CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA La materia y la energía están regidas por dos leyes naturales fundamentales: Ley de conservación de la materia : establece que la materia no se puede crear ni destruir durante los cambios químicos ordinarios Ley de la conservación de la energía: establece que la energía no puede crearse ni destruirse. Sólo puede transformarse en otro tipo de energía.

1. Las sustancias que reaccionan (REACTANTES) REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas implican el cambio de una o más sustancias a una o más sustancias diferentes: en otras palabras implican el reagrupamiento de átomos o iones para formar otras sustancias. La gran mayoría de las reacciones químicas importantes de los seres vivos son acuosas ECUACIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas se usan para describir reacciones químicas y muestran: 1. Las sustancias que reaccionan (REACTANTES) 2. Las sustancias formadas (PRODUCTOS) 3. Las cantidades relativas de las sustancias implicadas

CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O. Reactantes. Productos CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O Reactantes Productos Las ecuaciones químicas están basadas en observaciones experimentales. Durante una reacción química ordinaria no hay cambio detectable en la cantidad de materia (Ley de conservación de la materia), entonces: <Una ecuación química ajustada debe incluir siempre el mismo número de cada clase de átomos a ambos lados de la ecuación>.

REACCIONES QUÍMICAS La gran mayoría de las reacciones químicas importantes de los seres vivos son acuosas, es decir, en contacto con el agua. Hablamos de : Solución o disolución : mezcla homogénea a nivel molecular de dos o más sustancias. Normalmente una está disuelta en la otra. Soluto: sustancia presente en la disolución en menor proporción Solvente: sustancia presente en la solución en mayor cantidad, generalmente agua.

TIPO DE REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas se agrupan en: 1.- Reacciones de precipitación: En las reacciones de precipitación se forma un sólido insoluble; precipitado que sedimenta en la solución. La fuerza impulsora de estas reacciones es la fuerte atracción entre cationes y aniones (CaCO3). 2.- Reacciones ácido-base: Son la clase más importante de reacciones químicas. Son reacciones de neutralización porque las propiedades típicas de ácido y base se anulan HCl + NaOH  NaCl + H2O

3.- Reacciones de desplazamiento: Ocurren cuando un elemento desplaza a otro de un compuesto. Normalmente son reacciones redox. 4.- Reacciones redox: Tanto la reacción de oxidación como la de reducción ocurren simultáneamente, de ahí que se llamen redox. Son reacciones de transferencia de electrones produciéndose una oxidación y una reducción La oxidación es el aumento algebraico del estado de oxidación y corresponde a la pérdida de electrones. La reducción es la disminución algebraica del estado de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones (el estado de oxidación es un concepto formal, adoptado por conveniencia).

El agente oxidante es una especie que : 1. Oxida a otras sustancias 2. Es reducida y 3. Ganan electrones El agente reductor es una especie que: 1. Reducen otras sustancias 2. Son oxidadas y 3. Pierden electrones Fe2+ + Cu2+  Fe3+ + Cu1+

En los sistemas biológicos, la reducción a menudo corresponde a la adición de H a moléculas o iones poliatómicos y oxidación a menudo corresponde a la separación de H. Este tipo de reacciones ocurre en casi todas las áreas de la Química y la Bioquímica. La capacidad de identificar los agentes oxidantes y los agentes reductores son fundamentales para el estudio de la Biología, Bioquímica, Ciencias Ambientales y Ciencias de los Materiales.

MOL. Representa un número fijo de objetos. Este es 6,022x10 23 MOL Representa un número fijo de objetos. Este es 6,022x10 23 . este número es conocido como número de Avogadro. MASA MOLAR De un elemento o compuesto es el número de gramos de éste que contienen 6,022x10 23 átomos (1 mol). MASA MOLECULAR (peso molecular) Es la suma de las masa atómicas de los átomos de una molécula.

EQUILIBRIO QUÍMICO La mayoría de las reacciones químicas no se completa por lo que son reversibles. aA + bB  cC + dD La doble flecha indica reversibilidad y las reacciones directa como inversa ocurren simultáneamente. Cuando las velocidades son iguales entonces el sistema está en equilibrio. <Hay equilibrio químico cuando dos reacciones opuestas tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad>

CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Keq Se define como el producto de las concentraciones en equilibrio (molares) de los productos, cada una elevada a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación ajustada dividido por el producto de las concentraciones en equilibrio de los reactantes cada una elevada a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación ajustada. Dada: aA + b B  cC + dD [C]c [D]d Keq = [A]a [B]b El valor numérico de Keq se obtiene experimentalmente. Termodinámicamente la Keq implica actividad más que concentración. Para líquidos (agua) o sólidos puros se toma como 1.

La magnitud de Keq es una medida de la extensión en que tiene lugar la reacción. Para cualquier reacción el valor de Keq: a) sólo varía con la temperatura b) es una constante a una temperatura dada c) es independiente de las concentraciones iniciales Keq > 1  [Productos] > [Reactantes], reacción desplazada a la derecha Keq < 1  [Productos] < [Reactantes], reacción casi no ocurre

Factores que afectan los equilibrios: Un sistema en equilibrio permanece así hasta que un cambio perturbe sus condiciones de equilibrio. El principio rector se llama “Principio de Le Chatelier”: < Si se aplica un cambio de condiciones a un sistema en equilibrio, el sistema responde de la forma en que mejor reduzca esos cambios para alcanzar de nuevo el equilibrio>

Son 4 tipos de cambio a considerar: 1. - Son 4 tipos de cambio a considerar: 1.- Cambios en la concentración: Cambio Dirección del cambio [A] o [B]  derecha [C] o [D]  izquierda [A] o [B]  izquierda [C] o [D]  derecha 2.- Cambios en la presión: (cambios de volumen debido a reacciones en fase gaseosa)  volumen ( presión) Desplaza la reacción en el sentido que hay menor nº de moles de gas  volumen ( presión) Desplaza la reacción en el sentido que hay mayor nº de moles de gas

3. - Cambios en la temperatura:. A + B  C + D + calor. (exotérmica) 3.- Cambios en la temperatura: A + B  C + D + calor (exotérmica) W + X + calor  Y + Z (endotérmica)  T favorece reacciones endotérmicas  T favorece reacciones exotérmicas 4.- Uso de catalizadores: Catalizador: sustancia que altera (normalmente aumenta) la velocidad a la cual tiene lugar una reacción. No desplaza la reacción en ningún sentido, sólo permite que el equilibrio se alcance más rápidamente.

TERMODINÁMICA 1. La cantidad de energía del Universo es constante 2. Los cambios espontáneos del Universo tienden al desorden máximo ENERGÍA: Capacidad o habilidad para hacer un trabajo o transferir calor. El trabajo se realiza cuando la materia es desplazada aplicándole una fuerza ya sea de empuje o de tracción. Hay distintos tipos de energía: Potencial: energía almacenada Cinética: asociada con la materia en movimiento Calórica: asociada a la transferencia de calor en las reacciones químicas.

Reacciones exotérmicas: reacciones exergónicas Reacciones exotérmicas: reacciones exergónicas (liberan calor al entorno) Reacciones endotérmicas: reacciones endergónicas (absorben calor del entorno) El cambio en el contenido calorífico de un sistema a presión constante se define como cambio de entalpía (H), del proceso. (H = Hfinal - Hinicial) sustancias sustancias producidas consumidas

Espontaneidad en cambios físicos y químicos : El desorden se denomina entropía, S, un cambio será: S La relación entre H y S la plantea Gibbs como: G = H - T S A presión y temperatura constantes El cambio de energía libre, G, es un indicador de espontaneidad: G > 0 reacción no espontánea G = 0 sistema en equilibrio G < 0 reacción espontánea

Relación entre G y Keq: Gº = en condiciones normales R = constante de los gases T = temperatura absoluta Si G = 0, entonces el sistema está en equilibrio y G = Gº + RT ln [C]c [D]d [A]a [B]b Gº = - RT ln Keq

CINÉTICA QUÍMICA Es el estudio de las velocidades de reacción y los mecanismos (pasos) mediante los cuales tiene lugar. Las velocidades de reacción se expresan en moles/lt y si conocemos la ecuación química se puede determinar la velocidad en función del cambio de concentración de cualquier producto o reactante. Todo debe ser determinado experimentalmente.

Factores que afectan las velocidades de reacción: 1. Naturaleza de los reactantes: el estado físico de los reactantes es determinante de la reactividad: P blanco  arde violentamente en presencia de O2 P rojo  no arde en presencia de O2 El P blanco y el P rojo son sólidos con forma diferente y se denominan alótropos. 2. La concentración de los reactantes: a medida que la concentración de reactante cambia a temperatura constante, la velocidad también cambia. Este cambio se expresa en la ley de velocidad .

Supongamos que A , B y C son reactantes, entonces velocidad = v = k [A]a[B]b[C]c donde k = constante de velocidad, característica para cada sistema, que debe ser determinada experimentalmente. La constante de velocidad, k, no cambia con la concentración, sólo con la temperatura y/o la presencia de un catalizador

Reacciones de orden cero: su velocidad de reacción no depende de las concentraciones de reactantes, sino sólo de la constante de velocidad, k. v = k Reacciones de primer orden: su velocidad de reacción no depende de las concentraciones de reactantes, sino sólo de la constante de velocidad, k. v = k[A] Reacciones de segundo orden: su velocidad de reacción depende de la concentración de uno o dos de los reactantes y de la constante de velocidad, k. v= k[A]2 o v= k[A][B]

3. La temperatura : al aumentar la temperatura aumenta el número de choques y por lo tanto aumenta la velocidad de reacción. 4. La presencia de un catalizador: los catalizadores hacen disminuir las energías de activación, Ea, de las reacciones químicas y por lo tanto aumentar las velocidades de reacción. Ea = energía adicional que debe ser absorbida por los reactantes en su estado fundamental para permitirles alcanzar el estado de transición, ET. ET = estado intermedio de vida corta y elevada energía, que se forma al interaccionar reactantes entre sí antes de formar los productos.

DISOLUCIONES Los solutos solubles en agua se clasifican como : Electrolitos: sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Pueden ser fuertes: buenos conductores ó débiles: malos conductores. No electrolitos: no conducen la corriente eléctrica. Electrolitos fuertes: a) ácidos fuertes b) bases fuertes c) sales solubles Un ácido es aquel que en solución acuosa produce protones (H+). Una base produce hidróxilos (OH-) . Una sal contiene un catión diferente de H+ y un anión diferente de OH-

Los ácidos pueden clasificarse en fuertes y débiles: Ácidos fuertes: en solución acuosa se ionizan, es decir el compuesto molecular se separa formando iones. HCl(ac) H+(ac) + Cl-(ac) Ácidos débiles: se ionizan sólo parcialmente en solución acuosa ( 5%) HF(ac) H+(ac) + F-(ac) CH3COOH(ac) H+ (ac) + CH3COO –(ac) Ác. Acético ión acetato

Las bases pueden clasificarse en fuertes solubles, fuertes insolubles y débiles. Bases fuertes solubles: hidróxidos de sodio y potasio: NaOH y KOH. Bases fuertes insolubles: hidróxido de cobre II [Cu(OH)2] , hidróxido de zinc [Zn(OH)2], hidróxido de hierro II [Fe(OH)2] e hidróxido de hierro III [Fe(OH)3] Bases débiles: poco ionizadas en solución , amoniaco, NH3

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA H2O(l) + H2O(l)  H3O+(ac) + OH-(ac) Keq = [H3O+] [OH-] H2O es pura, actividad 1 Keq = Kw = producto iónico del agua Experimentalmente [H3O+] = [OH-] = 1x10-7 M entonces Kw = 1x10-14 M

La acidez y basicidad de disoluciones acuosas se expresan con la escala de pH: el pH de una disolución se define como pH = -log [H3O+] = 7 y su contraparte pOH = -log [OH-] = 7 entonces pKw = -log Kw = 14 y pH + pOH = pKw El pH de una solución se puede determinar usando un pHmetro o con indicadores (cambio de color por efecto de acidez o basicidad)

pH de algunos fluidos acuosos

Los ácidos débiles que se disocian parcialmente presentan un Ka característico: mientras mayor el Ka menor será el pKa y más fuerte será el ácido. ác. Acético Ka = 1,8x10-5 pKa = 4,74 ác. Fluorhidrico Ka = 7,2x10-4 pKa = 3,14 El pH de estas soluciones se puede determinar através de la ecuación de Henderson-Hasselbach de soluciones amortiguadoras, las que mantienen el pH dentro de ± 1 unidad de pH.

Curvas de titulación para diversos ácidos débiles

Unidades de concentración de soluciones acuosas. Las concentraciones se expresan en términos de la cantidad de soluto en una masa o volumen dados de disolución o la cantidad de soluto disuelta en una masa o volumen dados de disolvente. % p/p (masa): % soluto = masa soluto x 100 masa solución %p/v (volumen): % = masa soluto x 100 volumen solución Molaridad (M) : concentración molar. Se define como el nº de moles de soluto por litro de solución M = n/ V (lt) Diluciones: V1 x M1 = V2 x M2 Moles iniciales Moles finales

Sangre, pulmones y tampones: sistema buffer bicarbonato El CO2 en el espacio aéreo de los pulmones está en equilibrio con el buffer bicarbonato en el plasma sanguíneo pasando a través de los capilares pulmonares.