad de una reacción química al disminuir la energía de activación de la misma y, aunque participan en ella, la estructura química de la enzima no se modifica y se recupera para volver a usarse una y otra vez. Las enzimas funcionan de la siguiente manera: • La enzima se acerca a la molécula sobre la que reacciona, conocida como sustrato. • La molécula de sustrato “encaja” en el sitio activo de la enzima, donde sus grupos funcionales clave quedan en la posición apropiada. • La enzima interactúa, con la molécula o moléculas de sustrato, debilitando enlaces clave y haciendo que la reacción sea más favorable desde el punto de vista energético. • La reacción se lleva a cabo. • Los productos abandonan la superficie de la enzima, dejándola libre para interactuar con otras moléculas de sustrato.

En resumen: la enzima (E) se une al sustrato (S) en el sitio activo y se forma el complejo enzima-sustrato (ES). En el complejo ES, la E transforma al S en él o los productos y se forma el complejo enzima-producto (EP), finalmente la enzima libera del sitio activo a P, regenerándose.

Figura 2. Ciclo de una reacción catalizada por una enzima. Las enzimas son muy específicas, interactúan con una o muy pocas moléculas y catalizan únicamente un tipo de reacción, por lo que las moléculas con las que interactúan deben ser muy parecidas, tanto en composición, como en estructura tridimensional. Sin enzimas, la mayoría de las reacciones celulares se llevarían a cabo en demasiado tiempo para sostener la vida. En una célula, probablemente podremos encontrar cientos de enzimas diferentes. Los químicos han podido identificar y clasificar cerca de 2000 de ellas. La mayoría de las reacciones catalizadas por enzimas son muy eficientes y transcurren hasta cientos de veces más rápido que la misma reacción no catalizada. Típicamente, cada molécula de enzima es capaz de transformar cada segundo de 100 a 1000 moléculas de sustrato en producto. Las moléculas de enzima contienen hendiduras o cavidades denominadas sitio activo, que tienen un arreglo tridimensional particular, con relación al resto de la proteína. Este sitio es afín a la estructura del sustrato:

Figura 3: Representación de la formación del complejo enzima-sustrato.

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La acción de las enzimas a menudo se explica con la analogía de una cerradura y la llave que la cierra o abre. El sustrato debe embonar en el sitio activo de la enzima, de la misma manera que una llave debe embonar en una cerradura para poder abrirla.

Figura 4: Representación de la analogía llave-cerradura para explicar la formación del complejo enzima-sustrato. No sólo es necesario que la enzima y el sustrato embonen con precisión, sino que también es probable que se mantengan unidos por atracción eléctrica. Esto requiere que ciertos grupos cargados de la enzima complementen ciertos grupos cargados o parcialmente cargados del sustrato. La formación de nuevos enlaces entre la enzima y el sustrato debilita otros enlaces dentro del sustrato. Estos enlaces debilitados pueden romperse más fácilmente para formar productos. La actividad de las enzimas también es afectada por la temperatura, el pH y la concentración del sustrato. Muchas de las enzimas poseen en su nombre el sufijo “-asa” unido al nombre del substrato de la reacción que cataliza, por ejemplo: 1. Ureasa: proteína cuyo sustrato es la urea. 2. Lactasa: proteína cuyo sustrato es la lactosa. También suele utilizarse este sufijo a la descripción de la reacción que la enzima cataliza: 1. Lactato-deshidrogenasa: deshidrogena (le quita hidrógeno) al lactato. 2. Adenilato-ciclasa: hace un ciclo en la adenina. Algunas enzimas poseen nombres que no representan su actividad o sustrato: lisozima, tripsina. Muchas enfermedades, principalmente hereditarias, se deben a la ausencia o ineficiencia de una enzima. El albinismo, por ejemplo, es causado por la falta de la enzima tirosinasa. Esta enzima, participa en la producción de melanina (el pigmento de la piel, ojos y cabello), a partir de un aminoácido llamado tirosina.

El aspartame (nutrasweet), contiene dos aminoácidos, uno de ellos es la fenilalanina. Esta sustancia es el edulcorante más utilizado en los últimos años y, no produce ningún efecto secundario en las personas sanas, pero en los fenilcetonúricos, que carecen de la enzima llamada fenilalanina hidroxidasa, puede ser fatal. La falta de esta enzima provoca un exceso de fenilalanina en nuestro organismo y esto provoca el bloqueo de varios procesos metabólicos. 54.- ¿Qué tipo de macromolécula son la mayoría de las enzimas? A) Carbohidratos. B) Lípidos. C) Esteroides. D) Proteínas. E) Ácidos nucleicos. 55.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es cierta, en relación con las enzimas? A) Funcionan como catalizadores. B) Son igual de activas sobre distintos sustratos. C) Están presentes en la misma concentración que su sustrato. D) Proveen la energía de activación para las reacciones químicas. E) Aumentan la constante de equilibrio de una determinada reacción. 56.- Elige el inciso que contenga dos afirmaciones verdaderas relacionadas con las enzimas. I. Son carbohidratos de alto peso molecular. II. Hay una enzima para cada reacción. III. Se consumen en la reacción que catalizan. IV. Disminuyen la energía de activación. A) I y II B) I y III C) I y IV D) II y III E) II y IV 57.- La relación entre una enzima y una molécula de sustrato se puede describir mejor como una: A) asociación temporal. B) reacción de formación de aminoácidos. C) asociación estabilizada por un enlace covalente. D) asociación en la que la enzima cambia constantemente. E) alteración permanente y mutua de su estructura química.

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VITAMINAS. Las vitaminas son compuestos orgánicos que se encuentran presentes en los alimentos. A pesar de que son necesarias en muy pequeñas cantidades (micronutrientes), una deficiencia fisiológica de cualquiera de ellas provoca alguna enfermedad. Por ejemplo, la falta de vitamina C produce escorbuto, la falta de vitamina D causa raquitismo y las anemias se originan por no ingerir suficientes alimentos con vitamina B12 y ácido fólico. Por lo anterior, es importante incluir en la dieta alimentos que provean a nuestro organismo de estos compuestos ya que muchos de ellos no los podemos sintetizar. Las vitaminas fueron nombradas alfabéticamente en el orden de su descubrimiento y recibieron su designación cuando se logró aislarlas e identificar su estructura química. Las 13 vitaminas identificadas se clasifican de acuerdo con su capacidad de disolución en grasa (vitaminas liposolubles) o en agua (vitaminas hidrosolubles). Las vitaminas liposolubles, A, D, E y K, las consumimos con los alimentos que contienen grasa, como los productos lácteos, el hígado y el huevo, y debido a que se almacenan en la grasa del cuerpo, no es necesario ingerirlas todos los días. Las vitaminas hidrosolubles, las ocho del grupo B y la vitamina C, no se pueden almacenar, por ello debemos comer diariamente suficientes frutas, verduras y carnes. El exceso de estas vitaminas se elimina a través de la orina. Las vitaminas son biomoléculas necesarias en cantidades reducidas para el crecimiento, la reproducción, la salud y la vida. A pesar de su importancia, la cantidad total de vitaminas que requiere un ser humano es alrededor de 0.2 g al día, por ello se conocen como micronutrientes. El organismo no puede producirlas en cantidad suficiente para conservar la salud. La única vitamina que produce el ser humano, es la vitamina D, todas las demás deben ingerirse a través de la dieta. Una dieta bien equilibrada contiene todas las vitaminas que requerimos. Las vitaminas son necesarias para el crecimiento, participan en la formación de hormonas, células sanguíneas, sustancias químicas del sistema nervioso y material genético. Cada una de las vitaminas que empleamos tiene una función fisiológica particular.

Por lo general, actúan como catalizadores que se combinan con las proteínas para crear enzimas que, a su vez, producen importantes reacciones químicas en todo el cuerpo. La cantidad útil y necesaria de cada vitamina es diferente. Como siempre, la concentración es fundamental, si no se ingiere lo necesario se producen diversas enfermedades. Del mismo modo, ingerir grandes cantidades de vitaminas puede ser peligroso; el exceso de vitamina B causa daños en el sistema nervioso.

58.- Las vitaminas se clasifican en: A) solubles e insolubles. B) saturadas e insaturadas. C) hidrofóbicas e hidrofílicas. D) hidrosolubles y liposolubles. E) macronutrientes y micronutrientes. 59.- ¿Cuál de las siguientes sustancias es una vitamina? A) Insulina. B) Tiroxina. C) Colesterol. D) Ácido fólico. E) Trifosfato de adenosina.

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MINERALES. Los alimentos no sólo tienen sustancias orgánicas como las proteínas, las grasas, las vitaminas y los carbohidratos, también tienen sustancias inorgánicas, como los minerales, que son indispensables para la vida. Aunque se estima que los minerales sólo representan cerca del 4% del peso del cuerpo humano, estos elementos son básicos para un crecimiento adecuado y un buen funcionamiento biológico. No ingerir suficiente cantidad de cualquiera de ellos, resulta en una enfermedad o incluso, la muerte. Al igual que las vitaminas, los minerales son indispensables para el buen funcionamiento del organismo y su carencia puede provocar serios problemas de salud. Muchos de ellos actúan como cofactores de enzimas, controlan la presión osmótica y el pH o bien forman parte de algunas macromoléculas. Son necesarios también para la reconstrucción estructural de los tejidos corporales, la contracción muscular, las reacciones nerviosas y la coagulación de la sangre. Ciertos minerales pasan a formar parte de las moléculas estructurales del cuerpo; otros ayudan a las enzimas a hacer su trabajo, otros contribuyen a la salud del corazón, los dientes y los huesos. La glándula tiroides, por ejemplo, necesita una minúscula cantidad de yodo (millonésimas de gramo) para producir la hormona tiroxina. De los más de 100 elementos conocidos, sólo 22 son esenciales para la vida humana. Estos se dividen, por comodidad en: macrominerales, o minerales principales, y minerales traza. Como lo indica su nombre, el cuerpo humano contiene cantidades considerables (al menos 5 gramos) de cada macromineral, en cambio de los minerales traza están presentes en cantidades pequeñas, menos de 5 gramos en un adulto promedio. 60.- Algunos minerales se conocen como macrominerales o macronutrientes porque: A) tienen una estructura química muy grande. B) son moléculas de alto peso molecular. C) los requerimos en mayor cantidad. D) se pueden ver a simple vista. E) son altamente nutritivos.

61.- Relaciona correctamente las siguientes columnas y elige la opción correcta. I. Otro nombre de la riboflavina. II. Enfermedad causada por la deficiencia de calcio. III. Vitamina soluble en grasa. IV. Glándula que necesita yodo para un funcionamiento adecuado. V. Enfermedad causada por la deficiencia de hierro. a. Vitamina A b. Anemia c. Vitamina B2 d. Tiroides e. Raquitismo A) I:a – II:e - III:c - IV:d - V:b B) I:a – II:e - III:c - IV:d - V:b C) I:c – II:e - III:a - IV:d - V:b D) I:c - II:b - III:a - IV:d - V:e E) I:c - II:b - III:a - IV:d - V:e

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