5PRE023- Química 12mo. Grado.pdf

Medios

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QUÍMICA

duodécimo grado
M. Sc. Silvia C. Núñez Junco
Dra. C. Nilda Delgado Yanes
M. Sc. Rafael León Pérez
Dr. C. Andrés Rodríguez Jiménez
Dr. C. Miguel Enrique Charbonet Martel
M. Sc. Jorge Ignacio Sautié Ballesteros †
Dr. C. Redisber Polo Barrera

Este material forma parte del conjunto de trabajos dirigidos al Tercer Perfeccionamiento
Continuo del Sistema Nacional de la Educación General. En su elaboración participaron maestros, metodólogos y especialistas a partir de concepciones teóricas y metodológicas precedentes, adecuadas y enriquecidas en correspondencia con el fin y los objetivos propios de cada
nivel educativo, de las exigencias de la sociedad cubana actual y sus perspectivas.
Ha sido revisado por la subcomisión responsable de la asignatura perteneciente a la Comisión Nacional Permanente para la revisión de planes, programas y textos de estudio del Instituto Central de
Ciencias Pedagógicas del Ministerio de Educación.
Queda rigurosamente prohibida, sin la autorización previa y por escrito de los titulares del
copyright y bajo las sanciones establecidas en las leyes, la reproducción total o parcial de esta obra
por cualquier medio o procedimiento, así como su incorporación a un sistema informático.
Material de distribución gratuita. Prohibida su venta

Edición y corrección:
■ M. Sc. Taimí Sosa Rabelo
Diseño y cubierta:
■ Instituto Superior de Diseño (ISDi)
Instituto Superior de Diseño:
Anelís Simón Sosa ■ María Paula Lista Jorge ■ Sara Sofía Delgado Méndez ■ Isell Rodríguez Guerra ■ Daniela Domínguez Ramírez ■ Amanda Serrano Hernández ■ Rocío de la
C. Ruiz Rodríguez ■ Evelio de la Sota Ravelo ■ Ana Laura Seco Abreu ■ Arianna Ruenes
Torres ■ Reynier Polanco Somohano ■ Celia Carolina Céspedes Pupo ■ Elizabeth Diana
Fajardo Céspedes ■ Laura Rosa Almero Fong ■ Elizabeth Blanco Galbán ■ Laura Reynaldo Jiménez ■ Daniela Arteaga Martínez ■ Daniela Alpízar Cespedes ■ Roberto Pérez
Curbelo ■ Ariel Abreu Ulloa ■ M. Sc. Maité Fundora Iglesias ■ Dr. C. Ernesto Fernández
Sánchez ■ D.I. Eric Cuesta Machado ■ D.I. Julio Montesino Carmona
Ilustración:
■ Camila Noa Clavero
Emplane:
■ Yaneris Guerra Turró

© Ministerio de Educación, Cuba, 2025
© Editorial Pueblo y Educación, 2025
ISBN 978-959-13-5168-5 (Versión impresa)
ISBN 978-959-13-5182-1 (Versión digital)
EDITORIAL PUEBLO Y EDUCACIÓN
Av. 3.ª A No. 4601 entre 46 y 60,
Playa, La Habana, Cuba. CP 11300.
epueblo@epe.gemined.cu

ÍNDICE
Prólogo�������������������������������������������������������������������������������������������������� IX

1

El carbono. Sustancias inorgánicas y sustancias
orgánicas del carbono��������������������������������������������������������� 1

1.1 El carbono: uno de los pocos elementos químicos
conocidos desde la antigüedad................................................... 2
1.2 Sustancias inorgánicas del carbono............................................18
1.3 Las sustancias orgánicas.............................................................31
Resumen y ejercitación........................................................................... 47

2

Los hidrocarburos. Las sustancias orgánicas
más sencillas������������������������������������������������������������������������� 49

2.1 Hidrocarburos saturados. Alcanos..............................................50
2.2 Hidrocarburos no saturados: alquenos y alquinos.....................79
Resumen y ejercitación......................................................................... 106

3

Los compuestos oxigenados
de los hidrocarburos�������������������������������������������������������� 111

3.1 Alcoholes..................................................................................112
3.2 Aldehídos y cetonas..................................................................135
3.3 Ácidos carboxílicos y ésteres.....................................................155
3.4 Glúcidos....................................................................................170
3.5 Lípidos.......................................................................................186

4

Los compuestos nitrogenados
de los hidrocarburos�������������������������������������������������������� 211

4.1 Aminas......................................................................................211
4.2 Aminoácidos.............................................................................227
Resumen y ejercitación......................................................................... 240

5

La química, el medio ambiente
y la salud ambiental��������������������������������������������������������� 247

5.1 Beneficios y perjuicios de la química........................................248
5.2 Protección y contaminación atmosférica.................................252
5.3 Protección y contaminación de los suelos................................264
5.4 Protección y contaminación de las aguas continentales
y oceánicas. Contaminación por plásticos de mares y océanos... 280
5.5 Influencia de la química en la salud y la medicina
ambiental.................................................................................282
Apéndices......................................................................................297
Anexos������������������������������������������������������������������������������������������355
Bibliografía...................................................................................425

Prólogo

E

ducando, cuando recibas en tus manos este libro, tendrás la oportunidad de leerlo y estudiarlo, como es característico en un joven
de tu edad. Los contenidos que se presentan te ayudarán a cumplir los propósitos que tienes reservados para tu vida, en el presente y
en el futuro. Lo escribimos pensando en que necesitas aprender y, sobre
todo, prepararte para que ingreses a estudiar una carrera universitaria
que se vincule con tus motivos, orientación y formación vocacional.

Interesarte por el estudio de la Química está entre los fines
que perseguimos al poner este libro en tus manos. Su contenido
contribuirá a que recibas conocimientos generales de esta asignatura, con adecuados niveles de sistematización, ampliación y
profundización en los contenidos del grado y los que le antecedieron, lo que te permitirá sentar las bases necesarias para enfrentar una carrera universitaria y te ayudará a la solución de
problemas en la vida cotidiana.
Te recomendamos que realices estudios individuales y colectivos, te propongas contestar y resolver los ejercicios y desafíos
que aparecen a lo largo del texto, para que compruebes sistemáticamente lo que aprendes. Este hecho no solamente contribuirá
a la ejercitación y generalización de los contenidos estudiados,
sino que formará parte de la autoevaluación y evaluación que
realizará tu profesor.
Los autores consideramos que los contenidos explicados en
este libro te serán de gran utilidad y ayuda, pero debes complementarlos con la búsqueda constante en otras fuentes; incluye
diferentes sitios web, enciclopedias, libros y, sobre todo, las notas de clases. No obstante, en él se expresan los conocimientos
y la experiencia de valiosos profesores que tuvieron en cuenta

VII

todo lo positivo de programas y libros anteriores, avalados por
su experiencia en la práctica escolar cubana y extranjera durante
muchos años, ejerciendo la humilde profesión de maestros.
Este libro surge como un modo de perfeccionar la enseñanza de la Química en el Preuniversitario. Cuenta con cinco capítulos, en ellos conocerás acerca de un grupo de sustancias que
guardan mucha relación con la naturaleza de las cosas que percibes en la vida.
La lógica sucesión de los capítulos que encontrarás en el libro,
está en correspondencia con los del programa, lo que posibilita
sistematizar, ampliar y profundizar en los contenidos relacionados con las sustancias y las reacciones químicas que ya estudiaste
en grados anteriores y adentrarte en el estudio de otras sustancias y reacciones químicas.
Cada capítulo comienza con una breve introducción de la naturaleza de las sustancias que vas a conocer y, a continuación,
se presenta el contenido dividido en epígrafes numerados consecutivamente, con ejercicios para comprobar lo que aprendes.
Incluye interrogantes denominadas Desafío, que te ayudarán a
desarrollar capacidades intelectuales e investigativas y, por último, cada capítulo termina con ejercicios integradores que te servirán de Resumen y ejercitación.
También encontrarás un grupo de etiquetas semánticas, tales
como: Algo de historia, Conoce un poco más; ¿Sabías que…?;
Conéctate, entre otras, que generalmente abordan aspectos interesantes y contribuyen al cumplimiento del fin y los objetivos
de esta educación y, en lo concreto, a elevar tu cultura general
con el propósito de prepararte para la vida.
Los apéndices que aparecen en las últimas páginas del libro te
facilitarán entender mejor el contenido. Se destaca entre ellos el
que aborda los 20 aminoácidos presentes en las proteínas; la configuración electrónica de elementos químicos; códigos de riesgos
y seguridad que debes observar cuando trabajes en el laboratorio escolar, y el glosario de términos, en orden alfabético, que

VIII

puedes consultar cada vez que identifiques una palabra que no
entiendas porque allí encontrarás su significado.
Confiamos en que tu constancia en el estudio, destreza, preparación y evidencias de tus resultados servirán de agradecimiento
a todos los maestros que contribuyeron al perfeccionamiento de
esta obra que ponemos en tus manos. Deseamos que tus logros
sean orgullo para todos ellos.
No queremos dejar de reconocer la contribución a esta obra
del profesor José Ignacio Sautié Ballesteros, que, con su experiencia, su manera de actuar y su condición de MAESTRO nos acompañó en buena parte del trabajo con estos materiales: ¡sea este
nuestro homenaje póstumo a este querido profesor!
Los autores

IX

CAPÍTULO 1
El carbono. Sustancias inorgánicas
y sustancias orgánicas del carbono

E

l inicio de este programa en el duodécimo grado de la Educa­
ción Preuniversitaria te permitirá adentrarte y comprender,
con sólidos conocimientos adquiridos en grados precedentes,
una rama de la ciencia química relevante y atractiva: el mundo de
la química orgánica. Se trata de la parte de la ciencia química que
se encarga del estudio de las sustancias orgánicas, sus estructuras,
propiedades, transformaciones y aplicaciones.
Las sustancias orgánicas son aquellas que están formadas por
carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos quími­
cos conocidos por ti y que, adecuadamente enlazados y orientados
en el espacio molecular, constituyen interesantes compuestos muy
vincu­lados con los procesos de la vida y del propio entorno en que
nos desenvolvemos a diario.
Así, en este libro de texto de duodécimo grado, comenzarás a co­
nocer mejor un elemento químico fascinante, el carbono. Verás que
está presente siempre en las sustancias orgánicas, acompañado de
otros elementos y en sus entramados estructurales complejos forma
las sustancias más inverosímiles, pero útiles e importantes para la
vida del hombre.

1

QUÍMICA

Seguramente has escuchado hablar ya de los hidrocarburos, pero
en este texto harás un estudio sistemático que te permitirá com­
prender sus estructuras y principales características y las de otras
sustancias con mayor grado de complejidad, lo que te dará la po­
sibilidad de aprender cada vez de manera más independiente y
potenciar el desarrollo de habilidades, capacidades y hábitos.
Otros compuestos orgánicos serán objeto de estudio en este tex­
to y su análisis seguirá una pauta similar a la que iniciarás con los
hidrocarburos, pero cada uno con sus peculiaridades, que te llevarán
por un mundo significativo en tu proceso formativo como bachiller
y futuro hombre o mujer de bien.
Hoy, la cantidad de compuestos orgánicos que existen es extraor­
dinaria, obtenidos tanto por vía natural como mediante procesos de
síntesis en los laboratorios y las industrias. En ellos se manifiesta el
pujante desarrollo alcanzado por la ciencia y la técnica en el mundo.

1.1 El carbono: uno de los pocos elementos
químicos conocidos desde la antigüedad
Como ya conoces de grados anteriores, el átomo de carbono
está presente en la inmensa mayoría de los compuestos que for­
man la base de los organismos vivos (los llamados compuestos
orgánicos) y de una gama extraordinaria de sustancias obtenidas
por vía artificial.
El carbono (del latín carbo) es un elemento cuyo número atómi­
co es 6 y se simboliza con la letra C. Constituye el esqueleto de los
compuestos orgánicos, formando millones de sustancias. No obs­
tante, en sustancias inorgánicas se puede encontrar el átomo de
carbono formando compuestos muy importantes para la vida en
la tierra.

2

CAPÍTULO 1

Aun cuando el carbono no se encuentra libre muy frecuentemen­
te en la corteza terrestre (3,2 · 10–2 %), es, después del hidrógeno
y del oxígeno, el elemento más abundante en el organismo hu­
mano, en el que abarca el 17, 5 % de su composición. Se halla en
todos los tejidos animales y vegetales, combinado con el oxígeno
y el hidrógeno, entre otros elementos. También se encuentra en
los derivados geológicos de los organismos vivos (petróleo y car­
bones) unido principalmente al hidrógeno, con el cual forma los
hidrocarburos.
El carbón es conocido desde la antigüedad; el que se encuentra
en la Tierra, se creó hace unos 5000 millones de años, durante el
período de formación del sistema solar, en el que prevalecieron las
reacciones químicas de fusión nuclear y mostró ser relativamente
estable. Esto le permitió aportar una cantidad que representa el
0,02 % en el peso de todos los elementos. Aunque esta cantidad
parece baja, el carbono es el duodécimo elemento químico más
abundante en nuestro planeta.
El hombre comunitario se familiarizó con él de diferentes ma­
neras, una de ellas como residuo de los incendios naturales, aún
sin haber controlado el fuego. Ahora bien, no es lo mismo carbón
que carbono. El carbón contiene carbono, pero está contaminado
con otras sustancias (por ejemplo, el carbón de madera) y es un só­
lido formado principalmente por cadenas de átomos de carbono.
El carbono puede encontrarse en estado puro en la naturaleza,
como es el caso del diamante.
El carbón es uno de los llamados combustibles fósiles. Se ha acu­
mulado en el subsuelo durante milenios y es irremplazable, por lo
que su consumo desmedido implica su agotamiento. Ello conlleva
a la nueva sociedad a encontrar fuentes alternativas viables de
energía. Los científicos aseguran que el carbón se originó a partir
de la descomposición de los vegetales terrestres en condiciones

3

QUÍMICA

anaerobias, hojas, maderas, cortezas y esporas, que se acumularon
en zonas pantanosas, lagunares o marinas, de poca profundidad.
Existen los carbones naturales y artificiales. El natural es el fósil
producto de la descomposición lenta de las sustancias orgánicas ani­
males y vegetales en las capas internas de la tierra, fuera del contacto
con el diooxígeno del aire, durante miles de años. El contenido de
carbono depende, entre otras variantes, del tiempo transcurrido.
Por eso, en la naturaleza se encuentran una serie de variedades del
carbón natural: turba, lignito, hulla y antracita, cuyos contenidos pro­
medio de carbono son respectivamente: 50 %, de 55 % a 60 %, de
70 % a 80 % y de 80 % a 90 %.
Las otras variedades de carbones son las artificiales o sintéti­
cas, que se obtienen a partir de las sustancias carbonadas o de los
carbones naturales. Estas formas están constituidas por pequeños
cristales con la estructura del grafito, dispuestos no regularmente,
por lo cual se conocen como carbones amorfos. Sus principales for­
mas son: el coque, el carbón de retorta, el negro de humo u hollín
y el carbón vegetal.
Por vía industrial hoy se obtienen cantidades apreciables de carbón
activado o activo. Es un adsorbente con una porosidad interna desa­
rrollada. Esta propiedad tiene amplia aplicación en la industria, en el
laboratorio y en medicina. Por ejemplo: la combinación de carbón acti­
vo y pepsina (una enzima digestiva que se segrega en el estómago) es
muy utilizada como medicamento para mejorar los procesos digestivos.
El carbono se encuentra en la naturaleza, por ejemplo, combi­
nado con el oxígeno en el agua de mar y en la atmósfera como
dióxido de carbono; en las rocas calizas, mármol, calcita, casi
siempre en forma de carbonatos. Como sustancias simples encon­
tramos el diamante y el grafito, llamados alótropos. Estas son las
formas más estables de existencia del carbono en la naturaleza.
El grafito se puede combinar con arcilla para fabricar las minas de

4

CAPÍTULO 1

los lápices; además, se utiliza como aditivo en los lubricantes. El
diamante se emplea para la elaboración de joyas y se aprovecha
su alta dureza para utilizarlo como material de corte.

Fig. 1.1 Algunas formas en que puede encontrarse el carbono

El carbono, tal como estudiaste en el caso del agua y otras im­
portantes sustancias, realiza un ciclo natural. Este ciclo está referido
a las transformaciones químicas de compuestos que contienen car­
bono en los intercambios entre biosfera, atmósfera, hidrosfera y
litosfera.

Comprueba lo aprendido
1.1 Indaga acerca de la utilización de los diferentes tipos de carbo­
nos naturales y haz un resumen sobre ello.

5

QUÍMICA

1.2 Busca en diferentes fuentes de información sobre la presen­
cia de acumu­laciones de turba en nuestro país. ¿Qué utilidad
pueden tener?
1.3 El carbono realiza un ciclo en la naturaleza de gran importan­
cia para la supervivencia de los seres vivos en nuestro planeta,
debido a que de él depende la producción de materia orgáni­
ca, que es el alimento básico y fundamental de todo ser vivo.
Busca en diferentes fuentes de información; libros, softwares
educativos, videos, CubaEduca, Ecured, Wikipedia u otros, so­
bre este aspecto y elabora un resumen, acompañado de un
esquema, que refleje este ciclo.
1.1.1 El carbono como elemento químico. Estructura del átomo
de carbono
El elemento químico carbono, junto con el silicio, el germanio,
el estaño y el plomo, se localizan en el grupo IVA (14) de la Tabla
periódica. Ello indica que en el nivel de energía más externo (capa
de valencia) hay cuatro electrones. Por ello, iniciarás este epígrafe
estudiando algunas de las características principales del átomo de
carbono.
En la tabla 1.1 se ilustra el número de compuestos binarios hidro­
genados conocidos de los elementos que acompañan al carbono en el
período 2 de la Tabla periódica. Como puedes apreciar, el carbono pue­
de formar millones de compuestos, pero, ¿qué características le dan al
carbono esta situación única entre los elementos de la Tabla periódica?
Tabla 1.1 Número de compuestos binarios hidrogenados de los elementos
químicos del segundo período de la Tabla periódica

6

Grupos

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

Elementos

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Número
de hidruros

1

1

7

Millones

6

2

1

0

CAPÍTULO 1

El átomo de carbono puede unirse a otros cuatro átomos monova­
lentes como el hidrógeno. Pero el carbono se puede enlazar de
forma covalente a un segundo átomo de carbono y a un tercero y
así formar largas y complejas cadenas carbonadas. Además, el en­
lace entre estos átomos de carbono se puede realizar en diferentes
disposiciones.
Observa en esta fracción de la Tabla periódica (tabla 1.2) la posición
del elemento carbono, como cabeza del grupo IVA (14) y por encima
de la línea quebrada donde se ubican los elementos no metálicos,
como ya estudiaste en grados anteriores. Ocupa también el centro de
los elementos de la sección A (representativos). Su configuración elec­
trónica le confiere propiedades excepcionales y determina su posición
en la Tabla periódica.
Tabla 1.2 Tabla periódica moderna. Posición del carbono

Si el átomo de carbono posee cuatro electrones en su capa de va­
lencia, entonces, de acuerdo con la regla del octeto, necesita cuatro
electrones más para completarla, por lo que formaría cuatro enlaces
simples con otros átomos. Esta característica electrónica podríamos
explicarla utilizando las propuestas de hibridación.
Por ser un átomo muy pequeño tiene la posibilidad de formar ca­
denas de átomos de carbono (algunas muy largas) abiertas y cerradas,

7

QUÍMICA

al enlazarse con átomos de sí mismo y con otros átomos, lo que le da
la posibilidad de formación de un número considerablemente grande
de estas y, por tanto, de compuestos diferentes.

Comprueba lo aprendido
1.4 ¿Qué características presenta la configuración electrónica de
los elementos del grupo IVA (14)? Representa la del átomo de
carbono.
1.5 ¿Cómo varían las características metálicas en la secuencia del
carbono al plomo? Explica.
1.6 ¿Cómo se justifica la tetravalencia del átomo de carbono en
las sustancias orgánicas con sus cuatro enlaces equivalentes?
Menciona un ejemplo.
1.7 ¿Por qué se afirma que las propiedades físicas y químicas de los
átomos de los elementos químicos dependen, fundamental­
mente, de la configuración electrónica de sus átomos?
1.1.2 Posición en la Tabla periódica. Distribución electrónica
del átomo de carbono. Propiedades atómicas
Ya conoces que el átomo de carbono forma enlaces covalentes
(comparte electrones) consigo y con otros átomos. Para que ocurra
este tipo de enlace, deben unirse dos átomos lo más posible, de
modo tal que un orbital de uno se solape o se interpenetre con el
otro. O sea, debe ocurrir un compartimiento en alguna región co­
mún del espacio atómico entre ambos orbitales, con la formación
de un nuevo orbital.
El orbital atómico se considera como la descripción ondulato­
ria sobre el movimiento, el tamaño, la forma y orientación de una

8

CAPÍTULO 1

región del espacio en que se encuentra un electrón que se caracte­
riza por tener una determinada energía.
En la formación de este enlace covalente, ambos orbitales se
combinan para formar uno solo, el orbital de enlace, ocupado por
los dos electrones, con espines opuestos, lo cual limita el número
de electrones en el mismo orbital solo a dos con distinto valor del
número cuántico de espín (+1/2 o –1/2), con menor energía y, por
tanto, más estable.
El orbital atómico está relacionado con la energía del electrón (n)
y se representa por (nl), donde l se denota por las letras s, p, d y f.
Cada nivel de energía tendrá tantos tipos de orbitales como valo­
res tenga n y el número total de orbitales en un nivel de energía
será n2. (tabla 1.3)
Tabla 1.3 Electrones en niveles, subniveles y orbitales
Niveles
de energía

Orbitales
atómicos
(nl)

Tipo de orbitales
atómicos

Número total
de orbitales en el nivel
(n2)

1

1s

1s

1

2s

2s

2p 2p 2p

2p

2

4

Se utiliza la notación nlx (léase ene-ele- a la equis) para representar
la distribución de los electrones de cada átomo, en la que x es el nú­
mero de electrones en el subnivel. Para representar esa distribución
electrónica es necesario, primero, recordar y definir algunos concep­
tos tales como:
■ Nivel de energía: es un estado (o conjunto de estados) cuya

energía caracteriza a los electrones en un átomo. Se muestra
esquemáticamente mediante “capas” a diferentes distancias del
núcleo en correspondencia con la energía del electrón.

9

QUÍMICA

Se representa por la letra n y el número máximo de electrones se
define por 2n2.
Para n = 1; 2 · 12 = 2 · 1 = 2
Para n = 2; 2 · 22 = 2 · 4 = 8
Para n = 3; 2 · 32 = 2 · 9 = 18
Para n = 4; 2 · 42 = 2 · 16 = 32
De este modo, podemos ver que es posible representar de dos for­
mas la distribución de los electrones: una, por niveles de energía y
otra, por niveles y subniveles. Observa en la figura 1.2 por ejemplo,
cómo queda esta representación para el átomo de sodio, Na (Z = 11):

Fig. 1.2 Formas de representar la distribución de los electrones en el átomo

■ Subnivel de energía: es una forma de movimiento de los electrones

cuya energía caracteriza a los electrones en un nivel de energía. Se
representa esquemáticamente mediante “subcapas” a diferentes
distancias del núcleo en correspondencia con la energía del elec­
trón. Observa un ejemplo en la figura 1.3:

Fig. 1.3 Formas simplificadas de representar la distribución de los electrones en el átomo

10

CAPÍTULO 1

Los tipos de orbitales pueden representarse esquemáticamente
como se muestra en la figura 1.4:

Fig. 1.4 Forma de representar los tipos de orbitales de un subnivel

Por ejemplo, el primer orbital es el s en el primer nivel, que resulta
esférico y adireccional. En cada nivel habrá un orbital s, semejante al
1s, pero cada vez con mayor radio y energía. Luego, el segundo nivel
contiene el subnivel 2s y aparece el 2p con 3 orbitales dirigidos hacia
las coordenadas del plano cartesiano (figura 1.6), x, y, z, con mayor
energía que el s. Hay 5 tipos de orbitales d y 7 del tipo f; estos dos
últimos no los representamos por su compleja geometría espacial.

Fig. 1.5 Forma de los orbitales s

Fig. 1.6 Forma de los tres orbitales p
en un subnivel

La representación de los orbitales del último nivel de energía
del átomo de carbono se muestra en la figura 1.7, en la que puedes
observar el orbital 2s, que posee una forma esférica y los 3 orbitales p
en forma de lóbulos.

11

QUÍMICA

Fig. 1.7 Orbitales atómicos del nivel 2
del átomo de carbono

También suele representarse mediante casillas o cuadrados (no es
la representación real) y, dentro de cada una, los electrones
correspondientes:

Siguiendo la lógica anterior, en el átomo de H (Z = 1) se encuen­
tra un electrón en su única capa o nivel; utilizando la notación nlx,
la configuración es 1s1. Para el átomo de litio (Z = 3) sería 1s2 2p1.
En el caso del átomo de azufre (Z = 16) será 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; aquí
puede utilizarse otra notación abreviada por ser tan larga la confi­
guración: (Ne) 3s23p4.

12

CAPÍTULO 1

En el átomo de carbono (Z = 6) tenemos la configuración 1s2 2s2 2p2.
Es decir, posee cuatro electrones en el nivel más externo, ¿cuántos
enlaces covalentes puede formar este átomo?

0

Recuerda que...

Para que se produzca el enlace covalente con otro átomo, deben com­
partirse dos electrones que se encuentren desapareados en cada uno
de ellos. O sea, solo dos electrones con espines opuestos pueden apa­
rearse en dos orbitales que se solapen.

Para comprender mejor estos aspectos, primero, es necesario co­
nocer cómo representar la distribución de electrones en un átomo,
por subniveles y orbitales. Esta distribución se rige por un diagrama,
sobre la base de la información que nos da la tabla 1.4:
Tabla 1.4 Diagrama de Moeller
Niveles

Orbitales
s

p

d

f

n=1

1s

n=2

2s

2p

n=3

3s

3p

3d

n=4

4s

4p

4d

4f

n=5

5s

5p

5d

5f

n=6

6s

6p

6d

n=7

7s

7p

En la representación de la distribución electrónica se sigue el
principio de construcción por la regla de Aufbau (que en alemán
significa construcción). Esta regla nemotécnica permite determinar
el orden de “llenado” de los orbitales de la mayoría de los átomos.
Debe señalarse que los de menor energía se “llenan” primero que
los de mayor energía.

13

QUÍMICA

Es importante tener en cuenta algunas reglas establecidas a
partir del principio de exclusión establecido por Wolfang Pauli
(1900-1958), físico austríaco y Premio Nobel de Física en 1945 y la
Regla de máxima multiplicidad de Friedrich Hund (1896-1997), físico
y profesor alemán. El principio de exclusión de Pauli establece que
en un mismo orbital no pueden existir más de dos electrones, los
cuales deben tener espines opuestos, mientras que la regla de Hund
plantea que en los subniveles p, d y f los electrones se distribuyen
de manera que exista el máximo número de electrones no pareados
o lo que es lo mismo, tratando de ocupar el mayor número de orbi­
tales disponibles antes de comenzar a parearse.
Así, de ser necesario “distribuir” 3 electrones en los orbitales p
del segundo nivel, debe representarse un electrón en cada uno de
los tres orbitales p, lo que se hace de la forma siguiente: 2p1x 2p1y 2p1z .
Con estos conocimientos, analiza el diagrama que muestra la
figura 1.8:

Fig. 1.8 Principio de construcción
(aplicando la regla de las diagonales)

14

CAPÍTULO 1

Con el análisis del diagrama puedes aplicar una regla conocida
como regla de las diagonales, que te permite representar la dis­
tribución electrónica de los átomos. Para el caso del átomo de
carbono, su configuración electrónica quedaría así: C: 1s2 2s2 2p1x 2py1
o también

Como observas, en el último nivel de energía del átomo de carbo­
no (el segundo) existen cuatro electrones, lo que explica la posición
del elemento en la Tabla periódica. Así se justificaría este aspecto,
pero no se da respuesta al hecho de que el átomo de carbono en
la inmensa mayoría de sus compuestos tiene cuatro capacidades de
enlace, o sea, es tetravalente.
Podemos pensar por un momento que, en el átomo de carbo­
no, al absorber cierta cantidad de energía, un electrón del subnivel
2s “puede ser promovido” al orbital 2p “vacío” y de este modo
existirían cuatro electrones desapareados, condición que explica la
formación de cuatro enlaces covalentes: C (átomo excitado):
1s2

2s1

,

Conoce un poco más

2p1x

2p1y

2p1z (una vez que ha recibido el átomo
una cantidad de energía).

En realidad, orbital “vacío” es un recurso y no una realidad posible:
si no hay electrones, no hay orbitales; por eso, si el electrón no está
presente, no es posible hablar de orbital. No existen orbitales vacíos.
El movimiento del electrón describe un orbital. Más bien podría

15

QUÍMICA
hablarse de la posibilidad de la llegada de un electrón y con ello el
surgimiento de un nuevo orbital.

Analiza ahora, si lo modelamos mediante casillas cuánticas, sería así:

La realidad contradice esta representación, pues ya conoces que
los orbitales s y p tienen diferentes valores de energía y se ha com­
probado científicamente que los cuatro enlaces covalentes que
forma el átomo de carbono en su compuesto hidrogenado más
sencillo, CH4, son energéticamente equivalentes.
Para ello hay que recurrir a una de las teorías que ya conoces
acerca del enlace covalente y al modelo que da una explicación sa­
tisfactoria a ello; la hibridación de orbitales atómicos (hibridación
química), la hibridación de los orbitales del segundo nivel del átomo
de carbono, supone la formación de 4 orbitales híbridos sp3, con
igual contenido energético y, por tanto, justifica la formación de los
cuatro enlaces iguales en el CH4. Te invitamos a que indagues sobre
este aspecto y le presentes a tu profesor ese modelo.
Propiedades atómicas
Según lo que ya estudiaste en décimo grado, capítulo 4 Los no
metales, al aumentar el número atómico de los elementos quími­
cos en un grupo de la Tabla periódica, aumenta también el número
de niveles de energía de los átomos y, en consecuencia, crece el
radio atómico. Ello explica la variación en las otras propiedades
atómicas.

16

CAPÍTULO 1

En los grupos y períodos de la Tabla periódica, al aumentar el
número atómico de los átomos de los elementos químicos, las pro­
piedades de estos varían. De esta manera las propiedades físicas y
químicas de los átomos de los elementos químicos dependen, fun­
damentalmente, de su configuración electrónica. Si analizas los
valores numéricos que aparecen en la tabla 1.5 puedes apreciar
cómo estas propiedades varían de un elemento al otro.
Tabla 1.5 Algunas propiedades de los elementos del grupo IV-A
y de sus respectivas sustancias simples
Propiedad

C

Si

Ge

Sn

Pb

Número atómico

12

14

32

50

82

Radio atómico en pm

77

111

125

145

154

Electronegatividad
escala Pauling

2, 5

1, 7

2, 0

1, 7

1, 6

Propiedad

C

Si

Ge

Sn

Pb

1086, 5

786, 5

762

708, 6

715, 6

Primera energía de
ionización en kJ/mol
Propiedades
metálicas

Aumentan

Propiedades
no metálicas

Disminuyen

En la secuencia del carbono al plomo, el aumento gradual de
las propiedades metálicas puede atribuirse a que, en los elemen­
tos más pesados, con mayor radio atómico, los electrones de la capa
más exter­na están menos fuertemente retenidos, por lo que ce­
den más fácilmente sus electrones externos.
Por lo general, al aumentar el radio atómico disminuyen las ener­
gías de ionización primarias, ya que hay que aplicar menos energía
para arrancarle el electrón menos fuertemente retenido.

17

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
1.8 Consulta con tu profesor o profesora de Geografía la ubicación
de minas o reservas de carbón en Cuba, además de su impor­
tancia económica.
1.9 Uno de los átomos con que el carbono forma importantes
compuestos es el de oxígeno. La estructura electrónica de este
átomo puede representarse por:
O: 1s2 2s2 2p4
a) ¿Cuál es el número de protones en el núcleo de este átomo?
b) ¿Cuántos electrones presenta en su envoltura electrónica?
c) ¿Cuántos electrones presenta en cada uno de los subniveles
1s, 2s y 2p, respectivamente?
d) Representa su distribución electrónica por orbitales
atómicos.
e) ¿Cuál es el número total de subniveles y de orbitales?

Desafío
1. ¿Por qué el plomo, que pertenece al grupo 14, forma preferen­

temente compuestos en los que posee número de oxidación 2+
y no 4+?

1.2 Sustancias inorgánicas del carbono
Entre las sustancias inorgánicas en que está presente el átomo
de carbono se encuentran las sales oxigenadas carbonato de sodio

(Na2CO3) y el hidrogenocarbonato de sodio (NaHCO3).
Los carbonatos de sodio y demás metales alcalinos (de los ele­
mentos químicos del grupo IA (1) de la Tabla periódica) se disuelven
fácilmente en agua y las disoluciones resultantes son alcalinas.

18

CAPÍTULO 1

Debido a su alcalinidad, las disoluciones de carbonato de sodio (co­
nocido como sosa comercial) se usan como agentes limpiadores y
para ablandar el agua.
El hidrogenocarbonato de sodio, también conocido como bicar­
bonato de sosa, de fórmula NaHCO3, es una sustancia cristalina de
color blanco que, al reaccionar con los ácidos, produce dióxido de
carbono y agua, a la vez que se transforma en carbonato de so­
dio. En la panadería y dulcería se emplea para hacer crecer la masa.
También se utiliza para obtener dióxido de carbono para extintores
de incendios. Se emplea en medicina para neutralizar una cantidad
excesiva de ácidos en el estómago, en la industria se utiliza para
disminuir la alcalinidad del carbonato de sodio. Se encuentra en la
naturaleza en muchos manantiales de agua mineral y se obtiene por
la reacción del carbonato de sodio con agua y dióxido de carbono.
Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O

NaHCO3 (s)

1.2.1 Sustancias simples. Estados alotrópicos
El estado alotrópico o modificación alotrópica está referida a las
diferentes formas de existencia de algunas sustancias formadas por
un solo tipo de elemento químico, pero con estructuras químicas
distintas y, por tanto, poseen propiedades diferentes.
La alotropía (viene del griego allos = otro y tropé = cambio, giro;
literalmente “otro giro”, no en el sentido de girar, sino de aspecto,
de matiz) es un fenómeno presente en la sustancia simple carbono.
Se conocen varias formas alotrópicas del carbono, pero en este estu­
dio nos referiremos al grafito, el diamante y los fullerenos.
1.2.1.1 El diamante, el grafito y los fullerenos como estados
alotrópicos del carbono
En otros libros puedes encontrar, como formas alotrópicas del
carbono, el diamante y el grafito, en la mayoría de los casos con

19

QUÍMICA

propiedades muy diferentes, bien conocidas, así como las aplicacio­
nes que de ellas se derivan. Hay otros estados alotrópicos menos
conocidos por el hombre, cuyas propiedades todavía están en estu­
dio y, por tanto, la comprobación de sus aplicaciones.
En este aspecto, el mundo científico se mueve en una amplia
gama de investigaciones, que son las bases de la modernización de
la nanotecnología. En este libro se abordarán, como una forma alo­
trópica importante, los fullerenos que, a diferencia del diamante
y el grafito, que están clasificados de acuerdo al tipo de partículas
como átomos, se clasifican como moléculas.
El nombre de fullerenos ha sido dado a los alótropos Cn que inclu­
yen C60, C70 y C84. En 1996, a sir Harry Kroto, Richard Smalley y Robert
Curl, les fue otorgado el premio Nobel de Química por sus trabajos
con el C60.

'

Conéctate

Puedes informarte sobre el desarrollo y las aplicaciones de estas for­
mas alotrópicas consulta la página www.cubared.rimed.cu

1.2.1.2 Estructura-propiedades-aplicaciones de los estados
alotrópicos del carbono
Como ya conoces, el carbono se presenta en la naturaleza funda­
mentalmente como carbono amorfo, que no tiene una estructura
cristalina y como diamante (cristal atómico). En el carbono amorfo
puede presentarse algún orden estructural de corto alcance, pero
no hay patrones de largo alcance de las posiciones atómicas, por
lo que constituyen pequeños cristales irregulares. A escala nanomi­
croscópica puede verse que está constituido de átomos de carbono
colocados regularmente, observa la figura 1.9.

20

CAPÍTULO 1

Fig. 1.9 Estructura del carbono amorfo

El carbono amorfo tiene amplias aplicaciones en la vida. El hombre
lo utiliza fundamentalmente como fuente de energía; en la fabrica­
ción de betunes y cremas para los zapatos, en neumáticos y pinturas.
En el diamante, cada átomo de carbono está rodeado por otros
cuatro átomos más de carbono, con una disposición tetraédrica (por
lo cual se propone una hibridación sp3 para cada átomo de carbono)
y una distancia de enlace de 154 pm entre sí, de lo que resulta su
estructura espacial, observa la figura 1.10.

Fig. 1.10 Estructura del diamante

21

QUÍMICA

La estructura del diamante está formada por una red de átomos
de carbono unidos mediante enlaces covalentes formando tetraedros que se repiten en el espacio constituyendo una red covalente.
La gran fortaleza de los enlaces C-C le confiere una dureza extrema
y elevados valores de temperatura de fusión y ebullición. De aquí su
amplio uso como material de corte para otros materiales.
Dada su peculiar estructura, tiene un elevado índice de refracción,
reflejando la luz sobre las superficies internas del cristal, lo que pro­
voca el característico fulgor de las piedras preciosas y esto hace que
tenga mucho valor en el mercado, observa un fragmento de diaman­
te en la figura 1.11.

Fig. 1.11 Representación de una parte del cristal del diamante

En la estructura del grafito, un átomo de carbono, a presión
normal, está unido a otros tres átomos de carbono en un plano
compuesto de celdas hexagonales; este estado se puede describir
como 3 electrones de valencia en orbitales híbridos planos sp2 y el
cuarto en el orbital p no hibridado, formando un enlace deslocali­
zado, observa en la figura 1.12 su estructura.
Los átomos de carbono se unen entre sí mediante tres enlaces
covalentes formando hexágonos, que, a su vez, se distribuyen en
capas que se mantienen débilmente unidas (fuerzas de Van der

22

CAPÍTULO 1

Waals) gracias a electrones que se sitúan entre ellas. Estos electro­
nes se pueden mover con cierta facilidad, lo que confiere al grafito
propiedades conductoras de la electricidad y el calor. La unión entre
las láminas es muy débil, por lo que son muy fáciles de separar. La
posibilidad de escribir con un lápiz se debe precisamente a esto: las
láminas de carbono se desprenden de la mina y marcan el papel.

Fig. 1.12 Estructura del carbono en el grafito

El grafito se utiliza además en crisoles refractarios (resistentes
a elevadas temperaturas), en electrodos, como los que se emplean
en algunas celdas electrolíticas. También se usa como lubricante y
como moderador en los reactores atómicos.
Los fullerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el
empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y en
ciertos casos, heptágonos), lo que curva los planos y permite la apa­
rición de estructuras de forma esférica, elipsoidal o cilíndrica. De
ellos, la molécula de C60 está constituida por 60 átomos de carbono,

23

QUÍMICA

presenta una estructura tridimensional, geometría similar a un ba­
lón de fútbol y es especialmente estable.
Los fullerenos en general y los derivados del C60 en particular,
son objeto de investigación en química desde su descubrimiento
a mediados de los años 80. Las propiedades químicas y físicas de
los fullerenos todavía continúan en estudio y su utilidad mayor
en estos momentos recae en la conformación de estructuras esté­
ticas y en investigaciones nanotecnológicas. Observa su estructura
en la figura 1.13.

Fig.1.13 Fullerenos C60

3

Algo de historia

¿Por qué se les llama fullerenos? El arquitecto Richard Buckminster
Fuller ha diseñado cúpulas como la construida para la exposición ´67
Montreal, en Canadá. Combinó pentágonos y hexágonos para darle
la curvatura apropiada a la superficie para construir la cúpula, de ahí
surgió el nombre de buckminsterfullereno para el C60 y fullerenos en
general. Algunas pelotas del football presentan en su superficie com­
binaciones de pentágonos (en negro) y hexágonos (en blanco).

24

CAPÍTULO 1

Algunos compuestos de los fullerenos, tales como los fulleruros,
que son sales de metales alcalinos, se comportan a bajas tempera­
turas como superconductores (K3C60 a 18 K; Rb3C60 a 28 K y Cs3C60
a 40 K). Los superconductores son especies capaces de conducir la
corriente eléctrica sin resistencia.

1

¿Sabías que...?

Los nanotubos son estructuras tubulares (figura 1.14) cuyo diáme­
tro es del tamaño del nanómetro. Pueden considerarse proceden­
tes de una lámina de grafito enrollado sobre sí misma. Según el
grado de enrollamiento y la manera como se conforma la lámina
original, el resultado puede llevar a nanotubos de distinto diáme­
tro y geometría interna.

Fig. 1.14 Estructura tubular
de los nanotubos

Una importante aplicación de los nanotubos, es el desarrollo de
supercondensadores, dispositivos para el almacenamiento de dihi­
drógeno y la fabricación de paneles solares formando estructuras
tubulares. Tienen un espesor 10 000 veces inferior al cabello huma­
no (del orden de 10–9 m) y presentan una enorme resistencia, una
increíble elasticidad y propiedades eléctricas sorprendentes.
Como has podido apreciar, algunas de estas modificaciones alo­
trópicas se han descubierto en las últimas décadas del siglo xx,

25

QUÍMICA

continuando su estudio en las primeras décadas del siglo xxi, a la par
del desarrollo de las nanotecnologías que es la manipulación de la
materia a escala atómica, molecular y supramolecular. Un ejemplo
de ello son los fullerenos.

Comprueba lo aprendido
1.10 Indaga sobre el impacto actual que tiene en la sociedad el de­
sarrollo de las nanotecnologías.
1.11 Realiza un resumen de las características estructurales de las
3 formas alotrópicas del carbono analizadas.
1.2.2 El monóxido de carbono, el dióxido de carbono
y el carbonato de calcio como sustancias compuestas
inorgánicas del carbono. Relación con el medio ambiente
y la salud ambiental
El monóxido de carbono, el dióxido de carbono y el carbonato
de calcio son sustancias compuestas que contienen átomos del ele­
mento químico carbono. Seguramente te habrás preguntado: ¿por
qué no son sustancias orgánicas? Precisamente, no están dentro de
las llamadas sustancias orgánicas porque sus propiedades físicas y
químicas responden a la clasificación de las sustancias inorgánicas.
Seguramente, alguna vez has observado cómo arde el carbón
natural (carbón de madera) cuando le han dado algún uso domés­
tico. Precisamente tanto el carbón natural como el carbón artificial
pueden ser empleados como combustibles, por el gran desprendi­
miento de energía, en forma de calor, que produce su combustión.
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H < 0
Esta reacción puede producir dióxido de carbono o monóxido de
carbono. Si la combustión es completa produce el dióxido de carbono;

26

CAPÍTULO 1

pero, si su combustión es incompleta, se generan grandes cantidades
también de monóxido de carbono, otro óxido de este elemento quími­
co. En estos óxidos el carbono se enlaza covalentemente con el átomo
de oxígeno como ilustramos en la figura 1.15.

Fig. 1.15 Estructura del dióxido de carbono

Los valores de las temperaturas de fusión y ebullición del monóxi­
do de carbono y del dióxido de carbono son – 205 ºC y – 191,5 ºC,
respectivamente. El monóxido de carbono (figura 1.16) es un gas
que no encierra un riesgo directo para la vegetación o los materia­
les, ya que en presencia de suficiente dioxígeno, rápidamente se
transforma en dióxido de carbono.

Fig. 1.16 Estructura del monóxido de carbono

Sin embargo, para el hombre constituye un peligro mortal en
lugares cerrados. Este gas se combina con la hemoglobina de la
sangre, para formar una sustancia llamada carboxihemoglobina
que impide que se transporte el dioxígeno a través de la sangre
y se produce la asfixia. Se ha demostrado que la hemoglobina es
210 veces más afín al monóxido de carbono que al dioxígeno, lo
que implica que mínimas concentraciones de este óxido pueden
afectar considerablemente el transporte de dioxígeno en el orga­
nismo humano, afectándose con esto todas las funciones que en
él se realizan.

27

QUÍMICA

Han existido muchos accidentes por el desconocimiento de los
perjuicios que tiene para la salud este gas que se produce a diario
en los motores de combustión interna. Ten en cuenta que si inhala­
mos unas horas aire que contiene 0,1% de monóxido de carbono,
se sufre la conversión de hasta el 60% de hemoglobina en carboxi­
hemoglobina, reduciendo al 60% la capacidad transportadora de
dioxígeno a través de la sangre y si el aire contiene 0,4 % o más de
monóxido de carbono, es suficiente para ocasionar la muerte.
El dióxido de carbono (CO2) además de producirse por la combus­
tión u oxidación de materiales que contienen carbono, también pude
ser obtenido mediante la fermentación de azúcares, entre otras vías
naturales. Es un gas incoloro, inodoro y de ligero sabor ácido. Es más
denso que el aire y es imprescindible para la respiración de las plantas.
Este óxido es muy utilizado industrialmente, no combustiona,
propiedad que se tiene en cuenta para utilizarse en la fabricación
de extintores de incendios. En estado sólido se conoce con el nom­
bre de hielo seco (figura 1.17) y se utiliza como refrigerante. Como
aditivo alimentario cumple con diferentes funciones: en disolución
se emplea como tampón (amortiguador) y para aumentar el volu­
men de ciertos alimentos (pan y dulces).

Fig. 1.17 Muestras de hielo seco obtenido del CO2

28

CAPÍTULO 1

Su presencia en la sangre estimula la respiración, por lo que es usado
en combinación con el dioxígeno en la respiración artificial y también
forma parte de los gases utilizados en el proceso de anestesia. Es uno
de los principales contribuyentes al llamado efecto invernadero.

0

Recuerda que...

¿Qué es el efecto invernadero?
A través de la atmósfera llegan a nuestro planeta la luz ultravioleta y
la visible. Estas radiaciones son absorbidas por la superficie terrestre y
una parte de ellas, posteriormente, es emitida hacia la atmósfera como
radiaciones infrarrojas. Algunos de los gases atmosféricos (CO2 y NO,
entre otros) absorben estas radiaciones e impiden que sean irradiadas al
espacio. Al quedar estas radiaciones en la Tierra se produce un aumento
de su temperatura y es este efecto el que se conoce como efecto inver­
nadero. Se ha determinado que, de no existir este efecto, la tempera­
tura del planeta sería 40 ºC más baja que lo que actualmente es.

El carbonato de calcio es una sal ternaria u oxisal que contiene
carbono, de esta ya conociste en décimo grado que en Cuba la mayor
parte de las rocas son calizas, es decir, están formadas principalmente
por carbonato de calcio (CaCO3). También, la dureza de las aguas sub­
terráneas obedece a que contienen pequeñas cantidades de iones
Ca2+ y Mg2+ acompañados de los iones HCO3– y CO3–.
La estructura de esta sal refleja el carácter iónico de esta sustan­
cia (figura 1.18) y la presencia
del carbono como átomo cen­
tral. Precisamente, debido a su
estructura, tiene gran utilidad
en la industria, la medicina, el
hogar y la vida en general.
Fig. 1.18 Representación iónica
del carbonato de calcio

29

QUÍMICA

El carbonato de calcio tiene amplias aplicaciones en la vida, como
medicamento, suplemento nutricional, antiácido y adsorbente. En
la industria, se emplea para la fabricación de cemento, vidrio, cal
viva (CaO) y cal apagada (CaOH)2. Es el principal componente de
conchas y esqueletos de muchos organismos (moluscos, corales) y
de las cáscaras de huevo.
Forma parte esencial de varias rocas y minerales: caliza, calcita,
mármol y otros. En Cuba existen varias minas y canteras con alto
contenido de carbonato de calcio, el cual es utilizado principalmen­
te en la industria de materiales de la construcción. Estos compuestos
inorgánicos del carbono tienen amplia utilidad y resultan beneficio­
sos si se hace una explotación racional y justa de sus propiedades,
pero pueden resultar fatales para la salud y el medio ambiente si su
empleo es desmedido.

Comprueba lo aprendido
1.12 Argumenta la relación que se establece entre las sustancias inor­
gánicas que contienen el carbono, el medio ambiente y la salud.
1.13 Explica el hecho siguiente:
Encerrado en una habitación y en presencia de un motor de
combustión interna funcionando, una persona puede morir.

1.14 Relaciona otras vías de obtención del dióxido de carbono. Ilus­
tra, al menos, con tres ecuaciones químicas.
1.15 El cianuro de hidrógeno (HCN) y sus sales, los hidrogeno­
carbonatos y carburos (como el CaC2), tienen en común al
átomo de carbono. Sin embargo, se incluyen dentro de las
sustancias inorgánicas. Explica.
1.16 Realiza una búsqueda en distintas fuentes de información
y resume la ubicación y producción de mármol en Cuba.

30

CAPÍTULO 1

¿Qué importancia tiene este material constituido fundamen­
talmente de carbonato de calcio?

1.3 Las sustancias orgánicas
Al iniciarnos por primera vez en el estudio de la química orgáni­
ca, lo primero que nos preguntamos es: ¿qué estudia esta rama de
la ciencia?, ¿a qué se dedica?, ¿por qué es importante su estudio? y
muchas interrogantes más. El mundo que nos rodea, e incluso nues­
tro propio organismo humano, está formado por una gran cantidad
de sustancias, orgánicas o inorgánicas.
Las sustancias orgánicas se obtienen a partir de fuentes natu­
rales o por vía sintética. Ejemplos de ellas son: el petróleo, el gas
natural y el carbón, que constituyen las fuentes naturales más
importantes para la obtención de sustancias orgánicas. Muchos me­
dicamentos, inicialmente, fueron obtenidos de fuentes naturales y,
poste­riormente, por vía sintética. No obstante, en la actualidad la
mayoría de los medicamentos se obtienen por vía sintética o a partir
de una fuente natural, que, posteriormente, se transforma por vía
sintética en el medicamento.

1.3.1 Objeto de estudio de la Química Orgánica. Características
generales de las sustancias orgánicas. Tipos de cadenas
carbonadas. Importancia de las sustancias orgánicas
El objeto de la química orgánica es precisamente el estudio de la
estructura, propiedades y transformaciones de los compuestos del
carbono. Por esta razón, hoy suele llamarse química de los compues­
tos del carbono, pero prevalece, por cuestiones de respeto histórico
a la ciencia y de hábitos, el nombre “química orgánica”.
Unidos al carbono se encuentran otros elementos en estas sus­
tancias, muy frecuentemente el hidrógeno, también el oxígeno,

31

QUÍMICA

el nitrógeno y con menor frecuencia, el cloro, el fósforo, el azufre
y algunos metales, como el hierro, el sodio, el magnesio y otros.
La química de los compuestos del carbono o química orgánica,
surge como ciencia en la primera mitad del siglo xix, con los trabajos
del químico alemán Friedrich Wöhler, aunque en 1807 el químico
sueco Jöns Jacob Berzelius introdujo el término “química orgánica”
para estudiar los compuestos derivados de organismos vivos.
En 1828 F. Wöhler logró, por simple calentamiento, que la sustan­
cia inorgánica cianato de amonio (NH4NCO) se convirtiera en urea
[(NH2)2CO], una sustancia orgánica de desecho del metabolismo que
se encuentra en la orina de muchos animales.

,

Conoce un poco más

La etimología de la palabra orgánico significa que procede de orga­
nismos vivos, en oposición a inorgánico, que sería el calificativo
asignado a todo lo que carece de vida. Se les dio el nombre de
orgánicos en el siglo xix , por la creencia de que solo podrían ser
sintetizados por organismos vivos. La teoría de que los compuestos
orgánicos eran fundamentalmente diferentes de los inorgánicos,
fue refutada con la síntesis de la urea, un compuesto orgánico por
definición, ya que se encuentra en la orina de organismos vivos,
síntesis realizada a partir de cianato de potasio y sulfato de amonio
por Friedrich Wöhler. A partir de este hecho fueron sintetizadas
en el laboratorio una considerable cantidad de las llamadas sus­
tancias orgánicas.

Este extraordinario descubrimiento permitió que los químicos
comprendieran que, para sintetizar sustancias orgánicas, no era ne­
cesaria la intervención de lo que llamaban “la fuerza vital”, es decir,
los organismos vivos. El experimento del eminente profesor rompió
la artificial frontera creada por la mente del hombre entre sustan­
cias orgánicas e inorgánicas.

32

CAPÍTULO 1

Los compuestos orgánicos presentan un conjunto de propieda­
des generales que los distinguen de las llamadas inorgánicas. La
presencia del átomo de carbono implica la formación de enlaces
covalentes con el hidrógeno, con él mismo y otros elementos pre­
sentes en sus moléculas.
La formación de esos enlaces covalentes con relativa facilidad
para alcanzar una configuración más estable, le permite también
formar cadenas carbonadas abiertas y cíclicas o cerradas. Estas ca­
racterísticas estructurales le confieren propiedades muy específicas.
Veamos en la tabla 1.6.
Tabla 1.6 Algunas características generales de varios compuestos orgánicos
Compuesto
orgánico

Solubilidad
en

Combusti­bilidad

Fusibilidad

H 2O

CCl4

Benceno

No

Sí

Sí

Líquido a temperatura
ambiente

Parafina

No

Sí

Sí

Funde fácilmente

Grasa animal
o vegetal

No

Sí

Sí

Funde fácilmente

Alcohol etílico

Sí

Sí

Sí

Líquido a temperatura
ambiente

Celulosa
(papel de filtro)

No

No

Sí

Se descompone

Como se aprecia en la tabla anterior, las sustancias orgánicas no
se disuelven generalmente en disolventes polares como el agua y
sí lo hacen en aquellos apolares, tales como tetracloruro de carbo­
no, benceno, tolueno y otros. Son combustibles y al combustionar
desprenden mucha energía en forma de calor, lo cual es aprove­
chado por el hombre para satisfacer sus necesidades de energía,
que, muchas veces por la indiscriminada utilización de esta fuente

33

QUÍMICA

de energía, va en detrimento de su propia salud y ocasiona daños
al medio ambiente.
Durante la combustión, además de energía, se liberan grandes
cantidades de gases (dióxido de carbono, monóxido de carbono,
vapor de agua) y hollín (carbono casi puro), según sea completa o
incompleta la combustión. No se puede establecer una demarcación
exacta entre sustancias orgánicas e inorgánicas. Entre ellas hay una
estrecha relación y unas se transforman en otras, según las condicio­
nes en que se verifique la reacción química. No obstante, se puede
identificar que la sustancia es inorgánica si se carboniza.
Tanto en unas como en las otras sustancias, se cumplen las leyes,
hechos, teorías y principios de la ciencia química, pero, en general, las
orgánicas se caracterizan por una mayor complejidad y organización
desde el punto de vista estructural, por lo que existen diferencias en
varias de sus propiedades. Existen compuestos orgánicos con propie­
dades muy parecidas, de modo que constituyen regularidades. La
causa fundamental debe buscarse en la semejanza de sus estructuras
(composición química, tipos de partículas, tipos de enlaces químicos,
ordenamiento espacial de los átomos e interacciones entre ellos).

3

Algo de historia

Destacados profesores de Química hicieron apor­
tes en la conformación de la química orgánica
como ciencia. Entre ellos, el sueco Juan Jacobo de
Berzelius (1779-1848), profesor de Química y Far­
macia en el Instituto Médico de Karolinska, Esto­
colmo, quien en 1807 propuso denominar
orgánicas a las sustancias obtenidas de los seres
vivos y Química Orgánica a la ciencia que las estu­
dia y el alemán Friedrich Wöhler (1800-1882,
figura 1.20), pedagogo y profesor de Química en

34

Juan Jacobo
de Berzelius

CAPÍTULO 1
la Universidad de Gotinga en Baja Sajonia, discí­
pulo del anterior y famoso por la síntesis de la
urea, que contribuyó a la derrota de la teoría vita­
lista. El término orgánica se mantiene por su
carácter histórico.
Friedrich Wöhler

La inmensa mayoría de las sustancias orgánicas son moleculares
con enlaces covalentes apolares o de muy baja polaridad. Esta ca­
racterística las hace ser diferentes en muchos casos a las sustancias
inorgánicas. En décimo grado estudiaste que estos tipos de sustan­
cias se caracterizan por poseer valores de temperatura de fusión y
ebullición relativamente bajos, son aislantes eléctricos y del calor,
también que su dureza varía en dependencia de la fortaleza de las
interacciones intermoleculares.
Los compuestos orgánicos forman cadenas en las cuales dos o
más átomos de carbono se enlazan covalentemente, carbono-car­
bono mediante enlaces simples, dobles o triples, por eso se les llama
cadenas carbonadas. Constituyen el esqueleto de prácticamente to­
dos los compuestos orgánicos.
También pueden enlazarse al átomo de carbono otros átomos
de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, halógenos, para dar lugar a mi­
llones de moléculas con diferentes estructuras; de modo que los
átomos pueden unirse para formar compuestos sólo en proporcio­
nes determinadas por su valencia. En este sentido, se conoce que, en
1858, el alemán Friedrich August Kekulé (1829-1896) publicó su tesis
sobre el enlace químico del carbono, que consistían en:
■ 1.º; el átomo de carbono es tetravalente (o sea, de valencia 4).
■ 2.º; un átomo de carbono puede formar enlaces con otros átomos

de carbono y por tanto perder parte de su propiedad de unión con
otros elementos.

35

QUÍMICA
■ 3.º; un átomo de carbono puede formar enlaces de tipo múltiple

(dobles o triples) con otros átomos.
■ 4.º; los átomos de carbono pueden formar anillos (cadenas
cerradas o anillos).

3

Algo de historia

El profesor alemán Friedrich August Kekulé
(1829-1896), director del Instituto de Química
de la Universidad de Bonn, prominente químico
orgánico, es considerado uno de los principales
fundadores de la teoría de la estructura química.
Friedrich
August Kekulé

Se conocía desde mediados del siglo xix que una misma sustancia
orgánica se podía representar por varias fórmulas y que una misma
fórmula representaba a más de una sustancia. Por ejemplo; C6H12O6
representa a la glucosa y a la vez a la fructosa; ¿cómo explicar esto?
La química orgánica demandaba una solución inmediata a la
pregunta básica: ¿Son las moléculas orgánicas una acumulación des­
ordenada de átomos o son partículas con una arquitectura definida,
con una estructura que puede establecerse investigando las propie­
dades de las sustancias?
Una nueva época de esta ciencia surge con el origen de la teoría
de la estructura química; la figura más relevante en la creación y
sustentación de esta teoría es el científico ruso Alexander Mijaylo­
vich Bútlerov (1828-1886).
La esencia de su teoría plantea: La naturaleza química de una sustancia compuesta queda determinada por la naturaleza, cantidad y
estructura química de las partículas elementales que la componen.

36

CAPÍTULO 1

¿Cuáles son las características de una estructura química?: la com­
posición atómica, el tipo de partículas, el ordenamiento espacial de
estas, el enlace químico entre ellas, su naturaleza química. Todas es­
tas características constituyen la estructura química. Representadas
por fórmulas llamadas fórmulas estructurales, de estas la que más
utilizaremos es la fórmula semidesarrollada.
De acuerdo con A. M. Bútlerov:
■ En las moléculas, los átomos no están dispuestos de forma desor­

denada, sino que están unidos mutuamente en una secuencia bien
determinada de acuerdo con su valencia.
■ Las propiedades de las sustancias no solo dependen de los ele­

mentos que la forman, ni de la cantidad de átomos que ten­
gan, sino también de la secuencia de unión de dichos átomos
en las moléculas, es decir, del orden de la influencia mutua y
de su estructura.
En esto consiste el concepto general de Bútlerov: todos los átomos
que forman la molécula de una sustancia compleja interaccionan
entre sí. A la distribución de las interacciones determinada por el
orden de enlace de los átomos, Bútlerov la denominaba estructura
química; fue el primero en usar dicha denominación.

3

Algo de historia

El químico ruso Alexander M. Bútlerov (1828-1886),
profesor en las universidades de Kazán y San
Petersburgo, fue quien introdujo el concepto
estructura química para indicar el enlace mutuo
entre los átomos en un compuesto.
Alexander M.
Bútlerov

37

QUÍMICA

Las cadenas carbonadas pueden ser cortas, largas, ramificadas
(con sustituyentes), en forma de anillos (llamadas cíclicas), de anillos
con cadenas laterales, de anillos con otros anillos, entre otras. Ade­
más, el enlace de estos átomos de carbono se puede realizar en
diferentes disposiciones. Ejemplos de diferentes tipos de cadenas se
te muestran en la figura 1.19:
Cadena no ramificada o lineal
a) C

C

C

C

C

Cadenas ramificadas b) y c)
b) C

C

C

C

c)

C
C

C

C

C
C

C

C

Cadenas cerradas (anillos)
d)

C

e)
C

C

C

C

Fig. 1.19 Ejemplos de tipos de cadenas carbonadas

Observa en la figura 1.23 que, para el caso a, sus átomos están dis­
tribuidos de forma lineal y para los casos b y c tienen ramificaciones.
También, estas tres cadenas son abiertas, pues no constituyen un ciclo o
anillo. Existen cadenas carbonadas cerradas, en anillo o también llama­
das cíclicas como son las de los casos d y e.
Cuando estas cadenas carbonadas son completadas de acuerdo a la
valencia de los átomos de los elementos químicos presentes, se obtiene
la representación del compuesto químico, es decir, la fórmula química.
La fórmula química puede ser una fórmula desarrollada cuando
en la representación se observan todos los enlaces químicos de cada
átomo presente, mientras que, en la fórmula semidesarrollada solo
se observan los enlaces de la cadena carbonada y se omiten los en­
laces con el hidrógeno. También hay otra fórmula llamada
líneoangular, en la que solo se observan líneas (segmentos) que
indican los enlaces entre los átomos de carbono (no aparecen

38

CAPÍTULO 1

generalmente los enlaces C – H). Algunos ejemplos de lo anterior
podrás encontrarlos en la figura 1.20.

Fig. 1.20 Diferentes formas de representación de cadenas carbonadas

En los tres casos que muestra la figura 1.24 se trata del pentano,
que es un alcano, hidrocarburo de 5 átomos de carbono y 12 de
hidrógeno. En cuanto a otros alcanos de cadenas ramificadas, pue­
den representarse solo los esqueletos carbonados, como muestra
la figura 1.21. Observa que en cada extremo del enlace debe apa­
recer un átomo de carbono.

Fig. 1.21 Ejemplos de esqueletos carbonados

Las tres estructuras poseen la misma fórmula química global
(C5H12) y constituyen el mismo compuesto. Se representan mediante
diferentes modelos estructurales, pero la disposición de los átomos
es la misma, por lo que tienen iguales propiedades por pertenecer
al mismo compuesto.
Importancia de los compuestos orgánicos
Cuando hablamos del desarrollo de un país y del bienestar de
las personas, de confort en el hogar, de alimentación, de fármacos,

39

QUÍMICA

vestuarios, implementos deportivos, jabonería y perfumería, de las
industrias automovilística, electrónica, de gomas y pinturas, del pe­
tróleo y el azúcar, de nuevos tipos de materiales de la construcción,
de la búsqueda de nuevos combustibles y de nuevas fuentes de
energía renovables; estamos hablando de química, en la que más
del 90 % de los compuestos utilizados e investigados son orgánicos.
Ejemplos de compuestos que son utilizados como materia prima
o de forma directa en la producción industrial son: el eteno, prope­
no, etino, metano, benceno, anilina, ácido etanoico, éter dietílico,
cloroformo, etanol, propanona, estireno, metanal, fenol, glicerina,
etilenglicol, isoctano, caucho, cera, miel, glucosa, parafina, cloruro
de vinilo, entre otros.

Comprueba lo aprendido
1.17 ¿Cuál es la valencia o capacidad de enlace del átomo de carbo­
no en las sustancias orgánicas? Fundamenta tu respuesta.
1.18 Representa varios tipos de cadenas carbonadas que contengan
6 átomos de carbono.
1.19 Un compuesto orgánico está constituido por 5 átomos de car­
bono y 12 átomos de hidrógeno. Se conoce que su cadena car­
bonada es no ramificada. Representa sus fórmulas químicas
global, semidesarrollada, desarrollada.
1.20 En la molécula del etano (CH3 – CH3), un hidrocarburo de
2 átomos de carbono enlazados covalentemente y seis átomos
de hidró­
geno, todos los enlaces son equivalentes energéti­
camente. ¿Cómo se explica esta particularidad?
1.21 Representa:
a) Las posibles cadenas carbonadas de un hidrocarburo de
7 átomos de carbono y 16 átomos de hidrógeno (C7H16).

40

CAPÍTULO 1
b) Representa la cadena carbonada de un hidrocarburo cíclico de
5 átomos de carbono consecutivos unidos entre sí por simples
enlaces.

1.3.2 Clasificación de las sustancias orgánicas.
Grupos funcionales. Funciones químicas
Como recordarás de lo aprendido en décimo grado, las clases de
sustancias o función química son aquellas especies de composición
química definida, con propiedades que les son comunes, en virtud
de la semejanza en sus estructuras y, por tanto, tienen un compor­
tamiento que les es propio.
También existen compuestos orgánicos con propiedades muy
parecidas, de modo que constituyen regularidades. La causa
fundamental debe buscarse en la semejanza de sus estructuras
(composición química, tipo de partículas, tipo de enlaces químicos,
ordenamiento espacial de los átomos e interacciones entre ellos).
En estas estructuras se encuentran átomos o grupos de átomos
que les confieren a las moléculas tales propiedades, son los llama­
dos grupos funcionales.
El grupo funcional en el contexto de la química orgánica, pue­
de definirse como aquel átomo o grupo de átomos que se une a
una cadena carbonada y es el principal responsable de las propieda­
des físicas y químicas de estas sustancias. Así tenemos las diferentes
clases de sustancias orgánicas o función química, cada una de ellas
tiene un grupo funcional que las caracteriza.
Es característico de las sustancias orgánicas presentar grupos fun­
cionales comunes que les permiten constituir series o familias. De este
modo, podemos encontrar sustancias como los alcoholes, con uno o
varios grupos hidroxilo (OH). Este agrupamiento es, en mayor medi­
da, la causa de la mayoría de las propiedades de los alcoholes. Así,
tenemos las diferentes clases de sustancias orgánicas o función quí­
mica, que se caracterizan por el grupo funcional que las identifica.

41

QUÍMICA

A continuación, puedes observar tipos de sustancias orgánicas
con sus grupos funcionales en la tabla 1.7. Solo mostramos ejemplos
de sus nombres y la fórmula general.
Tabla 1.7 Clases de sustancias orgánicas y sus grupos funcionales

Función
química

Fórmula
general

Grupo
funcional/
Característica
principal

Alcanos

CnH2n+2

Simple enlace

–ano

CH3– CH3
etano

Alquenos

CnH2n

Doble enlace

–eno

CH2 = CH2
eteno

Alquinos

CnH2n – 2

Triple enlace

-ino

CH ≡ CH
etino

Alcoholes

CnH2n + 2OH

– OH
hidroxilo

–ol

CH3 – OH
metanol

Aldehídos

CnH2nO

C=O
carbonilo

–al

CH3 – CHO
etanal

Cetonas

CnH2nO

C=O
carbonilo

–ona

CH3 – CO – CH3
propanona

Ácidos
monocar­
boxílicos

CnH2nO2

COOH
carboxilo

ácido...
–oico

CH3 – COOH
ácido etanoico

Aminas

CnH2n + 1 – NH2
primarias

– NH2
amino

–amina

CH3 – NH2
metilamina

Terminación

Ejemplo

Comprueba lo aprendido
1.22 Identifica, encerrándolos en un círculo, los grupos funciona­
les presentes en las sustancias representadas por las fórmulas
químicas siguientes:

42

CAPÍTULO 1

a) CH3 – CH2OH
b) CH3 – NH2
c) CH3 – COOH
d) CH3 – CO – CH3
e) HO – CH2 – CH2 – OH
f) CH3 – O – CH3
g) H2C = CH – CH3
1.22.1 Refiere a cuál función química pertenece cada una.
1.22.2 ¿Cuáles pertenecen a la misma función química?

Fundamenta.

'

Conéctate

Indaga sobre las diferencias que existen entre las sustancias orgánicas
y las inorgánicas en www.wikipedia.com. Realiza un resumen de este
aspecto. ¿Son totalmente diferentes?

1.3.3 Comparación entre las sustancias orgánicas
y las sustancias inorgánicas
Como ya conoces de grados anteriores, las sustancias inorgánicas
tienen composición muy variada de una a otra y no son muy nume­
rosas aquellas que poseen un elemento común. De manera general,
poseen propiedades opuestas a las sustancias orgánicas, aunque no
existe una delimitación muy estricta entre las sustancias orgánicas y
las inorgánicas.
Los óxidos del carbono (CO y CO2), los carbonatos y algunas otras
sustancias (tal como se analizó anteriormente), por contener carbo­
no, todas ellas pudieran considerarse orgánicas, pero, de acuerdo con
sus propiedades, se diferencian de las que aparecen en la tabla 1.7 y
más bien se aproximan a las inorgánicas, razón por la cual se estu­
dian en Química Inorgánica. No obstante, a partir de las sustancias

43

QUÍMICA

inorgánicas se pueden obtener compuestos orgánicos y viceversa. No
se puede establecer una demarcación exacta entre sustancias orgá­
nicas e inorgánicas. Entre ellas hay una estrecha relación y unas se
transforman en otras, según las condiciones en que se verifique la
reacción química.
Tanto en unas como en las otras sustancias se cumplen las leyes,
hechos, teorías y principios de la ciencia química, pero en general
las orgánicas se caracterizan por una mayor complejidad y organiza­
ción desde el punto vista estructural. Por lo que existen diferencias
en varias de sus propiedades. La naturaleza se presenta siempre ante
nuestros sentidos con una gran diversidad; diversas son las especies
animales y vegetales, diversa es la esencia del hombre, diversa, por
tanto, es también la ciencia.
La existencia de dos ramas de la ciencia química, la química
inor­gánica y la química orgánica, es precisamente una manera de
expresar tal diversidad. Pudiera parecer que están muy separadas y
que una y otra no se relacionan. Todo lo contrario, ambas ramas se
complementan y se relacionan íntimamente.
El experimento del profesor F. Wöhler, en 1828, al calentar el cianato
de amonio y obtener urea, demostró muy temprano, en los albores de
esta parte de la química, que no hay fronteras entre una rama y la otra.
Entre las sustancias orgánicas se suceden procesos de transfor­
maciones en los que una genera otra, probablemente orgánica
también o inorgánica. Por ejemplo; un hidrocarburo puede reaccio­
nar con una molécula de un halógeno (como Cl2, que es inorgánico)
y formar un derivado halogenado, R-X, en el que X es el halógeno
y R la cadena del hidrocarburo. Luego, por hidrólisis básica, forma
un alcohol monohidroxilado. La posterior oxidación del alcohol pro­
duce un aldehído, que es alcohol deshidrogenado y, si la oxidación
continúa, se produce un ácido monocarboxílico.
En el esquema 1 se muestra la relación genética entre los princi­
pales tipos de sustancias que estudiarás en el curso.

44

CAPÍTULO 1
Esquema 1 Relación genética entre sustancias orgánicas

Reacciones de adición: 1,2, 3, 4, 5
Reacciones de sustitución: 6
Eliminación intermolecular (deshidratación): 7
Reacciones de oxidación: 8, 9, 10, 11
Reacciones de esterificación: 12
Hidrólisis de ésteres: 13
Reacciones de reducción: 14, 15
Se comprende de estas relaciones que, partiendo de sustancias
sencillas, con una secuencia lógica de transformaciones, se llega a
otras más complejas. Los cambios antes descritos demuestran convin­
centemente que tras ellos se genera el desarrollo, hay movimiento,
hay progreso. De tal manera, los fenómenos químicos significan

45

QUÍMICA

pasos de un nivel de desarrollo a otro, el surgimiento de algo nuevo
en un plano superior.
Se puede concluir planteando que la existencia de dos ramas de la
ciencia química, la inorgánica y la orgánica, son artificios creados por
el hombre para comprender y estudiar mejor a las sustancias, pero la
química es una sola ciencia, como también se demuestra que el uni­
verso es uno solo y que el movimiento químico se rige por las leyes
del desarrollo de la materia. La naturaleza es tal como es, sin quitarle
ni agregarle nada. Los hechos y fenómenos descritos confirman que
nada existe de manera aislada, que todo está concatenado.

Comprueba lo aprendido
1.23 El metano (CH4) es de las sustancias orgánicas más sencillas.
Esta sustancia no se disuelve en el agua; sin embargo, el carbo­
nato de sodio, que también contiene carbono, sí se disuelve.
Explica esta situación contradictoria.
1.24 La sacarosa o azúcar común es una sustancia orgánica de fórmu­
la molecular C12H22O11. Cuando se calienta por encima de su tem­
peratura de fusión se descompone en carbón y agua.
a) ¿Qué nos demuestra este hecho?
b) Escribe la ecuación de esta reacción química.
c) La sacarosa se disuelve en agua, contrariamente de lo que se
esperaba para este tipo de sustancia. Indaga sobre las cau­
sas de este fenómeno.

1.25 Menciona algunas de las características generales que diferen­
cian a los compuestos orgánicos de los inorgánicos.
1.26 Critica la siguiente afirmación:
Entre las sustancias inorgánicas y orgánicas no existe relación
alguna.

46

CAPÍTULO 1

Resumen y ejercitación
■ El elemento carbono se ubica en el grupo IVA (14) del sistema

periódico. Por tanto, en su capa de valencia se ubican 4 electrones.
■ La gran versatilidad del carbono, al usar sus cuatro enlaces de valen­

cia en la formación de compuestos, unida a la disposición tridimen­
sional de estos enlaces, puede originar una enorme complejidad
estructural y la existencia de millones de compuestos orgánicos.
■ El átomo de carbono está presente en la inmensa mayoría de los

compuestos que forman la base de los organismos vivos.
■ Se conocen varias formas alotrópicas del carbono: grafito, dia­

mante, fullerenos.
■ La química orgánica es la química de los compuestos del carbono.
■ El objeto de estudio de la química orgánica es la estructura, propie­

dades y transformaciones de los compuestos del carbono.
■ Las leyes y principios que se revelan en los sistemas inorgánicos

también tienen validez para los sistemas orgánicos.
■ Entre compuestos orgánicos e inorgánicos existen diferencias en

un grupo de propiedades que los identifican.
■ La química está basada en leyes comunes para todos los sistemas

químicos. Entre las sustancias orgánicas e inorgánicas existen
relaciones genéticas que evidencian las transformaciones de
unas sustancias en otras.
■ Dentro de la ciencia química los compuestos orgánicos se carac­

terizan por una gran complejidad y organización desde el punto
de vista estructural.
■ El orbital atómico es la región del espacio donde, con mayor pro­

babilidad, se encuentra el electrón.
■ La notación nlx se utiliza para realizar la distribución electrónica de

un átomo. Hay dos maneras de realizarla: por niveles de energía y
por subniveles.

47

QUÍMICA
■ Para realizar la distribución electrónica de un átomo deben

seguirse ciertas reglas.
■ La fórmula estructural de un compuesto nos proporciona una

gran cantidad de información. A partir de ella se puede deducir
la fórmula química global y muchas propiedades químicas y físicas
de las sustancias.
■ La mayoría de las sustancias orgánicas se caracterizan por presen­

tar enlaces covalentes.

1.27 ¿Cómo pueden existir tantos compuestos que contengan áto­
mos del elemento químico carbono?
1.28 El metano es el más sencillo de los hidrocarburos.
a) ¿En qué secuencia se han unido los átomos en la molécula
de este compuesto?
b) Representa el modelo.
c) ¿Cuál es la valencia de cada átomo?
d) ¿Podrá existir otra estructura del metano en la que se cum­
plan exactamente las reglas de Kekulé? Explica.

1.29 ¿En qué consiste la teoría de la estructura química? Explica con
ejemplos.
Desafío
2. El enlace C-H en el metano (CH4) es covalente polar. Sin embar­

go, esta molécula es apolar, ¿qué explicación puedes dar a este
hecho?

48

CAPÍTULO 2
Los hidrocarburos.
Las sustancias orgánicas más sencillas

L

os hidrocarburos constituyen los compuestos orgánicos químicamente más sencillos, formados únicamente por carbono e
hidrógeno. La palabra hidrocarburo deriva de hidro (hidrógeno)
y carburo (carbono). Son los compuestos básicos de la química orgánica y tienen como fuente natural el petróleo, sus gases acompañantes
y el alquitrán de hulla.
La utilidad fundamental de estos compuestos es como combustibles, aunque también se emplean como disolventes y materia prima
para obtener polímeros y otras sustancias, entre las que se encuentran
los plásticos. Estos compuestos pueden encontrarse en la naturaleza
en los tres estados de agregación: sólidos, líquidos y gaseosos. Los
líquidos que se extraen directamente de acumulaciones geológicas
constituyen el petróleo y los que se hallan en estado gaseoso constituyen el gas natural.
El gas natural es un buen combustible. Está formado princi­palmente
de metano (79 % a 97 %), en dependencia del yacimiento. También
puede contener etano, propano, butano, nitrógeno, dióxido de carbono y vapor de agua, estos últimos en menor proporción.
La explotación de los hidrocarburos constituye hoy una actividad económica de gran importancia, pues forman parte de los

49

QUÍMICA

principales combustibles fósiles (petróleo y gas natural), así como de
todo tipo de plásticos, ceras y lubricantes.
En Cuba se hacen enormes esfuerzos por alcanzar una mayor y
más racional explotación de los recursos energéticos que existen en
el subsuelo. En la llamada zona exclusiva que le pertenece al país
en el Golfo de México, se calcula que hay depósitos importantes de
hidrocarburos, a grandes profundidades y en ella el Estado cubano
realiza esfuerzos en exploraciones a riesgos, con la colaboración de
otros países. Ello representa una posibilidad de que la economía alcance mayores niveles de desarrollo en un futuro no lejano.
La explotación indiscriminada de los llamados combustibles fósiles ha provocado serias afectaciones ecológicas, lo que conlleva al
progresivo cambio climático que afecta a otras actividades humanas, como la agricultura y el consumo de agua potable. También la
acumu­lación de gases de efecto invernadero ha alterado los ecosistemas, los cuales aún no se adaptan a estos cambios y se ve amenazado
el desarrollo sostenible y la salud de la población mundial.

2.1 Hidrocarburos saturados. Alcanos
La palabra alcano es un neologismo compuesto por alc, de alc (ohol)
y el sufijo -ano, establecido para nombrar a los hidrocarburos saturados.
Antiguamente se pensaba que los alcanos eran derivados del alcohol,
una de las primeras sustancias conocidas primero por el hombre. Los
alcanos son hidrocarburos saturados y puedes identificarlos por la presencia de un enlace simple entre sus átomos de carbono.

2.1.1 Alcanos. Estructura. Serie homóloga y fórmula química
general. Propiedades físicas
Los hidrocarburos saturados o alcanos están constituidos por átomos
de carbono e hidrógeno, en los que todos los enlaces son simples: C – C

50

CAPÍTULO 2

y C – H. Son enlaces covalentes (enlaces sigma σ), fuertes, difíciles de
romper. La fórmula química general de los alcanos es CnH2n + 2. Sobre la
base de esta fórmula química general, si se toma para n valores a partir
de 1, se puede escribir la fórmula química global que corresponde a uno
o más alcanos. Observa en la tabla 2.1.
Tabla 2.1 Fórmula química global que corresponde
a uno o más alcanos
Valores de n

Fórmula química global

n=1

CH4

n=2

C2H6

n=3

C3H8

n=4

C4H10

n=5

C5H12

n=6

C6H14

A partir de n = 4, una misma fórmula química global puede representar a distintos alcanos, pues su estructura puede ser diferente.
Los hidrocarburos se pueden clasificar según diferentes criterios, atendiendo al tipo de enlace C – C, pueden ser saturados o no
saturados. También, según la forma de la cadena carbonada, son
acíclicos o cíclicos. A continuación, te ofrecemos algunos ejemplos
de estos tipos de compuestos:

hidrocarburos saturados

hidrocarburos no saturados

Estructura de los alcanos
El metano, de fórmula general CH4, es el hidrocarburo más sencillo y pertenece a la familia (función química) de los alcanos. Desde

51

QUÍMICA

la antigüedad se demostró por vías experimentales que la molécula
de metano tiene una forma tetraédrica. Sin embargo, la justificación de esta estructura no se pudo establecer hasta el desarrollo de
la teoría mecanocuántica entre los años 1920 y 1930.
Observa en la figura 2.1 cómo el átomo de carbono en su estado
fundamental tiene dos electrones desapareados en el orbital p.
Según esta naturaleza, debería esperarse que en lugar de formar
CH4, el carbono se uniera sólo a dos átomos de hidrógeno y formar CH2,
dejando vacío un orbital 2p.

Fig. 2.1 Estado electrónico fundamental
del carbono

Sin embargo, el CH2 no existe como compuesto químico. Por
adición de 401,28 kJ/mol de energía a un átomo de carbono, uno
de los electrones 2s puede promocionarse (suministrando energía) hasta formar otro orbital 2p, dando lugar a una configuración
electrónica diferente a la anterior. Observa en la figura 2.2 que,
al promocionar un electrón desde el orbital 2s al 2p, el átomo de
carbono tiene disponibles cuatro electrones para formar cuatro enlaces covalentes y de esta forma puede adoptar la configuración
electrónica de gas noble.
Este razonamiento explica por qué el átomo de carbono es tetravalente en lugar de divalente. Sin embargo, no explica la forma tetraédrica

52

CAPÍTULO 2

de la molécula de metano y que los cuatro enlaces son energéticamente iguales. Para explicar lo anterior se desarrolló la Teoría de la
hibri­dación, que plantea para este caso que, en los cuatro enlaces de
la molécula, el átomo de carbono se hibrida formando cuatro enlaces
del tipo sp3, ello significa que, de cuatro partes, una corresponde a la
contribución del orbital s y tres partes a la contribución del orbital p.

Fig. 2.2 Estado electrónico del átomo de carbono excitado

La molécula del metano (figura 2.3) es un tetraedro perfecto con
ángulos de enlaces de 109,5º. La distancia de enlace C-H es de 1, 09Å.
La hibridación sp3 en el átomo de carbono explica su estructura.

Fig. 2.3 Estructura de la molécula de metano

53

QUÍMICA

A todos los átomos de carbono en los alcanos se les asigna hibridación sp3. Aunque sus fórmulas se representan lineales, en
realidad las moléculas están en zigzag, ya que cada carbono forma
a su alrededor tetraedros. Los alcanos que se diferencian en uno o
más grupos CH2 son homólogos entre sí.

Serie homóloga
Si hacemos una representación de los compuestos orgánicos
que contienen carbono e hidrógeno solamente, comenzando por
el más sencillo; notamos que la diferencia entre una estructura y la
siguiente es una unidad – CH2- (metilénica).
Cuando en una secuencia de estructuras, ocurre que la diferencia
de una a otra u otras unidades es una unidad – CH2– (metilénica),
se dice que esos conjuntos de compuestos pertenecen a una serie
homóloga. Estas facilitan el estudio de las familias de sustancias,
ya que, al conocer las propiedades del miembro más sencillo, se
puede tener una idea de las propiedades del resto de la serie.
La serie homóloga es una disposición de homólogos que se
diferencian entre sí solo en la longitud de la cadena carbonada,
manteniendo constante cualquier otra característica estructural;
se representan de menor masa molar a mayor masa molar. La tabla 2.2 es un fragmento de la serie homóloga de los alcanos no
ramificados. Observa en ella la variación de las propiedades físicas
de estos compuestos con el incremento de la cadena carbonada
y su masa molar.

54

CAPÍTULO 2
Tabla 2.2 Fragmento de la serie homóloga de los alcanos
y algunas propiedades físicas
Número
de átomos
de carbono

Masa
molar

Fórmula semi­
de­sarrollada

Temperatura
de ebullición
(°C)

1

16

CH4

–162

2

30

CH3– CH3

-89

3

44

CH3– CH2– CH3

-42

4

56

CH3–(CH2)2– CH3

0

5

68

CH3–(CH2)3– CH3

36

6

80

CH3–(CH2)4– CH3

69

Solubilidad
en agua

Prácticamente
insoluble
Prácticamente
insoluble
Prácticamente
insoluble
Prácticamente
insoluble
Prácticamente
insoluble
Prácticamente
insoluble

Propiedades físicas de los alcanos
Las propiedades físicas de estos compuestos varían en dependencia de su estructura. En la tabla 2.2 puedes apreciar que los valores
de temperatura de ebullición en los alcanos de cadena lineal se incrementan regularmente con el aumento de la masa molar. De esta
forma, los cuatro primeros miembros de la serie homóloga de los
alcanos son gases a temperatura ambiente, el pentano y el resto de
los alcanos hasta 17 átomos de carbono son líquidos y de 18 átomos
de carbono en adelante son sólidos.

55

QUÍMICA

Entre las moléculas no polares, como los alcanos, es necesario
considerar que las fuerzas intermoleculares son muy débiles y se
conocen como fuerzas de dispersión de London. Por esta razón es
que, al aumentar la masa molar en la serie homóloga, aumentan
las interacciones intermoleculares y con ello las temperaturas
de ebullición.

En el caso de los alcanos que presentan el mismo número de
átomos de carbono, pero diferente disposición de los átomos en la
cadena (isómeros) mientras mayor sea la cantidad de ramificaciones,
menores serán las fuerzas intermoleculares; esto explica por qué, al
ramificarse la cadena, la forma de la molécula se aproxima a la de
una esfera, con lo cual disminuye el volumen y con ello el valor de
las fuerzas intermoleculares, así como la temperatura de ebullición.
Las temperaturas de fusión, al igual que las de ebullición, crecen a medida que aumenta la masa molar de estos compuestos,
aunque no lo hacen de manera regular como las temperaturas de ebullición.
La temperatura de fusión refleja la estabilidad de la red cristalina (estado sólido). Mientras más compacto sea el cristal, mayor
será la energía necesaria para su fusión. Por lo tanto, mientras
mayor simetría posea la molécula, mayor posibilidad de acoplamiento existe entre una y otra molécula en la red, habrá más
compactación entre ellas, y mayor será la temperatura de fusión (figura 2.4).

56

CAPÍTULO 2

Fig. 2.4 Gráfico de valores de temperatura
de fusión de los alcanos normales

De acuerdo con la regla empírica de que sustancias semejantes
(de igual naturaleza química) son solubles entre sí (lo semejante
disuelve a lo semejante), los alcanos, por ser apolares, son solubles en disolventes apolares como éter de petróleo, benceno,
cloroformo y otros. Por otro lado, son poco solubles en disolventes
polares como el agua.
Los alcanos son poco densos. En la serie homóloga la densidad
va aumentando con el incremento de la masa molar hasta un valor
aproximado de 0,8 g/mL. Por tanto, son menos densos que el agua
y, en una mezcla de un alcano con el agua, la fase superior corresponde al alcano.

57

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
2.1 Identifica, de acuerdo con la fórmula general, si las fórmulas químicas globales siguientes corresponden a alcanos.
Argumenta.
a) C5H10
b) C5H12
c) C5H14
d) C5H16

2.2 ¿Podemos afirmar que los compuestos de fórmula C2H6 y C3H8,
pertenecen a la misma serie homóloga? Explica.
a) ¿Son homólogos el metano y el metilpropano? Argumenta.

2.3 Determina si son homólogos los compuestos representados a
continuación. Explica tu respuesta.
a) CH2 = CH – CH2– CH3 y CH3– CH2– CH2– CH3
b) CH3– CH2– CH2– CH3 y CH4
2.3.1 Escribe la fórmula química global de los compuestos re-

presentados en el inciso a.

2.4 Escribe las fórmulas químicas semidesarrolladas del homólogo
inferior y del superior del pentano.
2.5 Tres alcanos diferentes tienen las masas molares siguientes:
282 g/mol–1, 16 g/mol–1 y 72 g/mol–1. Se sabe que uno es un gas;
otro, un líquido y el último, una sustancia sólida.
a) ¿Qué masa molar corresponde a cada uno?
b) ¿Qué fórmula química global tiene el compuesto gaseoso?
c) Representa una fórmula química semidesarrollada de un
homólogo del compuesto líquido.

58

CAPÍTULO 2

2.6 Indaga acerca de las características de las fuerzas intermoleculares de Van der Waals.
2.7 Argumenta las afirmaciones siguientes:
■ El propano es un gas a temperatura ambiente.
■ La temperatura de ebullición del butano es mayor que la del

etano.
■ Las temperaturas de ebullición y de fusión del butano son

mayores que la del etano.
■ El alcano de fórmula química global C 5 H 12 es menos

denso que el agua.

2.8 El etano (C2H6) es soluble en el disolvente orgánico tetracloruro de carbono, pero no lo es en agua. ¿Cómo se explica
este hecho?
Desafío
3. La fórmula química desarrollada del tetracloruro de carbono es:

a) De acuerdo con la disposición espacial tetraédrica similar a
la del metano, representa el átomo hibridado y clasifica el
tipo de hibridación.

59

QUÍMICA

2.1.2 Nomenclatura química y notación química de los alcanos
de cadena lineal y ramificada. Grupos alquílicos
Las reglas que se utilizan para nombrar los alcanos son las emitidas por la Unión Internacional de la Química Pura y Aplicada
(UIQPA), cuyas siglas en inglés son IUPAC. Para la aplicación de
estas reglas, primeramente, es necesario conocer la estructura de
los compuestos que se van a nombrar.
Para nombrar los compuestos orgánicos se utilizan prefijos
que indican el número de átomos de carbono de la molécula.
Como prefijos se utilizan numerales griegos o latinos, excepto los
cuatro primeros que se relacionan con la historia de las sustancias
orgánicas. La tabla 2.3 puede ser útil para comenzar el aprendizaje de la nomenclatura de estos compuestos.
Tabla 2.3 Los prefijos y sufijos utilizados de acuerdo
con el número de átomos de carbono
y la función química alcano
Número de átomos
de carbono

Prefijo

Sufijo
de esta función

1

met

-ano

2

et

-ano

3

prop

-ano

4

but

-ano

5

pent

-ano

6

hex

-ano

Nomenclatura química de los alcanos
Para nombrar los alcanos lineales (no ramificados) se sigue la siguiente regla: de acuerdo con la cantidad de átomos de carbono,

60

CAPÍTULO 2

se utiliza el prefijo correspondiente y se añade como terminación
el sufijo -ano.
Verifica los nombres que se corresponden con las fórmulas que se
muestran en la tabla 2.4.
Tabla 2.4 Fórmulas y nombres de algunos alcanos
de cadena lineal
Fórmulas semidesarrolladas
de los alcanos correspondientes

Nombre
del alcano

CH4

metano

CH3– CH3

etano

CH3– CH2– CH3

propano

CH3– CH2– CH2– CH3

butano

CH3– CH2– CH2– CH2– CH3

pentano

CH3– CH2– CH2– CH2– CH2– CH3

hexano

Para escribir la fórmula química semidesarrollada dado el nombre del alcano lineal se siguen los pasos siguientes:
1. Se escribe la cantidad de carbonos según el prefijo.
2. Completa el hidrocarburo colocando la cantidad de hidrógenos
necesarios para satisfacer la tetravalencia del carbono.
Ejemplo: pentano
1. C – C – C – C – C
2. CH3– CH2– CH2 – CH2 – CH3
Grupos alquilos o alquílicos
En la fórmula general de los alcanos R – H, R significa un grupo
alquílico; es decir, la cadena carbonada con una valencia vacante a

61

QUÍMICA

la que se puede ocupar por H, en este caso o por un átomo de distintos elementos formando nuevas estructuras. Observa la tabla 2.5.
Tabla 2.5 Algunos grupos alquílicos y sus nombres
Grupos alquílicos

Nombres

CH3–

metilo

CH3 – CH2 –

etilo

CH3 – CH2 – CH2 –

propilo (1-propilo)

En los alcanos ramificados, algunos de estos grupos están presentes como ramificaciones, en las que un compuesto químico
puede tener varias cadenas carbonadas y la principal es la de mayor
cantidad de átomos de carbono. En el nombre de estos alcanos al
grupo alquílico se le quita la o final: por ejemplo, etilo se llama en
el alcano, etil.
Para nombrar los alcanos ramificados
1. Se selecciona la cadena más larga o cadena principal (mayor can-

tidad de átomos de carbono) y se enumera comenzando por el
extremo que tenga más cerca un sustituyente o ramificación. Si
hay dos ramificaciones igualmente distantes de los extremos,
se comienza a numerar a partir del extremo más próximo a
la más sencilla.
2. Se nombran los grupos alquilos en orden alfabético, indicando

con un número, si es necesario, su posición en la cadena principal.
3. Los números se separan del nombre de los radicales me-

diante guiones y cuando hay varios números se separan por
comas. Los nombres de los grupos se agregan como prefijos
al nombre básico de la cadena principal. Observa los ejemplos
de la tabla 2.6.

62

CAPÍTULO 2
Tabla 2.6 Fórmulas químicas semidesarrolladas de algunos alcanos
ramificados y sus nombres
Número

Fórmulas semidesarrolladas
de algunos alcanos ramificados

Nombre del alcano
ramificado

1

CH3 – CH2 – CH(CH3) – CH3

metilbutano

2

CH3 – CH(CH3) – CH(CH3) – CH3

2,3-dimetilbutano

3

CH3 – CH2 – CH2 – CH(CH3) – CH2 – CH3

3-metilhexano

4

CH3 – CH(CH3) – CH2 – CH(CH3) – CH2 – CH3

2,4-dimetilhexano

5

CH3 – CH(CH3) – CH(CH2 – CH3) – CH2 – CH3

3-etil-2-metilpentano

6

CH3 – CH2 – CH(CH3) – CH(CH2 – CH3) – CH3

3,4-dimetilhexano

A continuación, te proponemos realizar un análisis de los ejemplos que se mostraron anteriormente:
1. La cadena más larga es de 4 átomos de carbono y no es necesario

colocar el número en el nombre ya que solo es posible formar un
metilbutano, es decir, no existe el 3-metilbutano.
2. La cadena más larga es de 4 átomos de carbono, los sustituyentes

son iguales y están a igual distancia de cada extremo.
3. La cadena más larga es de 6 átomos de carbono y el sustituyente

está más cerca del extremo derecho, por lo que se comienza a
numerar por ese extremo.
4. La cadena más larga es de 6 átomos de carbono, los sustituyen-

tes son iguales, pero, uno está más próximo a un extremo que el
otro, por lo que se comienza a numerar por ese extremo.
5. Dos cadenas con 5 átomos de carbono e igual cantidad de rami-

ficaciones, dos sustituyentes distintos, se numera por el extremo
más cerca de un sustituyente, pero al nombrar se tiene en cuenta
el orden alfabético.

63

QUÍMICA
6. La cadena más larga no es la lineal, que tiene solo 5 átomos de

carbono. Otra cadena tiene 6 átomos de carbono, esa es la principal, por lo que los sustituyentes quedan en la posición 3 y 4 de
la cadena principal.
Ahora puedes practicar el proceso contrario: escribir la fórmula
semidesarrollada si conoces el nombre del alcano ramificado. Observa los ejemplos y sigue los pasos que se numeran:
El nombre de un alcano es: 2, 3, 3-trimetilhexano
1. Se representa el esqueleto carbonado de la cadena principal y
se numeran los átomos de esta (en este caso, de 6 átomos de C,
porque el prefijo hex- lo indica).
C1 – C2 – C3 – C4 – C5 – C6
2. El sustituyente es el mismo CH3 – , coloca en los carbonos correspondientes a los números del nombre.
C1 – C2(CH3) – C3(CH3)2 – C4 – C5 – C6
3. Por último, completa la tetravalencia del C con átomos de H y los
subíndices correspondientes:
CH3 – CH(CH3) – C(CH3)2 – CH2 – CH2 – CH3

Comprueba lo aprendido
2.9 Un alcano X contiene 18 átomos de H. Selecciona la fórmula
química global y semidesarrollada que pueden representarlo:

64

■

___ C8H16

■

___ CH3 – (CH2)5 – CH = CH2

■

___ C8H18

CAPÍTULO 2
■

___ C9H18

■

___ CH3– (CH2)6– CH3

a) Escribe el nombre de los compuestos seleccionados.

2.10 Escribe las fórmulas químicas semidesarrolladas de los siguientes alcanos o grupos alquílicos:
a) 2-metilpropano
b) grupo propilo
c) 3-etil-2,3-dimetilhexano
e) 2,4-dimetilpentano

2.11 El metilbutano o isopentano, es un hidrocarburo líquido muy
volátil e inflamable a temperatura ambiente. ¿Cuáles de las
fórmulas siguientes corresponden al metilbutano?
a)
b)

c)

d)

Desafío
4. Cierto compuesto de carbono e hidrógeno contiene dos átomos
de hidrógeno por cada átomo de carbono. La masa molar es igual
2 de la cantidad de átomos
a 84 g/mol. También se conoce que __
3

65

QUÍMICA

de carbono total, son carbonos secundarios. Escribe su fórmula
química molecular, la semidesarrollada y la desarrollada.
Datos: Ar(C) = 12

y

Ar(H) = 1

2.1.3 Isomería de los alcanos: isomería de cadena
Recordarás que la fórmula química general de los alcanos es:
CnH2n + 2, donde n expresa el número de átomos de C en la cadena y, a partir de cuatro átomos de carbono, se pueden presentar
diferentes estructuras con la misma fórmula química global. De
esta manera, existe un único hidrocarburo con la fórmula molecular CH4 (el metano), uno solo con la fórmula molecular C2H6 (el
etano), uno solo con la fórmula química global C3H8 (el propano);
sin embargo, existen dos alcanos con la fórmula química global
C4H10: el butano y el 2-metilpropano.

0

Recuerda que...

La fórmula química general de los alcanos es: CnH2n + 2, donde n expresa
el número de átomos de C en la cadena y, a partir de cuatro átomos
de carbono, pueden presentar diferentes estructuras con la misma
fórmula global.

Cuando estés en presencia de una fórmula química global en
alcanos, a partir de 4 átomos de carbono, esa fórmula no es de un
compuesto en específico, pues se pueden representar dos o más
fórmulas químicas semidesarrolladas, que representarían compuestos, estructuras y propiedades diferentes. Los compuestos con
igual fórmula química global, pero, diferentes estructuras, son isómeros y al fenómeno se le llama isomería. Esta palabra proviene
de iso, significa igual; meros, significa formas.
Debes conocer que existen varios tipos de isomería y en este libro
nos referiremos a las isomerías de cadena, de posición y de función.

66

CAPÍTULO 2

De ellas, los alcanos presentan solo isomería de cadena, existen
otros compuestos que presentan más de una isomería. Asimismo,
existe un único hidrocarburo con la fórmula química global CH4
(el metano), uno solo con la fórmula química global C2H6 (el etano), uno solo con la fórmula química global C3H8 (el propano), sin
embargo, existen dos alcanos con la fórmula química global C4H10.
Observa cuáles son:
CH3 – CH2 – CH2 – CH3 butano; t. e. = –0,50 ºC
CCH3 – CH(CH3) – CH3

metilpropano; t. e. = –11,70 ºC

En la tabla 2.7 se indica el número de isómeros de algunos alcanos de cadena lineal.
Tabla 2.7 Ejemplos de fórmulas químicas
globales y cantidad de isómeros de cadenas posibles
Número
de carbonos

Fórmula

Número total
de isómeros

4

C4H10

2

5

C5H12

3

6

C6H14

5

Ahora, analiza los ejemplos que te ofrecemos a continuación y
ejercita el concepto de isomería, solo tienes que seguir los pasos
numerados del 1 al 3:
a) CH3 – CH2 – CH2– CH2 – CH3
b) CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2– CH3
c) CH3 – CH(CH3) – CH2– CH3
d) CH3 – C(CH3)2 – CH2– CH3
1. Representa las fórmulas químicas globales de cada uno.

67

QUÍMICA

2. Identifica cuáles son isómeros entre sí.
3. Nombra cada compuesto.
Analiza que, al escribir el nombre y la fórmula química global
de cada compuesto, existen coincidencias, pero también existen diferencias. De esta manera, son isómeros entre sí, el pentano y el
metilbutano; el hexano y el 2,2-dimetilbutano.
a) C5H12

Pentano

b) C6H14

Hexano

c) C5H12

Metilbutano

d) C6H14

2,2-dimetilbutano

En este ejemplo vamos a escribir la fórmula química semidesarrolla­
da de algunos de los isómeros del alcano que tiene 7 átomos de
carbono: practica las reglas de nomenclatura también.
a)
b)

c)

d)

e)

68

CAPÍTULO 2

f)

g)

h)

i)

Comprueba lo aprendido
2.12 Define los conceptos siguientes: isomería, isómero, isomería
de cadena.
2.13 Argumenta la afirmación siguiente:
“Dos sustancias pueden tener la misma composición cualitativa y cuantitativa y no tener las mismas propiedades.”

2.14 Escribe la fórmula química semidesarrollada de tres isómeros
de cadena de un alcano de 5 átomos de carbono. Nómbralos.
a) ¿Cuál de estos isómeros tiene mayor valor de la temperatura
de ebullición? Explica.

2.15 Escribe las fórmulas químicas estructurales de dos homólogos y de dos isómeros de la sustancia cuyo esqueleto carbonado representamos a continuación.

69

QUÍMICA

a) ¿Cuál de los dos isómeros tiene mayor temperatura de
ebullición? Nombra todos los compuestos representados.

Desafío
5. Existen cuatro alcanos cuyos esqueletos carbonados se representan a continuación:
a) ¿Tendrán iguales valores de las temperaturas de ebullición
los cuatro compuestos representados? Explica.
b) ¿Cuáles son isómeros entre sí? Fundamenta tu respuesta.

c) Nombra los compuestos representados.

70

CAPÍTULO 2

2.1.4 Propiedades químicas: combustión, importancia
de la combustión en la industria, el transporte y el hogar.
Halogenación de alcanos. Reacciones de sustitución
Los alcanos son denominados también parafinas, lo cual se origina del latín parum: poco y affinis: afinidad; o sea, “falta de afinidad”
o “falta de reactividad”. Son escasas sus reacciones químicas en condiciones ambientales. Ellos no reaccionan con una disolución de
hidróxido de sodio o de potasio a temperaturas inferiores a 100 ºC,
ni con ácido sulfúrico o ácido nítrico, ni con agentes oxidantes tan
fuertes como el permanganato de potasio o el dicromato de potasio.
Sin embargo, bajo ciertas condiciones se pueden provocar unas
cuantas reacciones. Una de las más importantes, por la utilidad
que tiene para el hombre, es la combustión, que es una reacción
química de oxidación-reducción muy vigorosa. Es típica de muchas
sustancias orgánicas. Durante la combustión se desprende una
gran cantidad de energía en forma de calor y luz.
En todo proceso de combustión están presentes tres componentes:
un elemento que arde (combustible), otro que admite en su seno la
combustión (el comburente, generalmente el dioxígeno) y la fuente
de calor que permite el inicio de la combustión. Los combustibles, entre ellos algunos explosivos, tienen oxígeno ligado químicamente, por
lo que no necesitan el oxígeno del aire para realizar la combustión.
Los hidrocarburos son buenos combustibles. En dependencia
de las condiciones de este fenómeno, la combustión puede ser
incompleta o completa. La combustión incompleta da varios productos, entre ellos el monóxido de carbono y carbono (hollín),
sustancias muy tóxicas y perjudiciales para la salud humana. Esta
combustión se produce generalmente cuando hay defecto de dioxígeno (comburente).

71

QUÍMICA

La combustión completa de los alcanos ocurre en exceso de
dioxígeno; la ecuación química de forma general, que representa la
combustión completa de alcanos es:
CnH2n + 2 + (3n + 1) / 2O2

nCO2 + (n + 1) H2O ΔH < 0

Un ejemplo de esta es la combustión del gas licuado, que es un
fenómeno químico que observas a diario en el hogar cuando cocinan, también en fosforeras y otros usos:
C3H8 (g) + 5O2 (g)

3CO2 (g) + 4H2O (g) ΔH < 0

Tanto en una combustión como en la otra (completa o incompleta), se obtiene mucha energía, producto fundamental que el hombre
aprovecha de estos compuestos para utilizarlos como combustibles,
tanto en el hogar como en la industria y otras partes en las que se
requiere de una fuente de calor. La gasolina, el keroseno y otros tipos de combustibles son mezclas de alcanos de amplia aplicación
para los motores de combustión interna, en el hogar para la cocción
de los alimentos y en las industrias como fuentes de energía.
Te recordamos ahora que el efecto invernadero se incrementa,
pues la combustión de los hidrocarburos, entre ellos los alcanos, es
la causa principal de este fenómeno ocasionado, fundamentalmente, por su uso irracional.
Los incendios forestales son un ejemplo
de combustión incompleta (figura 2.5). Su
ocurrencia tiene lugar,
la mayoría de las veces,
por negligencias humanas y acarrean grandes
pérdidas económicas y
Fig. 2.5 Incendios forestales
de la biodiversidad.

72

CAPÍTULO 2

Halogenación de alcanos
Los alcanos reaccionan con halógenos en presencia de luz o calor,
mediante reacciones de sustitución vía radicales libres. El diflúor reacciona explosivamente y, en el caso del diyodo, la reacción es muy
lenta, por lo que solo estudiarás la reacción de alcanos frente al dicloro y el dibromo. Ahora, observa el esquema de la reacción química
general que representa la sustitución de alcanos:

Ten presente que una condición para que esta reacción ocurra
es en presencia de luz o calor; para el dicloro, que sea de 250 ºC a
400 ºC y para el Br2, 127 ºC. Esta reacción puede ser incontrolable
y produce una mezcla de productos sustituidos. Es una reacción
en cadena y presenta un mecanismo en el que intervienen los
radicales libres.
Los radicales libres son especies (orgánicas o inorgánicas), que
poseen uno o más electrones desapareados (recuerda los grupos
alquilos), no tienen carga eléctrica neta. Se generan en el intermedio de reacciones químicas, a partir de la ruptura homolítica
del enlace covalente de una molécula, en general, son extremadamente inestables y, por tanto, con una vida media muy corta.
La ruptura homolítica de un compuesto químico, como su nombre indica, es la ruptura de un enlace químico, en la cual cada
átomo que participa retiene un electrón del par que constituye
ese enlace, formando radicales. Para que este fenómeno ocurra es
necesaria cierta cantidad de energía que se conoce como energía
de disociación de enlace y se requiere del aporte de una fuente, tal
como la luz solar, el calor, los rayos ultravioletas, etcétera.

73

QUÍMICA

Ejemplos de radicales libres: Cl·(átomo de cloro); Br·(átomo de
bromo); CH3· (metilo); C2H5·(etilo).

Evidentemente, los radicales libres son inestables y con rapidez
se transforman en moléculas estables. En el caso del metano, los
radicales que se forman pueden dar origen a las reacciones químicas siguientes:
CH3• + CH3•
(Radicales metilo)
H• + H•
(Átomos de hidrógeno)

H3C •• CH3
(Molécula de etano)
H •• H
(Molécula de dihidrógeno)

Mecanismo de la reacción de halogenación (sustitución)
El conjunto de pasos sucesivos mediante los cuales las sustancias
reaccionantes se convierten en sustancias productos, recibe el nombre de mecanismo de reacción. Su conocimiento brinda la posibilidad
de cambiar las condiciones bajo las cuales se puede realizar un experimento con el fin de mejorar el rendimiento de los productos.
Para la reacción de cloración del metano se ha propuesto un
mecanismo que consta de tres etapas: reacción de iniciación (o de
inicio), reacciones de propagación y reacciones de terminación.
1. Etapa de iniciación (mecanismo de halogenación del metano, vía

radicales libres (cloración)
Por la acción de la energía radiante, el enlace covalente en la
molécula de dicloro se rompe homolíticamente en dos radicales
cloro (entidades elementales muy reactivas).

74

CAPÍTULO 2

Cl

Cl

+ energía

Cl +

Cl

2. Etapa de propagación

Los radicales de cloro formados pueden reaccionar con las
molécu­las de metano (están en gran proporción) produciendo
radicales metilos:

3. Etapa de terminación

En esta etapa participa un tercer cuerpo M, que recibe la energía proveniente de los dos radicales, lo que permite que se
forme un producto más estable. Mientras existan moléculas de metano se producen reacciones. Ocurre sucesivamente hasta que
solo quedan radicales libres y se logra la reacción de terminación de la cadena. Así, los radicales libres pueden reaccionar
entre sí, anulándose mutuamente, paso que se conoce como
reacción de terminación.

75

QUÍMICA

Observa en el mecanismo representado, que las flechas indican
cómo ocurre el proceso y van desde las especies con electrones hacia
donde hay deficiencia de estos. En el caso de estas reacciones vías
radicales libres se utiliza una semisaeta para indicar que la especie
no tiene carga neta.
Los mecanismos mediante radicales libres ocurren en el organismo humano también, siendo incluso perjudiciales, ya que,
al reaccionar con otras moléculas como las proteínas, los lípidos
u otras que desempeñan una función biológica determinada, las
desactivan; de modo tal, que pueden llegar a causar algunas enfermedades como el cáncer. Hay muchas sustancias antioxidantes que
contrarrestan sus efectos.

1

¿Sabías que...?

'

Conéctate

Algunos malos hábitos como una dieta inadecuada, fumar, ingerir
bebidas alcohólicas y determinadas patologías conducen a la producción de radicales libres. También los radicales son responsables,
en buena medida, de la destrucción de la capa de ozono.

Un antioxidante es una molécula capaz de retardar o prevenir la
oxidación de otras moléculas. Busca en www.ecured.cu los temas:

76

CAPÍTULO 2

antioxidantes y radicales libres. ¿Cuáles son algunas fuentes naturales de antioxidantes?

Comprueba lo aprendido
2.16 ¿Bajo qué condiciones se realiza la halogenación del metano?
2.17 ¿Por qué se dice que, al unirse un radical cloro con otro en la
halogenación del metano, este paso constituye una reacción
de terminación?
2.18 ¿El grupo CH3 constituye un radical? ¿Por qué?
2.19 Escribe la ecuación química que representa la combustión
completa del pentano.
2.20 Escribe la ecuación ajustada de la combustión completa de un
alcano de fórmula química global C6H14.
2.21 La secuencia siguiente representa un paso del mecanismo de
reacción de la halogenación del metano. Clasifica este paso
como etapa de iniciación, propagación o terminación.
CH3 + Br: Br

CH3Br + ·Br

2.1.5 Relación de los alcanos con el medio ambiente
y la salud ambiental
Ya conoces que los alcanos forman parte importante del petróleo, el que constituye su fuente natural por excelencia. Para obtener
alcanos de alta pureza química es necesario someter las sustancias
de fuentes naturales a refinación. Las refinerías son las plantas químicas industriales destinadas a tales propósitos.

77

QUÍMICA

Los alcanos obtenidos de la industria son diseminados por doquier
para su consumo y fundamentalmente, como fuentes de energía. Este
consumo hoy es desmedido, puesto que los alcanos están en constante relación con el hombre y la naturaleza y su uso descuidado puede
acarrear serias afectaciones al medio ambiente y la salud humana.
Muchos expertos de la problemática medioambiental pronostican que, el año 2030, el consumo global de energía se habrá
incrementado en un 50 % como consecuencia del crecimiento de
la población y de las economías emergentes. Todo esto supone seguir incrementando el uso de tecnologías alternativas para producir
energía e incrementar la eficiencia de los procesos de obtención a
través de combustibles fósiles. En el caso de las fuentes de energía
renovable, la ciencia química se ha convertido en una herramienta indispensable.
Es bueno tener en cuenta que el metano resulta explosivo cuando está mezclado con aire (1 % a 8 % CH4). Es un agente muy fuerte
en el efecto invernadero. Otros alcanos de baja masa molar también
forman mezclas explosivas con el aire. Las mezclas de alcanos líquidos ligeros son altamente inflamables (gasolina, bencina), aunque
este riesgo decrece con el aumento de la longitud de las cadenas de
carbono de sus componentes.
Otros compuestos tales como el pentano, el hexano, el heptano
y el octano, están clasificados como peligrosos para el medio ambiente por ser productos nocivos. En general, los alcanos pueden
resultar muy tóxicos si se consumen de alguna manera, por lo que
su manipulación debe ser controlada para prevenir los riesgos.

Comprueba lo aprendido
2.22 Menciona cuáles serían las afectaciones que produciría al medio ambiente y la salud la combustión incompleta de grandes
proporciones de metano.

78

CAPÍTULO 2

2.23 Refiérete a qué medidas puedes proponer para evitar la contaminación ambiental a partir de la interacción con alguno de
estos hidrocarburos.
2.24 Investiga los procedimientos que se realizan en las refinerías
de petróleo y para qué es necesario realizar este proceso.

2.2 Hidrocarburos no saturados: alquenos
y alquinos
Como ya conoces, los hidrocarburos pueden ser saturados o
insaturados (no saturados). Los insaturados pueden ser de dos tipos: alquenos y alquinos, estos compuestos se identifican por la
presencia del doble o triple enlace entre sus átomos de carbono.
Los alquenos tienen un enlace doble entre dos átomos de carbono
y los alquinos un triple enlace. Ambos tienen mayor reactividad
que los alcanos.

2.2.1 Alquenos y alquinos. Estructuras. Series homólogas
y fórmulas químicas generales. Propiedades físicas.
Comparación con los alcanos
Los alquenos son hidrocarburos con un enlace doble carbono-carbono. Se les denomina también olefinas. El alqueno más sencillo es
el etileno (eteno), cuya fórmula química global es C2H4. Estos compuestos contienen dos átomos de hidrógeno menos que los alcanos
de igual número de átomos de carbono. De ahí que la fórmula química general de los alquenos es CnH2n.Por esta razón, son conocidos
como hidrocarburos no saturados o insaturados, al no tener todos los
hidrógenos posibles en su estructura carbonada. Su fuente natural
fundamental son los gases provenientes de la destilación catalítica del petróleo.

79

QUÍMICA

El miembro más representativo de la serie de los alquenos es el
eteno o etileno. Su fórmula molecular es C2H4 y su geometría se
muestra en la figura 2.6:

Fig. 2.6 Estructura de la molécula de eteno

Cuando el átomo de carbono tiene doble enlace, se le asigna
hibridación sp2 y el ángulo de enlace es de 120º aproximadamente, por lo que todos los átomos se encuentran en un mismo plano.
Los hechos experimentales han demostrado que en la molécula del
eteno los cuatro enlaces carbono-hidrógeno son energéticamente
iguales, que los dos enlaces carbono-carbono tienen diferente energía, que el ángulo de enlace C – C – H es de alrededor de los 120º
y el H – C – H de 117, 2º y que todos los átomos se encuentran en
un mismo plano.
El modelo que se utiliza para explicar la estructura del eteno es la
hibridación sp2, del átomo de carbono. Según este modelo, cuando
en el átomo de carbono se une un orbital s con dos orbitales p se
forman tres orbitales híbridos sp2 y queda un orbital p sin hibridarse.
C(Z=6) 1s2 2sp21 2sp21 2sp21 2p1
Cada uno de los dos átomos de hidrógeno del carbono se enlaza mediante los orbitales híbridos a través del orbital 1s1 formando
los enlaces sp21–1s1, un enlace sigma C – C, sp21-sp21 y un enlace
adicional como resultado del solapamiento lateral, por encima y
por debajo del plano de la molécula del eteno, constituyendo así

80

CAPÍTULO 2

el enlace pi (π) y finalmente conformando la molécula de
C2H4 (figura 2.7).

Fig. 2.7 Formación de la molécula de eteno

La disposición espacial que tomarán los orbitales híbridos será
aquella que les permita mantener la mayor distancia posible entre
ellos. En este caso, de tres orbitales híbridos, la disposición espacial
será trigonal plana con ángulo de enlace de 120º entre ellos como
se muestra en la figura 2.8.

Fig. 2.8 Molécula de eteno y la configuración de los orbitales sp2

El doble enlace C = C está formado por un enlace σ (sp2–sp2) fuerte y otro π (p – p) débil. En los alquenos de más de dos átomos de
carbono, los átomos de carbono comprendidos en el doble enlace
presentan hibridación sp2 y el resto sp3.

81

QUÍMICA

El doble enlace es más fuerte y de menor longitud que el
enlace simple. La energía del doble enlace en el eteno es de
605 kJ/mol frente a los 368 kJ/mol del enlace simple carbono-carbono en el etano.

,

Conoce un poco más

El eteno o etileno es la fitohormona responsable de los procesos de
estrés en las plantas, así como de la maduración de los frutos, además
del deterioro de hojas y flores y de la mutilación del fruto. La famosa
frase de que “una fruta podrida echa a perder el resto de las frutas”
tiene su fundamento científico precisamente en el etileno puesto que,
cuando una fruta madura desprende etileno, acelera la maduración
de las que la rodean.

Los alquinos o acetilenos son hidrocarburos alifáticos insaturados
que contienen, al menos, un triple enlace – C≡C – en su cadena carbonada. La fórmula general para estos compuestos, cuando poseen
un solo triple enlace, es CnH2n - 2. El representante más sencillo e importante de esta clase de compuestos es el etino o acetileno (figura 2.9):

Fig. 2.9 Estructura geométrica del etino

82

CAPÍTULO 2

Observa que la estructura geométrica de este compuesto es
lineal (figura 2.10), por tanto, el ángulo de enlace es de 180º,
correspondiente a la hibridación sp. Al analizar la presencia del
triple enlace carbono-carbono, se estudia la característica distintiva de las estructuras de los alquinos en general, es decir, su
grupo funcional. Por métodos físicos se ha comprobado que en la
molécula de etino los dos enlaces carbono-hidrógeno son energéticamente iguales, que el ángulo de enlace entre los átomos es
de 180º y que todos ellos se encuentran en un mismo plano.
Ambos enlaces, carbono-hidrógeno y carbono-carbono, son simétricos alrededor del punto de unión mediante enlaces σ.

Fig. 2.10 Sistema de orbitales σ y π del acetileno

83

QUÍMICA

En la formación del triple enlace carbono-carbono están comprometidos tres electrones por cada átomo de carbono, el cual
está constituido por un fuerte enlace σ y dos enlaces débiles
de tipo pi (π).
La estructura del etino se puede explicar mediante la hibridación
sp del átomo de carbono. En este átomo, la unión de un orbital s y
un orbital p origina dos orbitales sp, quedando dos orbitales p sin
hibridar. Observemos en la figura 2.11 la estructura del átomo de
carbono en el estado de hibridación sp.

Fig. 2.11 Átomo de carbono en estado
de hibridación sp

El triple enlace es relativamente de menor longitud, debido al
solapamiento de los orbitales y al elevado carácter s de los orbitales
híbridos sp (50 % de carácter s), lo que acorta la distancia entre los
átomos de carbono que forman el enlace sigma del etino.
Serie homóloga de alquenos y alquinos
Los alquenos y los alquinos, entre sí, también constituyen series
homólogas, en las que un miembro se diferencia del otro en uno o
varios grupos metilenos – CH2, tal como analizamos en el caso de los
alcanos. Nótese en la tabla 2.8 cómo, en la medida en que se avanza
en la serie homóloga de estos compuestos, se hace mayor el tamaño
de la molécula.

84

CAPÍTULO 2

Tabla 2.8 Series homólogas de los 1-alquenos y los 1-alquinos
Alquenos

Nombres

Alquinos

Nombres

H2C=CH2

eteno

HC=CH

etino

H2C=CH – CH3

propeno

HC=C – CH3

propino

H2C=CH – CH2– CH3

1-buteno

HC=C – CH2– CH3

1-butino

H2C=CH –(CH2)2– CH3

1-penteno

HC=C –(CH2)2– CH3

1-pentino

H2C=CH –(CH2)3– CH3

1-hexeno

HC=C –(CH2)3– CH3

1-hexino

Las clases de sustancias alcanos, alquenos y alquinos, por ser hidro­
carburos con estructuras semejantes, poseen propiedades físicas
similares: baja polaridad de sus moléculas y, por tanto, son poco solubles en disolventes polares como el agua, pero muy solubles en aquellas
sustancias apolares como el tetracloruro de carbono o el éter de petróleo. Son menos densos que el agua y sus valores de temperatura de
fusión y ebullición se incrementan con el aumento de la masa molar.
Al igual que los alcanos, los alquenos y alquinos son débilmente polares. Debido a la relativa movilidad de los electrones pi (π) en estos dos
últimos, sus momentos dipolares son mayores que los de los alcanos,
pero poco significativos. En la tabla 2.9 se ilustran las temperaturas de
ebullición de algunos de estos hidrocarburos que pueden ser comparadas con las de los alcanos de igual número de átomos de carbono.
Tabla 2.9 Temperaturas de fusión y ebullición de los primeros
representantes de la serie homóloga de alquenos y alquinos
Alquenos

TE ºC

Alquinos

TE ºC

eteno

–102

etino

–75

propeno

–48

propino

–23

1-buteno

–6,5

1-butino

9

1-penteno

30

1-pentino

40

85

QUÍMICA

A temperatura ambiente, los alquenos y alquinos de hasta 4 átomos de carbono son gases, los de 5 a 17 átomos de carbono son
líquidos y los restantes son sólidos.

Comprueba lo aprendido
2.25 Escribe las fórmulas estructurales de un alcano, un alqueno y
un alquino constituidos, cada uno de ellos, por tres átomos de
carbono y menciona qué semejanzas y diferencias hay entre
estos compuestos representados en cuanto a:
a) La composición cualitativa y cuantitativa
b) La estructura molecular
c) Las propiedades físicas siguientes:
■ Estado de agregación a 25 ºC
■ Temperatura de ebullición
■ Temperatura de fusión
■ Solubilidad en agua y en gasolina (disolvente apolar)

2.26 Escribe la fórmula semidesarrollada de un homólogo de la misma serie del 1-buteno (H3C – CH2– CH = CH2).
a) ¿Cómo es la temperatura de ebullición de ese homólogo
mayor, igual o menor, con respecto a la del 1-buteno? Explica tu respuesta.

2.27 Durante la obtención del eteno (CH2 = CH2) en el laboratorio ¿se puede recoger este producto por desplazamiento de
agua? Argumenta por qué.
2.28 ¿Cuál es la naturaleza del triple enlace carbono-carbono?
2.29 ¿A qué atribuyes que los alquinos sean más reactivos que los
alcanos? Explica sobre la base de sus estructuras.

86

CAPÍTULO 2

2.30 Elabora un cuadro comparativo entre el etano, eteno y etino,
que contenga las características siguientes:
Sustancias

Geometría
molecular

Ángulo
de
enlace

Energía
del
enlace C – C

Hibridación
del
carbono

2.2.2 Nomenclatura química y notación química de los alquenos
y los alquinos de cadena lineal y ramificada
Para los alquenos y alquinos más sencillos, por lo general, se
emplean los nombres comunes: etileno, acetileno, propileno e
isobu­tileno, nombres que seguramente has escuchado alguna vez.
No obstante, ya puedes identificar este tipo de sustancias por la presencia del doble o triple enlace entre los átomos de carbono.
Para nombrar los alquenos y los alquinos de cadena abierta se
utilizan los mismos prefijos que en los alcanos, (et-, prop-, but-,
pent-) seguidos de la terminación -eno para el caso de los alquenos
y la terminación -ino para los alquinos. Por ejemplo: eteno, etino,
propeno, propino.
Cuando la cadena carbonada se hace más extensa sigue las reglas siguientes:
1. Selecciona la cadena más larga que contenga el doble

o triple enlace.
2. Numera la cadena más larga, comenzando por el extremo más

cercano al doble o triple enlace.
3. En el caso de alquenos y alquinos de cuatro o más átomos de

carbono, se indica la posición del doble o triple enlace con un

87

QUÍMICA

número, el cual se coloca antes del nombre de la cadena principal, separada por una pleca.
Observa los ejemplos siguientes:
Ejemplo 1
CH3 – CH2– CH=CH – CH3
5

4

3

2

1

Como el doble enlace está en la posición dos, se nombra 2-penteno.
CH3– C ≡ C – CH3 (2-butino)
4. Si la cadena es ramificada, se nombran los grupos alquilo en or-

den alfabético, indicándose con un número, si es necesario, su
posición en la cadena principal. En tal caso, se procede igual que
en los alcanos, teniendo presente las tres reglas anteriores.
Ejemplo 2

5. Si hay dos o más sustituyentes iguales, se especifica la posición y

se agregan los prefijos di-, tri-, tetra-, etcétera.

Comprueba lo aprendido
2.31 Nombra los alquenos y alquinos representados a continuación:
a)

88

CAPÍTULO 2

b)

2.32 Escribe las fórmulas semidesarrolladas de cada uno de los alquenos y alquinos siguientes:
a) 1-penteno
b) 3-metil–1-buteno
c) 3,3-dimetil–1-hexino
d) 3-etil–1-pentino

2.33 Dados los nombres y las fórmulas químicas siguientes:
a) 3-metil–1-penteno
b)

c)

d) 2,3-dimetil–1-penteno
e) 3-metil–1-hexino
2.33.1 Escribe el nombre o la fórmula química de cada uno,

según corresponda.
2.33.2 ¿Qué semejanzas y diferencias existen entre ellos?

2.34 ¿Por qué se asigna esta numeración en las cadenas de alquenos, cuyos esqueletos se representan a continuación?

89

QUÍMICA

2.2.3 Isomería de los alquenos y los alquinos. Isomería
de cadena y de posición
Los alquenos y alquinos que poseen cuatro o más átomos de
carbono presentan isomería de cadena, al igual que los alcanos e
isomería de posición, debido a la presencia del doble o triple enlace.
La isomería de cadena puedes identificarla al aplicar la definición de
su concepto. En todos los casos la diferente estructura de los isómeros de cadena se debe a que el orden de unión de los átomos en las
moléculas es distinto.
Vamos a ilustrar algunos ejemplos de compuestos que presentan
isomería de cadena.
a)

b)

Observa que solo cambió la estructura de la cadena carbonada,
pero la posición del doble enlace continúa en el primer carbono.
No obstante, la fórmula global de los alquenos es C6H12 y de los
alquinos C6H10.
La isomería de posición consiste en la diferente posición que ocupa el doble o triple enlace en la estructura de alquenos y alquinos
con igual composición cualitativa y cuantitativa, lo cual determina
una estructura diferente. Los isómeros con estas características se
denominan isómeros de posición.
Vamos a ilustrar algunos ejemplos de compuestos que presentan
isomería de posición:

90

CAPÍTULO 2

a)

b)

Observa que solo cambia la posición del doble o triple enlace
y con esto basta para que sean dos compuestos diferentes con la
misma fórmula molecular; para el caso de los dos primeros, C6H12 y
los dos últimos, C4H6. Además, puedes encontrar algunos compuestos que presentan los dos tipos de isomería; esto se debe a que su
diferencia no solamente está en la posición del doble enlace, sino
también en la estructura de la cadena carbonada.
Ahora te invitamos a que compruebes lo aprendido al reconocer los compuestos que son isómeros entres sí e identificando el
tipo de isomería.
a)
b)
c)

Prueba nombrarlos
puestos diferentes.

,

y

te

percatarás

de

que

son

com-

Conoce un poco más

Estos compuestos pueden presentar otro tipo de isomería que, si la
estudias, puede ayudarte a explicar por qué hay dos alquenos que responden al nombre de 2-buteno: el cis-2-buteno y el trans-2-buteno.
Es la isomería cis-trans.

91

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
2.35 Dados los siguientes pares de compuestos representados por
sus fórmulas semidesarrolladas o nombres, responde.
2.35.1 Identifica los pares en que los compuestos sean

isómeros entre sí.
2.35.2 Clasifica el tipo de isomería que presentan.

a)

b) 1-pentino y 2-pentino
c) CH

2

C

CH2 CH3 y 3-metil-1-buteno

CH3
d)

2.36 Representa, por su fórmula semidesarrollada, el isómero de cadena más ramificado del CH3–(CH2)6– CH3-octano.
2.2.4 Propiedades químicas de los alquenos y los alquinos:
combustión, importancia de la combustión en la industria,
el transporte y el hogar
En los alquenos y los alquinos, la presencia del doble y triple
enlace entre átomos de carbonos en sus moléculas determina
sus propiedades químicas. Aquí radica una gran diferencia entre
los alcanos debido a la mayor capacidad de reacción que poseen
los alquenos y alquinos. ¿Por qué mayor capacidad de reacción
que los alcanos?

92

CAPÍTULO 2

Ello se debe a la alta densidad electrónica que proporciona el o
los enlaces pi (π) en la región de la molécula en la que se establecen los enlaces múltiples y a que este enlace es más débil que el
enlace sigma (σ) debido al solapamiento lateral de sus orbitales p
no hibridados. Así es en la región de los enlaces múltiples, donde
hay mayor actividad química y por donde atacan preferentemente los reactivos.
Las reacciones químicas características de los alquenos y alquinos son las de oxidación y de adición.
Reacción de oxidación: los alquenos y los alquinos participan en
reacciones de oxidación con el dioxígeno y con otros oxidantes (a
diferencia de los alcanos, que no son atacados por otros oxidantes).
Reacción de combustión completa: los alquenos y alquinos arden
en el aire, tal como lo estudiaste en los alcanos. Si la combustión
es completa, producen dióxido de carbono, desprendiendo gran
cantidad de energía mediante calor y luz. Un caso particular es la
combustión completa del eteno:
C2H4 (g) + 3O2 (g) = 2CO2 (g) + 2H20 (g) ∆H = –1 323,29 kJ
La no saturación de la molécula determina un mayor porcentaje de carbono en los alquenos. Por esta razón, en la combustión
incompleta de los mencionados compuestos, las partículas de
carbono incandescentes en la llama producen mayor luminosidad
que en la combustión incompleta de los alcanos de igual número
de átomos de carbono.
El etino también es combustible y arde en atmósfera de dioxígeno puro, produciendo una llama no luminosa que puede alcanzar
temperaturas de hasta 3 000 ºC.
C2H2 (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + H2O (g)

∆H = –1 256,19 kJ

93

QUÍMICA

En la combustión incompleta del etino, este arde con una llama
más luminosa que en los casos del eteno y el etano, de igual número de átomos de carbono. También se debe a que el etino es un
hidrocarburo más insaturado que los otros y, por tanto, tiene mayor
porcentaje de carbono que ellos.
Esta particularidad del etino, de obtener una llama luminosa en
la combustión, tuvo amplio uso en Cuba y otras partes del mundo
para la iluminación de los hogares que carecían de electricidad (al
confeccionar las llamadas lámparas de carburo).

,

Conoce un poco más

Tal como se estudió en el caso de los alcanos, para los alquenos y los
alquinos también existen ecuaciones químicas generales de combustión completa, como se representa a continuación.
Ecuación química de combustión completa de alquenos:
CnH2n + 3n/2O2

nCO2 + nH2O ΔH < 0

Ecuación química de combustión completa de alquinos:
CnH2n – 2 + (3n – 1) /2O2

nCO2 + (n – 1) H2O ΔH < 0

Ecuación química de combustión completa para cualquiera de
los hidrocarburos:
CxHy + (x + y/4) O2

xCO2 + y/2H2O ΔH < 0

Comprueba lo aprendido
2.37 Si dispones en el laboratorio de tres frascos no rotulados, A, B
y C, con etano, eteno y etino, ¿cómo procederías para identificarlos? Explica en cada caso.
2.38 Indaga sobre el uso del soplete oxiacetilénico y di en qué propiedad química del acetileno se basa.

94

CAPÍTULO 2

2.2.5 Halogenación e hidrogenación de alquenos y alquinos.
Reacción de adición
Como el enlace sigma (σ) C – C es más estable que el enlace pi (π),
es de esperar que los alquenos reaccionen de modo que se transforme el enlace π en un enlace σ. En efecto, esta es la reacción más
común de los enlaces dobles. De esta manera se convierte el doble
enlace π, hablando de los alquenos, en dos enlaces σ C – H. Analiza,
a continuación, las diferentes reacciones.
Reacciones de adición
En estas reacciones de adición todos los átomos que participan están incluidos en el producto. Estas transcurren con ruptura del enlace
múltiple y la adición de los reactivos, en algunos casos, llega a saturar
la molécula. Aquí participan los electrones periféricos del enlace π
más débil. Al romperse el enlace π y unirse el reactivo, se producen
nuevos enlaces sigmas (σ), con lo que el proceso global libera energía.
El enlace sigma (σ) original del alqueno o alquino no interviene
en la reacción de adición y permanece intacto. Ello obedece a que el
enlace múltiple (doble o triple), constituye una fuente de electrones
debido a los electrones π, lo cual es la causa de que a dichos átomos
de carbono se adicionen, preferentemente, reactivos electrofílicos.
El reactivo electrofílico es aquel que tiene déficit de electrones
(baja densidad electrónica), es buscador de electrones y ataca zonas de alta densidad de estos. Mientras, el reactivo nucleofílico es
el que posee alta densidad electrónica y cede electrones con relativa facilidad.
Son diversas las reacciones de adición de los alquenos y alquinos.
Entre ellas están: con el dihidrógeno, los halógenos y los halogenuros de hidrógeno (estas dos últimas constituyen la halogenación), así
como la reacción de polimerización por adición. A continuación, presentamos algunos ejemplos.

95

QUÍMICA

Adición de dihidrógeno a alquenos
La reacción se efectúa disolviendo el alqueno en un alcohol, en un
alcano o en ácido acético, agregando una pequeña cantidad de catalizador y agitando la mezcla en una atmósfera de hidrógeno. La
hidrogenación tiene lugar en la superficie del catalizador metálico,
donde la disolución que contiene al alqueno se pone en contacto
con el hidrógeno y el catalizador.
La adsorción del hidrógeno en la superficie del catalizador provoca la debilitación del enlace H – H. Con los catalizadores de Pt,
Pd o Ni, la hidrogenación es heterogénea: el catalizador (sólido) es
de fase diferente a la de la disolución reaccionante:

Adición de dihidrógeno a alquinos
Esta es una adición controlada, que se utiliza en venenos catalíticos para impedir la adición completa y el lograr que el proceso se
detenga prácticamente en la formación del alqueno.

Observa que los dos átomos de hidrógeno se adicionan rompiendo el doble enlace del alqueno y forman un alcano. De esta
manera, a diferencia de los alquenos, en estas reacciones los alquinos

96

CAPÍTULO 2

pueden adicionar doble cantidad de moléculas de dihidrógeno, de
halógeno y de halogenuro de hidrógeno, como consecuencia de su
mayor insaturación.
A pesar de que estas reacciones liberan gran cantidad de energía,
es preciso llevarlas a cabo en presencia de un catalizador metálico
(Ni, Pt, Pd), ya que poseen alta energía de activación.
Adición de halógenos
La adición de halógenos (diflúor, dicloro, dibromo o diyodo) a un
alqueno o alquino se realiza a temperatura ambiente. No son imprescindibles la luz o el calor y se hace mezclando los reaccionantes
en un disolvente inerte, como el tetracloruro de carbono.

■ Adición de halógenos a alquenos

En estas reacciones el halógeno se adiciona a los dos átomos de
carbono unidos por el enlace múltiple, produciéndose un derivado halogenado del alcano, en el que los átomos de halógeno se
encuentran en carbonos vecinos. Para el etino se consume el doble de reactivos.
■ Adición de halógenos a alquinos

97

QUÍMICA

Adición de halogenuros de hidrógeno
Los alquenos y alquinos reaccionan con los halogenuros de hidrógeno (bromuro, cloruro y fluoruro de hidrógeno), produciendo,
en el primer caso, un halogenuro de alquilo y en el segundo, un
dihalogenuro de alquilo.
■ Adición de halogenuros de hidrógeno a alquenos

Cuando se hace reaccionar un alqueno asimétrico (es asimétrico
cuando a los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace se
unen átomos o grupos de átomos desiguales), tal como el propeno,
con un reactivo polar, como el HBr, se pueden obtener dos productos de reacción:

Como se puede apreciar, cuando ocurre este tipo de adición el producto que predomina es el 2-bromopropano (98,8 %). La explicación
de este fenómeno fue dada por el científico ruso V. Markovnikoff
en 1869, quien resumió en la regla que lleva su nombre: “cuando

98

CAPÍTULO 2

se adiciona un reactivo polar a una molécula de alqueno asimétrica, la parte positiva del reactivo se adicionará preferentemente al
átomo de carbono del doble enlace que contenga mayor número
de átomos de hidrógeno (el átomo de carbono más hidrogenado)”. Si el alqueno es simétrico corno el eteno, se obtiene un solo
producto halogenado.
A continuación, se muestra el mecanismo de reacción de la
adición de halogenuros de hidrógeno a alquenos. Se trata de los
pasos del mecanismo general de la adición de alquenos. Observa
las flechas que se utilizan en los mecanismos que representan el
flujo electrónico desde el nucleófilo al electrófilo.
El mecanismo consta de dos pasos, el primero es un paso determinante de la velocidad y produce el intermediario (carbocatión),
por la atracción de la fuente de electrones del alqueno (electrones del enlace pi) hacia el reactivo (electrofílico). El segundo paso
es rápido, y consiste en la atracción de especies con cargas contrarias.

99

QUÍMICA

Cuando un alqueno se trata con HBr se obtiene un bromoalcano.
Esta reacción es un claro ejemplo del proceso general de adición
electrofílica al doble enlace. El protón del HBr es el electrófilo del
proceso y el ión bromuro Br- es el nucleófilo. El mecanismo específico para la adición al 2-buteno sería:

■ Adición de halogenuros de hidrógeno a alquinos

También existe la adición de los halogenuros de hidrógeno a los
alquinos. En este caso, ocurre el rompimiento del triple enlace mediante un mecanismo de reacción similar al de los alquenos. Observa
los ejemplos siguientes:

100

CAPÍTULO 2

Comprueba lo aprendido
2.39 Las reacciones de halogenación de alquenos y alquinos son
más rápidas y probables que en los alcanos. Expón razones que
justifiquen tal afirmación.
2.40 Clasifica como reactivos nucleofílicos o electrofílicos los
siguientes:
a) Br1b) Cl1+
c) OH1
d) NH3
e) H1+

2.41 Escribe las ecuaciones químicas que corresponden a las representaciones siguientes:
a) C4H8 (g) + O2 (g) =
b) CH2 = CH – CH3 (g) + Cl2 (g) =
c) CH3 – CH=CH – CH3 (g) + HBr (g) =
d) CH3 – CH2 – CH=CH2 (g) + H2 (g) =
e) HC ≡ CH (g) + Cl2 (g) =

101

QUÍMICA

f) HC ≡ C – CH2 – CH3 (g) + HBr (g) =
g) C3H4 (g) + O2 (g) =

2.42 Consulta el mecanismo de adición de halogenuros de hidrógeno a los alquenos y responde:
a) ¿Por qué se denomina mecanismo de adición electrofílica?
b) ¿Qué tipo de ruptura del enlace covalente se produce en la
molécula de un halogenuro de hidrógeno cuando reacciona
con el alqueno?

2.2.6 Los polímeros y el petróleo como fuente natural
de hidrocarburos. Relación con el medio ambiente y la salud
La palabra polímero proviene del griego poly, que significa
«muchos» y mero, «parte», «segmento». Los polímeros son macromoléculas (generalmente orgánicas) formadas a partir de la unión
de moléculas más pequeñas. En la naturaleza puedes encontrar
muchos polímeros tales como: el almidón, la celulosa, la seda, las
proteínas y el ADN.
El proceso mediante el cual se obtienen polímeros, por vía sintética o artificial, se denomina polimerización. Es una de las reacciones
más importantes desde el punto de vista industrial que presentan los
alquenos más sencillos. Entre los polímeros sintéticos encontramos
el nailon, el polietileno, muchos tipos de plásticos y la baquelita.
La polimerización es un proceso químico que involucra infinidad
de reacciones para sintetizar moléculas grandes, partiendo de otras
más pequeñas llamadas monómeras, unidas entre sí mediante enlaces covalentes. Estos forman largas cadenas atraídas entre sí por
fuerzas de Van der Waals, puentes de hidrógeno o interacciones
hidrofóbicas que pueden ser lineales o ramificadas.
La polimerización se clasifica como polimerización por pasos o polimerización en cadena. En cualquier caso, el tamaño de

102

CAPÍTULO 2

la cadena dependerá de parámetros como la temperatura o el
tiempo de reacción.
Hay dos tipos fundamentales de polimerización: por condensación y por adición. Nos vamos a centrar en esta última. En este tipo
de polimerización la masa molar del polímero es un múltiplo exacto de la masa molar del monómero. Consiste en la reacción entre
moléculas iguales que dan lugar a estos compuestos de alta masa
molar. Esta es una reacción característica de compuestos insaturados como el eteno.
Cuando el eteno o etileno se calienta a temperatura entre 200 ºC
a 400 ºC en presencia de dioxígeno (actúa como catalizador) y se
somete a altas presiones, se obtiene un compuesto de elevada masa
molar (aproximadamente de 20 000 unidades), cuya estructura es la
de un alcano de cadena larga. Este polímero se conoce con el nombre de polietileno, por estar constituido a partir de muchas moléculas
de eteno o etileno.
n(H2C = CH2)
(eteno)

O2 y calor/pr

(CH2– CH2) n
(polietileno)

Los polímeros como polietileno, polipropileno, poliestireno, policloruro de vinilo (PVC) y otros, desempeñan un papel importante
en la vida moderna, por su amplia aplicación en los más diversos
campos, como son la confección de envases, embalajes, carcasas de
televisores e impresoras, artículos como juguetes, bolsas para sangre y hemoderivados, etcétera.
Como conoces, el petróleo es una fuente natural por excelencia
de hidrocarburos y otras sustancias orgánicas e inorgánicas. De esta
manera, el petróleo resulta un punto de partida importante para
los procesos de síntesis y polimerización de una gama extraordinaria de polímeros de amplio uso industrial y de la vida cotidiana.

103

QUÍMICA

El petróleo, sin embargo, presenta la dificultad de ser insoluble en agua y, por lo tanto, difícil de eliminar de este medio.
Por otra parte, la combustión de sus derivados genera sustancias
residuales dañinas para la salud y el medio ambiente. Entre estos
productos más conocidos están: partículas de carbono, dióxido
de carbono, monóxido de carbono, óxido de azufre, óxido de
nitrógeno y otros.
Otro inconveniente son los derrames de hidrocarburos, que
afectan profundamente a la fauna y la vida en general del lugar
donde ocurren, razón por la cual la industria petrolera mundial
debe cumplir normas y procedimientos estrictos en materia de protección ambiental.
Los hidrocarburos son tóxicos, causan cuadros respiratorios relativamente severos. La gasolina, el queroseno y los aceites y/o barnices
para el tratamiento de muebles, que contienen hidrocarburos, son
los agentes más comúnmente implicados en las intoxicaciones.
El 60 % de las emisiones de sustancias de diversas formas en todo
el mundo es de origen antropogénica (generadas por la actividad
del hombre). Proceden principalmente de actividades agrícolas y
otras realizadas por el hombre.
La concentración de gases en la atmósfera se ha incrementado
de 0,8 ppm a 1,7 ppm (parte por millón), pero se teme que lo haga
mucho más a medida que se liberen, al aumentar la temperatura
de los océanos, los que se encuentran almacenados en el fondo del
Ártico (permafrost).

,

Conoce un poco más

El petróleo (del griego πετρε′ λαιον, «aceite de roca») es una mezcla
homogénea de compuestos orgánicos, principalmente, hidrocarburos insolubles en agua. También es conocido como petróleo crudo o
simplemente crudo. Es de origen fósil, fruto de la transformación de

104

CAPÍTULO 2
materia orgánica procedente del zooplancton y algas que, depositados en grandes cantidades en los fondos de los mares o zonas lacustres
del pasado geológico, fueron posteriormente enterrados bajo pesadas capas de sedimentos.

El permafrost, permagel o permacongelamiento, es la capa
de hielo permanente en los niveles superficiales del suelo de
las regiones muy frías o periglaciares, como es la tundra. Puede
encontrarse en áreas circumpolares de Canadá, Alaska, Siberia,
Tíbet, Noruega y en varias islas del Océano Atlántico sur como
las Islas Georgias del Sur y las Islas Sandwich del Sur. También se
ha encontrado este fenómeno en la superficie del planeta Marte.
Durante cientos de miles de años, el permafrost del Ártico y a
grandes profundidades de los océanos ha acumulado importantes
reservas de carbono orgánico (se estima que de 1,4 a 1,85 billones de toneladas métricas). El paulatino descongelamiento
­
de estas zonas puede provocar significativas emisiones de este
a la superficie.

Comprueba lo aprendido
2.43 Realiza indagaciones en distintas fuentes de información y elabora un resumen sobre los efectos negativos para la salud y el
medio ambiente de algunos accidentes en los que han ocurrido derrames de hidrocarburos.
2.44 Expón varias razones que justifiquen que los polímeros son
hoy esenciales para la vida moderna.
2.45 Argumenta la afirmación siguiente:
Los alquenos sirven de punto de partida en la industria de la
síntesis orgánica.

105

QUÍMICA

2.46 ¿En qué propiedades del eteno se basa la obtención del
polietileno?

Resumen y ejercitación
A lo largo de este capítulo has podido adentrarte en un nuevo
campo de la ciencia química, la química orgánica o de los compuestos del carbono. En él has estudiado una nueva clase de sustancia:
los hidrocarburos y con ello nuevas propiedades sustentadas en la
teoría estructural. Su comprensión metodológica te dará pautas
para entender mejor otras clases de sustancias que conocerás en los
próximos capítulos de este libro.
Nuestra mayor satisfacción es que hayas respondido todos los
ejercicios propuestos, incluyendo las preguntas de Desafío. Entonces remítete a las preguntas iniciales y autoevalúate, así sabrás sacar
tus conclusiones.

2.47 El 1,2-dicloroetano es un líquido volátil, muy empleado como
disolvente de tejidos y como desinfectante en la agricultura.
Escribe la ecuación de la reacción química de obtención de
1,2-dicloroetano en el laboratorio químico.
2.48 Teniendo en cuenta el nombre y las fórmulas químicas
siguientes:
a) C4H8
b) propino
c)

106

■

¿A qué función química pertenece el compuesto representado en el inciso a?

■

Nombra el compuesto representado en el inciso c.

CAPÍTULO 2
■

Escribe la fórmula química desarrollada del compuesto nombrado en el inciso b.

■

Formula un isómero de posición del compuesto representado en el inciso c.

2.49 Escribe la fórmula química que corresponda a cada sustancia
representada por A, B, D, E en la relación de transformaciones
siguiente:

2.50 ¿Son homólogos de la misma serie el 1-penteno y el
CH3– CH=CH – CH2– CH3?
a) Explica.

2.51 Dados los nombres y las fórmulas químicas siguientes:
a)

b) 3-etil–1-hexino
c)

d) Br2
e) 2-metil–1-buteno

107

QUÍMICA
■

¿A qué función química pertenece el compuesto representado en el inciso c?

■

Escribe el nombre del compuesto representado en el inciso a.

■

Escribe las fórmulas estructurales de los compuestos nombrados en los incisos b y e.

■

Formula un isómero de posición del compuesto representado en el inciso b.

■

Escribe la ecuación química de la reacción que ocurre entre
los compuestos representados en los incisos c y d.

2.52 De acuerdo con el esquema de transformaciones siguientes:

Fig. 2.y

a) Identifica por sus fórmulas semidesarrolladas las sustancias
A y B.
b) Escribe la ecuación química que representa la combustión
completa de A.
c) Escribe las ecuaciones que representan dichas trasformaciones y selecciona cuál de ellas corresponde a una reacción de
adición.

2.53 Se tienen dos frascos sin etiquetas en el laboratorio, que contienen octano y 1-hexeno, respectivamente.
a) ¿Qué ensayo realizarías para identificar cada una de estas
sustancias? Explica.

108

CAPÍTULO 2

2.54 Al reaccionar el 1-buteno con bromuro de hidrógeno se obtiene el 2-bromobutano en mayor proporción que el 1-bromobutano. Modela, mediante ecuaciones químicas, este
proceso.
2.55 Escribe V o F en el espacio en blanco, según sean verdaderas
o falsas las afirmaciones siguientes. Justifica las que consideres falsas.
a) ___ El ion CN1- es un nucleófilo.
b) ___ La adición electrofílica es característica de los alquenos.
c) ___ Toda sustancia química puede reconocerse mediante el
olfato.
d) ___ A temperatura ambiente el metano es líquido y el octano es un gas.
e) ___ En la ruptura heterolítica del enlace covalente se forman iones.
f) ___ El alcano de masa molar 58 g. mol–1 tiene fórmula
semidesarrollada:
CH3 – CH2– CH2 – CH2 – CH3
Datos: Ar (C): 12

Ar (H): 1

g) ___ Los alcanos participan preferentemente en reacciones
de sustitución por radicales libres.

2.56 Da una explicación a los hechos siguientes:
a) En general, los hidrocarburos son prácticamente insolubles
en agua.
b) En la adición del HBr al propeno se obtiene el 2-bromopropano en mayor proporción.
c) El homólogo del metano, de fórmula C6H14, tiene mayor valor de la temperatura de ebullición.

109

QUÍMICA

d) El dimetilpropano hierve a menor temperatura que el pentano, a pesar de ser isómeros.

2.57 Relaciona ambas columnas:
Columna A

Columna B

a) Alcano constituido por 16 átomos de hidrógeno ___1-butino
b) Adiciona 1 mol de H2 para saturarse

___heptano

c) 1 mol del hidrocarburo, en su combustión com- ___octano
pleta, produce 4 mol de CO2 y 3 mol de H2O
___etino
d) Gas de los pantanos de efecto invernadero

___eteno
___metano

2.58 Representa por su fórmula química semidesarrollada y nombra
4 isómeros de fórmula química global C6H10.
2.59 Completa el siguiente cuadro:
Función
química

Fórmula
química
global

Nombre

Fórmula química
semidesarrollada

2,2-dime-

Cadena

til-hexano
CH3– (CH2)3– CH = CH2
2-hexino

Posición
Cadena

CH3–(CH2)3– C(CH3)=CH2

110

Representa
un isómero
de...

Posición y
cadena

CAPÍTULO 3
Los compuestos oxigenados
de los hidrocarburos

L

os compuestos oxigenados derivados de los hidrocarburos
constituyen varias funciones químicas, familias o clases de
sustancias que tienen en común, además de carbono e hidró­
geno, el átomo de oxígeno, pero se diferencian en los grupos
funcionales y, por lo tanto, se diferencian en sus estructuras y en
sus propiedades.
En este capítulo las principales clases de compuestos oxigenados
que estudiarás son: alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos monocar­
boxílicos y glúcidos. Existe otra serie de compuestos de gran importancia
biológica como los lípidos, aminoácidos, proteínas, carbohidratos y
ácidos nucleicos, que contienen oxígeno y, en algunos casos, otros
elementos, que también serán analizados en el capítulo.
Los alcoholes son sustancias de gran importancia para la síntesis
orgánica y algunos de ellos son de uso cotidiano como el alcohol etí­
lico o etanol (conocido en Cuba como “alcohol de bodega” cuando
es mezclado con otras sustancias más tóxicas y se usa como com­
bustible doméstico). También está el metanol, alcohol metílico o
alcohol de madera, mucho más tóxico que el etanol, pero de aspec­
tos físicos parecidos. Su empleo y manipulación incorrectos puede
acarrear serios daños al organismo, si es ingerido.

111

QUÍMICA

Los alcoholes son abundantes en la naturaleza y su obtención
se puede realizar de varias maneras, por ejemplo, a partir de pro­
ductos naturales vegetales, por fermentación y también de forma
sintética, a partir del petróleo y sus derivados. El etanol (alcohol
etílico, alcohol del vino y también de otras bebidas) se obtiene por
fermentación de los azúcares de algunos frutos o cereales como la
caña de azúcar o la remolacha.

3.1 Alcoholes
Los alcoholes son compuestos orgánicos que contienen grupos
funcionales hidroxilo (–OH). Son compuestos abundantes en la na­
turaleza y de amplio uso en el hogar y en la industria. En árabe el
término al-kuhl significaba “poder” y más tarde “esencia” y como
el alcohol etílico se destila del vino, fue considerado “la esencia”
del vino. Es un reactivo de partida barato para la síntesis de nume­
rosos compuestos orgánicos más complejos y un biocombustible de
amplio uso en muchos países.

3.1.1 Alcoholes monohidroxilados. Clasificación. Estructura.
Serie homóloga de los alcoholes. Propiedades físicas
Los alcoholes son compuestos orgánicos constituidos por carbo­
no, oxígeno e hidrógeno. Presentan en su estructura uno o varios
grupos hidroxilo (-OH) unidos a la cadena carbonada. Esta cadena
carbonada o grupo alquilo puede estar ramificada o sustituida y ser
abierta o cíclica.
Así, se pueden clasificar en monohidroxilados, si presentan un
grupo hidroxilo; dihidroxilados, si están presentes en la misma mo­
lécula dos grupos hidroxilo y polihidroxilados, si presentan tres o
más grupos hidroxilo. De esta manera, si el grupo hidroxilo se une a
un átomo de carbono primario, el alcohol se clasifica como primario

112

CAPÍTULO 3

y secundario o terciario, si se une, respectivamente, a un carbono
secundario o terciario.
Ten presente que un átomo de carbono primario es aquel que está
unido solo a otro átomo de carbono, un átomo secundario es el
que está unido a dos átomos de carbono y un átomo terciario es el que
está unido a tres átomos de carbono.
Los alcoholes pueden ser también saturados o insaturados, en
dependencia de si hay enlaces múltiples en su cadena carbonada.
Los alcoholes monohidroxilados saturados se pueden representar
de forma general con la fórmula R–OH, donde R es la cadena carbo­
nada y OH su grupo funcional. Veamos estos ejemplos de alcoholes
monohidroxilados:
CH3 CH2

OH

CH3

CH

CH3

OH
(etanol, primario)

(2-propanol,
alcohol secundario)

CH3
CH3

C

CH3

OH
(metil-2-propanol,
terciario)

En los alcoholes polihidroxilados los grupos hidroxilo (-OH) se
ubican en cada átomo de carbono; esto se debe a que, si se enlazan
a un mismo átomo, originan un compuesto muy inestable. Observa
los ejemplos que se consideran a continuación:

113

QUÍMICA

,

Conoce un poco más

Los árabes conocieron el alcohol extraído del vino por destilación.
Sin embargo, su descubrimiento se remonta a principios del siglo xiv,
atribuyéndose al médico francés Arnau de Villanova, sabio alquimista
y profesor de medicina en Montpellier. Fue Antoine Lavoisier (17431794), quien dio a conocer el origen y la manera de producir el alco­
hol por medio de la fermentación vínica, demostrando que, bajo la
influencia de la levadura de cerveza, el azúcar de uva se transforma
en ácido carbónico y alcohol.

Estructura química de los alcoholes
Como ya conoces, los alcoholes monohidroxilados contienen un
grupo hidroxilo (–OH), que es el grupo funcional y el que determina
sus propiedades. La fórmula general de los alcoholes es CnH(2n+1)OH.
La fórmula química global del etanol o alcohol etílico, conocido
comúnmente con el nombre de alcohol, es C2H6O y su fórmula es­
tructural desarrollada es de la manera que ilustra la figura 3.1.

Fig. 3.1 Estructura de la molécula de etanol

Observa que la posición del átomo de hidrógeno (H) del grupo –
OH en la molécula de los alcoholes se diferencia de los otros átomos
de hidrógeno por el hecho de estar unido al átomo de oxígeno. De
esta forma, los enlaces C – C; C – O; C – H y O – H son todos covalen­
tes; en el grupo hidroxilo (–OH) el enlace O – H es polar, debido a la
mayor electronegatividad del átomo de oxígeno. Por consiguiente,

114

CAPÍTULO 3

el par de electrones de este enlace se encuentra desplazado hacia el
oxígeno. Este desplazamiento electrónico en la molécula es una
consecuencia de la diferencia de electronegatividades entre el oxí­
geno y el hidrógeno y se puede representar de la forma que se
muestra en la figura 3.2.

Fig. 3.2 Polaridad del grupo OH en los alcoholes

Serie homóloga
Los alcoholes monohidroxilados (con el grupo funcional en el pri­
mer átomo de carbono) constituyen una serie homóloga. El primer
representante es el metanol, de un átomo de carbono. Observa la
tabla 3.1, que te ofrece los datos de algunos miembros de esta serie.
Tabla 3.1 Algunas propiedades de los compuestos
de la serie homóloga de los 1-alcoholes
Fórmula química
semidesarrollada
y global

Masa
molar

Temperatura
de ebullición
(ºC)

Solubiliodad en agua
(g/100 g
de H2O)

CH3 – OH

CH4O

32

64,5

∞

CH3 – CH2 – OH

C2H6O

46

78,3

∞

CH3 – CH2 – CH2 – OH

C3H8O

60

97

∞

CH3 – (CH2)2 – CH2 – OH

C4H10O

74

118

7,9

CH3 – (CH2)3 – CH2 – OH

C5H12O

88

138

2,3

CH3 – (CH2)4 – CH2 – OH

C6H14O

102

156,5

0,6

115

QUÍMICA

Propiedades físicas de los alcoholes
Del análisis de la tabla anterior puedes inferir que, con el in­
cremento de la masa molar de estas sustancias, aumentan las
temperaturas de ebullición, debido también al incremento de las
fuerzas intermoleculares. Observa en la tabla 3.2 los valores de las
temperaturas de ebullición de alcanos y alcoholes de masas mola­
res comparables.
Tabla 3.2 Algunas propiedades de los miembros de la serie homóloga
de los 1-alcoholes
Fórmula química semidesarrollada de alcanos
y alcoholes

Masa molar

Temperatura de
ebullición (ºC)

CH3 – CH3
CH3 – OH

30
32

-88,5
+64,7

CH3 – CH2 – CH3
CH3 – CH2 – OH

44
46

-42,2
+78,3

Como puedes apreciar, existe
una marcada diferencia entre los
valores de las temperaturas de ebu­
llición de los alcanos y los alcoholes
de masas molares comparables;
esto se debe a la presencia de aso­
ciaciones por puente de hidrógeno
en los alcoholes, que incrementan
las atracciones entre las moléculas,
por lo que se necesita más ener­
gía para separarlas. Observa en la
figura 3.3 la representación de las
asociaciones moleculares por puen­
te de hidrógeno en los alcoholes.

116

Fig. 3.3 Asociaciones moleculares
por puente de hidrógeno en los
alcoholes

CAPÍTULO 3

Solubilidad de los alcoholes
Contrariamente a lo que ocurre en los hidrocarburos, los primeros
alcoholes de la serie homóloga son solubles en agua, esto se debe a la
formación de asociaciones por puentes de hidrógeno entre ambas mo­
léculas (figura 3.4). No obstante, al aumentar la cadena carbonada
(zona hidrofóbica), predomina la naturaleza apolar del alcohol y dismi­
nuye la solubilidad en agua. Aquí se refleja la poca influencia de la
polaridad del grupo hidroxilo en el proceso de disolución de estas dos
sustancias, este aspecto hace que los alcoholes, a partir de siete o más
átomos de carbono, lleguen a ser prácticamente insolubles en agua.

Fig. 3.4 Región o zona hidrofóbica que establece las asociaciones
por puente de hidrógeno con el agua

Comprueba lo aprendido
3.1 ¿Por qué el 1-butanol tiene mayor temperatura de ebullición
que el metanol?
3.2 ¿A qué atribuyes que exista una diferencia tan grande entre
las temperaturas de ebullición del propano (– 42 ºC) y el eta­
nol (78,3 ºC)?

117

QUÍMICA

3.3 ¿Por qué el metanol y el etanol son líquidos y el metano y el
etano son gases a temperatura y presión ambientes?
3.4 ¿Qué explicación puedes darle a que el 1-hexanol sea muy
poco soluble en agua y el etanol sea soluble en dicho disolven­
te en todas las proporciones?
3.5 Representa mediante fórmulas químicas semidesarrolladas, un
alcohol primario, un alcohol secundario y un alcohol tercia­
rio de cinco átomos de carbono. Clasifícalos según los criterios
estudiados.
Desafío
6. ¿A qué se debe la diferencia en las temperaturas de ebullición
del etanol y el 1,2-etanodiol (etilenglicol), cuyo valor es 197 ºC?
¿Flotará el etanol en agua en condiciones ambientales? Explica.
3.1.2 Nomenclatura química y notación química de los alcoholes
El sistema IUPAC proporciona una nomenclatura determinada
para los alcoholes, basada en reglas similares a las de otras clases de
compuestos. En general, los nombres utilizan el sufijo -ol, junto con
un número que indica la localización del grupo hidroxilo. A conti­
nuación, se resumen las reglas de nomenclatura de los alcoholes en
los dos pasos siguientes:
1. En los alcoholes no ramificados se nombra la cadena por el nom­

bre del alcano correspondiente, sustituyendo la o final por el
sufijo -ol, especificando, si es necesario, la posición del grupo
funcional (–OH); para ello se numera la cadena y se usa el núme­
ro más bajo posible correspondiente al carbono que está unido
el grupo OH (localizador). El localizador se coloca delante del
nombre separado por una pleca.

118

CAPÍTULO 3

2. En los alcoholes ramificados se nombra la cadena más larga que

contenga el grupo funcional por el nombre del alcano correspon­
diente, cambiando la terminación -o por -ol, los sustituyentes se
nombran en orden alfabético, de los localizadores se seleccionan
los más bajos posibles, como se hace en el caso de los alquenos y
alquinos ramificados. Se utilizan prefijos griegos cuando se repi­
te el mismo sustituyente. Observa los nombres que se le atribuyen
a las fórmulas en los ejemplos siguientes:
1. CH3

CH2

CH

CH2

CH3

CH

CH3

3-pentanol

OH
2. CH3

CH

CH2

CH3

OH

4-metil-2pentanol

Nombre común:

Nomenclatura
IUPAC:

CH 3

OH

CH3

CH 2 CH 2

OH

OH
CH3

CH

CH3

CH3

CH2 CH2 CH2

OH

alcohol metílico

metanol

alcohol n-propílico

1-propanol

alcohol isopropílico

2-propanol

alcohol n-butílico

1-butanol

alcohol sec-butílico

2-butanol

alcohol terc-butílico

2-metil-2-propanol

OH
CH3

CH CH2

OH

CH 3
CH 3

C

CH 3

CH 3

119

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
3.6 A continuación, se presentan fórmulas químicas de varios
alcoholes:
a)

CH3

b)

CH3 CH2

OH
CH

CH2 CH3

OH
c)

CH3 CH2

CH

CH2

OH

CH3
d)

CH3 CH2 CH2 CH2 CH2

e)

CH2OH

OH

3.6.1 Nómbralos.
3.6.2 Clasifícalos, atendiendo a los dos criterios estudiados.
3.6.3 Escribe la fórmula estructural de un homólogo del

etanol.

3.7 Escribe las fórmulas químicas semidesarrolladas de los alcoho­
les siguientes:
a) 2-hexanol
b) 1-propanol
c) 2-metil-2-pentanol

3.8 Escribe las fórmulas químicas de los alcoholes siguientes:
a) 2,3-dimetil-1-pentanol
b) Dimetilpropanol

120

CAPÍTULO 3

3.1.3 Isomería de los alcoholes. Isomería de cadena,
de función y de posición
Con el estudio de los hidrocarburos en el capítulo 2, definimos
el concepto de isomería. Los alcoholes monohidroxilados presentan
diferentes tipos de isomería: de cadena, de posición y de función.
En este epígrafe te proponemos abordar las dos primeras: de ca­
dena y de posición. Observa que para un alcohol monohidroxilado
de seis átomos de carbono, pueden presentarse diferentes isóme­
ros, entre ellos:
a) CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2
b) CH 3

CH

CH 2 CH 2 CH 2

OH

OH

(1-hexanol)
(4-metil-1-pentanol)

CH3
c) CH

3

CH 2

CH

CH 2 CH 2 CH 3

(3-hexanol)

OH
Como se aprecia en los ejemplos anteriores, se trata de tres al­
coholes con diferentes estructuras y, por tanto, tienen diferentes
propiedades, pero responden a la misma fórmula química global
o molecular, C6H14O. En estos casos, los alcoholes representados
en los incisos a y b presentan isomería de cadena (solo cambia
la estructura de la cadena carbonada). Los representados en los
incisos a y c, isomería de posición del grupo –OH (solo cambia la
posición del grupo –OH). Los representados en los incisos b y c,
isomería de cadena y de posición. Observa que en estos dos casos
(b y c) la diferencia está en la posición del grupo –OH y también en
la cadena carbonada.

121

QUÍMICA

También, observa que, dada la siguiente fórmula global,
C4H10O, podríamos representar las dos siguientes fórmulas
semidesarrolladas:
CH3 – (CH2)2 – CH2 – OH
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
En el primer caso, corresponde a R – OH y el segundo caso, R – O – R,
es decir, a dos funciones químicas distintas, alcohol y éter, respecti­
vamente, por lo que serían isómeros de función.
A partir de un alcohol se puede obtener por deshidratación inter­
molecular un éter:
CH 3 CH 2

OH

H2 SO4 , 140 ºC

CH 3 CH 2

O

CH 2 CH 3

Comprueba lo aprendido
3.9 Escribe las fórmulas químicas semidesarrolladas y los
nombres de:
a) Los isómeros de cadena de un alcohol primario, lineal, mo­
nohidroxilado, de cinco átomos de carbono.
b) Los isómeros de posición de un alcohol primario, lineal, mo­
nohidroxilado, de cinco átomos de carbono.

3.10 Identifica los isómeros entre los compuestos representados
a continuación, nómbralos y clasifica el tipo de isomería que
presentan entre ellos:
a) CH 3

CH
CH 3

122

CH 2

CH
OH

CH 3

CAPÍTULO 3

b) CH 3 CH 2 CH 2 CH 2

CH

CH 3

OH
c) CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2

OH

CH 3
d) CH 3

C

CH 2

OH

CH

CH2 CH2

CH 3
e) CH3 CH2

CH3

OH

3.11 Escribe las fórmulas químicas semidesarrolladas y los nom­
bres de todos los isómeros que respondan a la fórmula
molecular C6H14O.
3.1.4 Obtención de alcoholes en el laboratorio.
Industria del etanol en Cuba
Nos referimos anteriormente a la importancia del etanol, que
es uno de los alcoholes monohidroxilados más representativos
y de mayor uso por el hombre. También es uno de los productos
químicos orgánicos sintéticos más antiguos con el cual tuvo con­
tacto el hombre.
Existen varias formas de obtenerlo en el laboratorio y en la in­
dustria. Hay dos vías principales, la hidratación de alquenos, que se
lleva a cabo a partir del craqueo del petróleo y la fermentación de
azúcares. Grandes cantidades del etanol que se produce en el mun­
do se prepara mediante la reacción del eteno con agua (hidratación

123

QUÍMICA

de alquenos), en presencia de un catalizador ácido, a una tempera­
tura de 300 oC, aproximadamente y bajo presión.
CH 2 = CH2

+

H2O

H2 SO4
Pr. 3000C

CH3 – CH2 – OH

En este método se utiliza el eteno, un hidrocarburo que se forma
en grandes cantidades durante el proceso de craqueo del petróleo;
en él se producen altos rendimientos de alcohol (superiores al 97 %).

3

De la historia

El método de craqueo térmico
(también conocido como "pro­
ceso de cracking Shújov") fue
inventado por el ingeniero ruso
Vladimir Shújov (1853-1939) y
patentado en 1891. El craqueo se
refiere a un proceso químico en el
que se rompen moléculas para ori­
ginar otras más pequeñas.
Craqueo térmico

La fermentación de los azúcares por la levadura es otro método
que produce etanol y dióxido de carbono. Gran parte de la produc­
ción mundial de etanol se obtiene del procesamiento de la materia
de origen renovable (caña de azúcar y/o derivados, como la melaza
y también del sorgo dulce, sorgo rojo, remolacha, papa y otros); o
sea, se trata de aquellas plantas que contienen azúcares. El etanol
así producido se conoce como bioetanol.
C6 H12 O6

levadura

(glucosa, un azúcar)

124

2C2 H 5 OH

+

2CO2 (g)

CAPÍTULO 3

El afán de producir mucho bioetanol es el responsable de grandes
deforestaciones y del aumento del precio de los alimentos en varias
partes del mundo, al suplantar selvas y terrenos agrícolas para la
producción de sus materias primas. No obstante, en la actualidad no
es posible sustituir completamente el consumo actual de combusti­
bles fósiles por bioetanol.
En Cuba todo el etanol que se produce se obtiene a partir de las
mieles finales de la fabricación del azúcar de caña. Aquí se emplea
la levadura Saccharomyces cerevisiae, la cual produce dos enzimas:
zimasa e invertasa. La zimasa actúa sobre la sacarosa, la glucosa y
la fructosa que contienen estas mieles y las transforma en etanol
con desprendimeinto de dióxido de carbono, tal como vimos en la
ecuación química anterior.
El producto resultante de la fermentación se somete a un proceso
de destilación y se obtiene el alcohol industrial, que es una mezcla
de 95 % de alcohol y 5 % de agua. Esta mezcla se conoce como alco­
hol al 95 % y su temperatura de ebullición constante es de 78,3 oC.
Son varias las industrias existentes en Cuba dedicadas a obtener el
etanol por fermentación, generalmente aledañas a los centrales azu­
careros, de donde procede la materia prima. Observa en la figura 3.5,
que luego de obtenerse este producto, se somete a una destilación.

Fig. 3.5 Proceso de destilación del etanol

125

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
3.12 Menciona los distintos métodos de obtención del etanol y escri­
be las ecuaciones químicas de las reacciones correspondientes.
3.13 Investiga y describe la obtención industrial de etanol en Cuba.
3.14 Al realizar la hidratación de un alqueno de tres átomos de car­
bono, se comprobó que se obtuvieron dos alcoholes:
a) ¿Qué alcohol se obtuvo en mayor proporción? Explica.
b) ¿Qué tipo de isomería presentan los alcoholes obtenidos?
c) Escribe la ecuación química de la reacción. El producto a
colocar en la ecuación será el que se obtenga en mayor
proporción.
d) Nombra las sustancias reaccionantes y los productos de esta
reacción.

Desafío
7. Tres compuestos, denominados A, B, C, son isómeros entre sí y
su fórmula química global es C4H10O. Al someterlos a diferentes
ensayos, se observa que A y C reaccionan con sodio, despren­
diendo dihidrógeno de forma apreciable, pero no ocurre así con
B. Además, al añadirle 2 mL de mezcla crómica a muestras de las
tres sustancias, se observa, en el recipiente que contiene a C, la
rápida aparición de una coloración verde intensa. Identifica por
sus fórmulas químicas globales y nombres a los alcoholes deno­
minados como A, B y C.
En un proceso de deshidratación, cierto alcohol monohidroxila­
do X origina el 2-metil-2-buteno.
a) Identifica el alcohol X escribiendo su fórmula química semide­
sarrollada y su nombre.

126

CAPÍTULO 3

b) Escribe la ecuación de esta reacción química.
c) ¿Cuál sería la fórmula química semidesarrollada de su isómero
de función que se obtendría si ocurriese una deshidratación
intermolecular?

3.1.5 Propiedades químicas de los alcoholes: combustión
y otras reacciones de oxidación
Los alcoholes se caracterizan por presentar una gran reactividad.
Este comportamiento químico de los alcoholes depende funda­
mentalmente de la presencia del grupo funcional –OH, con una
significativa actividad química. Esta facilidad para reaccionar los
hace muy útiles como materia prima para la obtención de gran nú­
mero de compuestos.
A continuación, ilustraremos los tipos de reacciones químicas más
importantes en las que participan los alcoholes.
Combustión
En el anterior capítulo definimos la combustión completa como
una reacción química de oxidación-reducción en la que la energía
que se libera puede ser utilizada como trabajo útil. Los alcoholes son
buenos combustibles. El etanol es empleado en grandes cantidades
con estos fines, incluyéndolos en los últimos años en la combustión
interna de automotores.
A continuación, vamos a representar de forma general la ecua­
ción química de su combustión completa.
C x H y Oz

4x

y
4

2

O2 g

xCO2 g

y
H2O g
2

Un ejemplo de ella puede ser:
CH3 – CH2OH (l) + 3O2 (g) = 2CO2 (g) + 3 H2O (g) ΔH < 0

127

QUÍMICA

Existen otras formas de oxidación de alcoholes que ocurren
cuando otros agentes oxidantes, diferentes al dioxígeno, dan lugar
a aldehídos y cetonas durante la oxidación de alcoholes primarios
y secundarios, respectivamente. En Química Orgánica es frecuente
reconocer la oxidación de un compuesto en una reacción quími­
ca, cuando el producto formado posee mayor cantidad de átomos
de oxígeno o menor cantidad de átomos de hidrógeno o ambos
inclusive. Ejemplos de agentes oxidantes pueden ser: KMnO4,
H2SO4, K2Cr2O7, H2SO4, también, dibromo, dicloro, diflúor; ozono,
CrO3, HNO3 y otros.
Los alcoholes primarios y secundarios se oxidan fácilmente por la
acción de distintos tipos de reactivos, tales como: cromo, permanga­
nato, ácido nítrico e incluso hipoclorito de sodio (NaClO).
Oxidación de alcoholes primarios
Cuando los alcoholes primarios reaccionan con oxidantes débiles
o moderadamente fuertes se produce un aldehído. No obstante,
cuando el agente oxidante es fuerte se convierte en ácido carboxí­
lico. Un reactivo adecuado para oxidar un alcohol primario hasta
aldehído es el clorocromato de piridino (PCC) que es un complejo
de óxido de cromo VI con piridina (C5H5N) y ácido clorhídrico (HCl).
Observa las reacciones químicas que lo identifican mediante las
ecuaciones químicas siguientes.
O

OH
O

R

CH

R

H

128

1-butanol

OH

H

aldehído

alcohol primario

CH3 CH2 CH2 CH2

C

PCC

CH3 CH2 CH2
butanal

COH

O

R

CH

R

H

CAPÍTULO
3
alcohol
primario

CH3 CH2 CH2 CH2

OH

H

C
aldehído

PCC

CH3 CH2 CH2

1-butanol

COH

butanal

Oxidación de alcoholes secundarios
Los alcoholes secundarios se oxidan fácilmente, para obtener ex­
celentes rendimientos de cetonas. El ácido crómico es un reactivo
adecuado para la oxidación de alcoholes secundarios en el labora­
torio. Observa las ecuaciones químicas que identifican este proceso:
OH

O
Na2Cr 2O7 / H2 SO4

R CH R´
alcohol
secundario

R C R´
cetona

Ejemplo:
CH3 CH(OH) CH3

Na2Cr 2O 7 / H 2SO 4

2-propanol

CH3

CO

CH3

propanona

Puedes tener en cuenta que, para escribir los esquemas de estas
reacciones, es suficiente con colocar encima de la flecha al agente
oxidante que se representa por la notación [O].
Los alcoholes terciarios son resistentes a la oxidación.

Comprueba lo aprendido
3.15 Escribe la fórmula química semidesarrollada de cada uno de
los compuestos siguientes:
a) 1-propanol

b) 3-pentanol

c) 2-metil-2-butanol

129

QUÍMICA

3.16 Dada la fórmula química semidesarrollada de un alcohol:
CH 3
CH 3 CH CH CH CH 2 OH
CH 3

CH 3

a) Clasifícalo según la cantidad de grupos hidroxilo que
presenta.
b) Nómbralo.

3.17 Representa el esquema de oxidación controlada del alcohol
representado en el ejercicio 3.16.
3.1.6 Aplicaciones de los alcoholes. El etanol y la salud humana.
El alcoholismo
Las aplicaciones de los alcoholes son amplias y diversas, dadas su
abundancia y reactividad química. En primer lugar, son puntos de
partida para la obtención de un gran número de sustancias orgá­
nicas e inorgánicas y los de menor masa molar, fundamentalmente,
buenos combustibles.
Por su obtención factible, barata y sus características estructu­
rales, los alcoholes tienen una amplia gama de aplicaciones. En
la industria farmacéutica se usan en la producción de fármacos,
como disolvente en jarabes y extractos; en la industria química
para la producción de pinturas, lacas y otros materiales polimé­
ricos; en la industria de las bebidas y licores en la elaboración
de cervezas, licores, rones; en la medicina como desinfectante o
materiales biodegradables como hilos de sutura (1-octadecanol);
en la industria automovilística y en el hogar como combustibles y
anticongelantes (figura 3.6).

130

CAPÍTULO 3

Fig. 3.6 Aplicaciones de los alcoholes

Otras aplicaciones de los alcoholes están relacionadas con sus
propiedades físicas. Por ejemplo, el etilenglicol se usa como anti­
congelante, debido a su alta temperatura de ebullición, su baja
temperatura de congelación y su gran solubilidad en agua.
El etanol es un desinfectante utilizado en hospitales, laboratorios
y entidades (cementerios) para lavar las manos. Su mayor potencial
bactericida se obtiene a una concentración de aproximadamente
el 70 %. Es bueno conocer que, cuando el etanol se utiliza para
propósitos científicos e industriales, es necesario “desnaturalizar­
lo” o adulterarlo con la adición de otras sustancias más tóxicas, con
la finalidad de hacerlo inadecuado para beber. Para este proceso
se utiliza una gran variedad de desnaturalizantes que incluyen el
metanol o alcohol metílico y algún hidrocarburo como el etilbence­
no o el tolueno.

131

QUÍMICA

El único alcohol que puede ser ingerido y no es tóxico en propor­
ciones moderadas, es el etanol, que es una de las llamadas drogas
lícitas en muchos países, incluyendo Cuba, cuya industria ronera es
una de las más reconocidas a nivel mundial.
Una de las causas de los accidentes de tránsito es la conducción
bajo los efectos de la ingestión de bebidas alcohólicas por los con­
ductores, sobre todo en los períodos vacacionales y/o festivos. Un
método químico para detectar el nivel de alcohol en el organismo
es mediante el aliento del conductor (figura 3.7), llamada prueba
del alcohol (alcotest), que es precisamente una reacción de oxida­
ción de las estudiadas, cuyo esquema de reacción es:
2
Cr2O7 / H+
verde
anaranjado
+3
CH COOH + Cr
CH CH OH
3

2

3

Fig. 3.7 Prueba del alcohol

El color anaranjado del reactivo (dicromato de potasio en medio
ácido) cambia a verde al producir iones cromo III, cuando la persona
que se analiza sopla para llenar un globo en el que el reactivo está
colocado en el interior del dispositivo, este interactúa con los vapo­
res del alcohol del aliento, reaccionando y produciendo la oxidación

132

CAPÍTULO 3

del alcohol a ácido y la aparición del color verde del ión Cr3+, que
justifica el cambio de color mencionado.
El metanol, conocido como “alcohol de madera”, de olor, color
y sabor similar al etanol, es muy venenoso al tomarlo, respirarlo
durante períodos prolongados o dejarlo mucho tiempo en contacto
con la piel, puede conducir a la ceguera o la muerte.

,

Conoce un poco más

El etanol, ingerido en exceso y frecuentemente, ataca el Sistema Ner­
vioso Central (SNC). El sitio de oxidación es el hígado. La ingestión de
alcohol disminuye la absorción intestinal de las vitaminas del grupo
B y favorece la aparición de enfermedades por carencias (beriberi,
pelagra y polineuritis). Produce aceleración cardíaca, vasodilatación
periférica, sensación de calor en la piel, pero favorece la pérdida de
calor y es perjudicial, si el sujeto debe exponerse al frío. Su consumo
habitual va ligado a la aparición de enfermedades como la cirrosis
hepática y el hígado graso.

El etanol constiuye el principal componente de las bebidas al­
cohólicas como el vino (alrededor de un 13 %), la cerveza (5 %) o
licores (hasta un 50 %). El consumo de bebidas alcohólicas es una
práctica muy antigua del hombre, pero sus excesos causan graves
trastornos al organismo humano, generando el alcoholismo.
El alcoholismo es un padecimiento que desencadena una fuerte
necesidad de ingerir alcohol, de forma que existe una dependencia
física de esta sustancia. Consiste en un consumo excesivo de alcohol
de forma prolongada. Es una enfermedad crónica, producida por
el consumo incontrolado de bebidas alcohólicas, lo cual interfiere
en la salud física, mental, social y/o familiar, así como en las res­
ponsabilidades laborales.Tras el consumo excesivo de alcohol puede
aparecer la inconsciencia y, a niveles extremos, puede llevar a un
envenenamiento por alcohol y a la muerte.

133

QUÍMICA

3

De la historia

'

Conéctate

Durante la “ley seca” estadounidense (1919-1933), cuando la fabrica­
ción de bebidas alcohólicas estaba prohibida, se utilizaba cualquier
tipo de alcohol, incluido el metanol, para mezclarlo con las bebidas.
Como el metanol es mucho más tóxico que el etanol, esta práctica
produjo muchos casos de ceguera o muerte entre los consumidores
de estas bebidas alcóholicas.

Investiga más sobre la toxicidad del alcohol metílico, metanol o alco­
hol de madera en www.ecured.cu. Resume las consecuencias para el
organismo humano del consumo o exposición a esta sustancia.

Comprueba lo aprendido
3.18 ¿Es mejor combustible el etanol que el 1-pentanol? Argumenta.
3.19 Establece una relación entre, al menos, tres propiedades de los
alcoholes y sus aplicaciones.
3.20 Resume en una cuartilla las causas y consecuencias que puede
ocasionar el alcoholismo en una persona.
3.21 Investiga y responde ¿por qué el alcohol etílico o etanol puede
considerarse una droga?
Desafío
8. La prueba del yodoformo es una reacción química que nos
permite diferenciar una muestra de etanol de una de meta­
nol. Indaga acerca de esta importante reacción y describe sus
características.

134

CAPÍTULO 3

3.2 Aldehídos y cetonas
Los aldehídos y las cetonas son compuestos orgánicos oxigenados
en los que el grupo funcional característico de ambos es el grupo
carbonilo –CO, son compuestos que están presentes en la natura­
leza, son muy reactivos y tienen gran importancia en la síntesis de
otros compuestos químicos.
En este epígrafe puedes dar respuestas a interrogantes como:
¿cuál es el grupo funcional de estas sustancias?, ¿qué influencia tie­
ne este en las propiedades físicas y químicas de los aldehídos y las
cetonas? o ¿qué tipo de isomería presentan?

3.2.1 Aldehídos y cetonas. Estructuras. Series homólogas.
Propiedades físicas
La fórmula química general de los aldehídos y las cetonas se puede
escribir como: CnH2nO. Como puedes apreciar, son sustancias quími­
cas que tienen similitudes y diferencias. Los aldehídos se pueden
representar por la fórmula general RCHO y las cetonas por RCORŔ.
Aquí R y RŔ representan grupos alquílicos alifáticos o aromáticos.
Observa la figura 3.8 y aprecia que, si el grupo funcional está en
el primer átomo de carbono –CHO, el compuesto pertenece a los
aldehídos y si el grupo funcional –CO- está en un átomo de carbono
secundario, el compuesto pertenece a una cetona. De esta manera
podrás distinguir estas sustancias.

Fig. 3.8 Fórmulas químicas
generales de aldehídos
y cetonas

135

QUÍMICA

Al átomo de carbono en el grupo carbonilo se le asigna la hibrida­
ción sp2 y, por tanto, los tres enlaces σ emplean orbitales sp2 y se
hallan en un mismo plano, separados entre sí mediante un ángulo
de 120o. El orbital p restante del átomo de carbono forma un enlace
π con un orbital p del oxígeno, dando lugar a un doble enlace entre
los átomos de carbono y oxígeno. En el resto de los átomos de carbo­
no de aldehídos y cetonas, la hibridación química asignada al átomo
de carbono es sp3. En la figura 3.9 puedes observar sus estructuras.

Fig. 3.9 Estructura del grupo carbonilo
en cetonas y aldehídos

Los electrones del doble enlace carbonílico mantienen unidos a
dos átomos de electronegatividades diferentes, por lo que no son
compartidos de igual manera entre ellos. La nube π de este enlace
es muy móvil y es atraída fuertemente por el átomo más electrone­
gativo, el oxígeno. Por tanto, el grupo carbonilo se halla muy
polarizado, es un grupo polar, lo cual se representa por una fracción
o densidad de carga δ– sobre el átomo de oxígeno y una densidad de
carga positiva δ+ sobre el átomo de carbono, como se muestra en
la figura 3.10.

Fig. 3.10 Densidad
de carga en el
grupo carbonilo en
aldehídos y cetonas

136

CAPÍTULO 3

Series homólogas
Cada una de estas clases de sustancias forman una serie homólo­
ga, en las que los miembros se diferencian en uno o varios grupos
metilenos, – CH2 Los aldehídos y las cetonas son aquellos compues­
tos que poseen el grupo funcional carbonilo, (=C=O), que es uno
de los grupos más importantes en la Química Orgánica. Por esta
razón, frecuentemente se les denomina compuestos carbonílicos.
Los aldehídos presentan el grupo carbonilo en uno de los extremos
de la cadena carbonada, enlazado a un átomo de carbono y a otro
de hidrógeno (excepto en el caso del primer representante de la serie
homóloga, en el cual el grupo está asociado a dos átomos de hidró­
geno). El metanal es el primer representante de los aldehídos y su
grupo carbonilo contiene dos átomos de H. En el caso de las cetonas
son sustancias en las que el grupo carbonilo está enlazado a dos áto­
mos de carbono y el primer representante de estas es la propanona.
En la tabla 3.3 representamos la fórmula y algunas propiedades
físicas de miembros de las series homólogas de los aldehídos y las ce­
tonas. También puedes profundizar en otras series de estos mismos
compuestos porque solo te mostramos los aldehídos no ramificados
y las 2-cetonas no ramificadas.
Tabla 3.3 Serie homóloga de algunos aldehídos y cetonas
Serie homóloga de los aldehídos no ramificados
Fórmula química
semidesarrollada

Masa
molar
(g/mol)

Temperatura de

Solubilidad

ebullición/ºC

(g/100 g
de H2O)

H – CHO

30

–21

∞

CH3 – CHO

44

20

∞

CH3 – CH2 – CHO

58

49

∞

CH3 – (CH2)2 – CHO

72

76

7,6

CH3 – (CH2)3 – CHO

86

103

poco soluble

CH3 – (CH2)4 – CHO

100

131

poco soluble

137

QUÍMICA
Serie homóloga de las 2-cetonas no ramificadas
Fórmula química
semidesarrollada

Masa
molar
(g/mol)

Temperatura de
ebullición/ºC

Solubilidad
(g/100 g
de H2O)

CH3 – CO – CH3

58

56

a

CH3 – CO – CH2 – CH3

72

80

26

CH3 – CO – (CH2)2 – CH3

86

102

6,3

CH3 – CO – (CH2)3 – CH3

100

150

2,0

Propiedades físicas
Como se observa en las series homólogas de los aldehídos y las
cetonas, sus propiedades físicas varían con el aumento de la masa
molar. Las temperaturas de ebullición aumentan con el incremento
de grupos metileno (–CH2), debido al incremento de las fuerzas in­
termoleculares. Los aldehídos y las cetonas de baja masa molar son
apreciablemente solubles en agua, porque forman asociaciones in­
termoleculares por puentes de hidrógeno con el agua (figura 3.11);
pero, a medida que aumenta la cadena carbonada, la solubilidad
disminuye porque comienza a prevalecer la zona apolar de la molé­
cula de estos compuestos (zona hidrofóbica), cambiando su
naturaleza eléctrica.

Fig. 3.11 Asociaciones intermoleculares
puentes de hidrógeno entre moléculas de
aldehídos y cetonas con las de agua

138

CAPÍTULO 3

Comprueba lo aprendido
3.22 Escribe la fórmula semidesarrollada de los compuestos que se
nombran a continuación y expresa cuál, de cada uno de los
pares dados, tiene mayor temperatura de ebullición. Explica
en cada caso.
a) butanal y 1-butanol
b) pentano y pentanal
c) 2-pentanona y 1-pentanol
d) propano y propanona

3.23 Representa la estructura electrónica del grupo carbonilo y ex­
presa por qué tiene características polares.
3.24 Los aldehídos son alcoholes deshidrogenados. Argumenta esta
afirmación.
3.2.2 Nomenclatura química y notación química de aldehídos
y de cetonas
El sistema IUPAC proporciona una nomenclatura determinada
para los aldehídos, basada en reglas similares a las de otras clases de
compuestos orgánicos. Para el caso de los aldehídos, en general los
nombres utilizan el sufijo -al. A continuación, se resumen las reglas
de nomenclatura en dos pasos:
1. En los aldehídos no ramificados se nombra la cadena por el nom­

bre del alcano correspondiente, sustituyendo la -o final por el
sufijo -al. La posición del grupo

funcional no es necesario
especificarla, ya que en estos compuestos siempre estará localiza­
do en el primer átomo de carbono o átomo de carbono terminal
de la cadena carbonada.

139

QUÍMICA
2. En los aldehídos de cadena ramificada, se nombra la cadena más

larga que contenga el grupo funcional como el nombre del al­
cano correspondiente, solo cambiando la terminación -o por -al.
Los sustituyentes se nombran en orden alfabético y los localiza­
dores se numeran partiendo del átomo de carbono del grupo
funcional. Se utilizan prefijos griegos cuando se repite el mis­
mo sustituyente.
A continuación, te presentamos algunos ejemplos para que prac­
tiques las reglas anteriores.
a) Aldehídos de cadenas no ramificadas

b) Aldehídos de cadenas ramificadas

1.

2.

También para las cetonas el sistema IUPAC proporciona una no­
menclatura determinada, basada en reglas similares a las de otras
clases de compuestos. En general, los nombres utilizan el sufijo
-ona, junto con un número que indica la localización del grupo

140

CAPÍTULO 3

carbonilo. A continuación, se resumen las reglas de nomenclatura
de cetonas en los dos pasos siguientes:
3. En las cetonas de cadena carbonada no ramificadas, estas se

nombran como el alcano correspondiente sustituyendo la o fi­
nal por el sufijo –ona y se especifica, si es necesario, la posición
del

grupo funcional. Para ello, se numera la cadena y se
usa el número más bajo posible correspondiente al átomo de
carbono que está unido el grupo carbonilo (localizador) y el lo­
calizador se coloca delante del nombre separado por una pleca.
4. En las cetonas ramificadas se nombra la cadena más larga

que contenga el grupo funcional como el nombre del alcano
correspondiente, cambiando la terminación -o por -ona, los sus­
tituyentes se nombran en orden alfabético y los localizadores se
seleccionan para formar el número más bajo posible, como se
hace en el caso de los alquenos y alquinos ramificados y, cuando
se repite, se utilizan prefijos griegos.
A continuación, te presentamos algunos ejemplos para que prac­
tiques las reglas anteriores.
a) Cetonas no ramificadas

b) Cetonas de cadenas ramificadas

141

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
3.25 Nombra o formula según corresponda. Utiliza la fórmula quí­
mica semidesarrollada.
a) 3-metil-2-hexanona
b) metilpropanal
c) dietilbutanal
d)

e)

f)

3.26 Completa el siguiente cuadro.
Nombre

3-metil-hexanona

3etil-2-metil­
heptanal

142

Fórmula química
semidesarrollada

Función
química

CAPÍTULO 3

3.27 Identifica por su fórmula química semidesarrollada y por su
nombre, un compuesto que posee dos átomos con hibrida­
ción sp2, que tiene 2 hidrógenos en total y es homólogo del
butanal.
3.2.3 Isomería de aldehídos y de cetonas. Isomería de función
Para el estudio de la isomería de estos compuestos debes poner
en práctica la definición de este concepto que ya conoces con an­
terioridad. Los aldehídos solo presentan isomería de cadena y de
función, ¿por qué no es posible que estos compuestos tengan iso­
mería de posición? El grupo funcional solo se localiza en el primer
átomo de carbono, esta es una de las características estructurales de
estos compuestos.
En el caso de las cetonas, además de la isomería de cadena y fun­
ción, sí es posible la isomería de posición, ya que el grupo funcional
se localiza en un átomo de carbono secundario y su posición puede
ser variada. Para la isomería de función de estas dos clases de sus­
tancias, nos referiremos a la isomería entre ellas solamente.
Ahora observa que, para un aldehído de fórmula global C5H10O,
se pueden representar las siguientes formulas semidesarrolladas:

Como se puede observar los cuatro compuestos anteriores res­
ponden a la misma fórmula global, pero difieren en su estructura
ya que tienen distintos tipos de cadena, por lo que entre ellos la
isomería es de cadena.

143

QUÍMICA

Observa que para una cetona con la misma fórmula global, C5H10O,
se pueden representar las fórmulas semidesarrolladas siguientes:
a)
b)
c)

Como puedes ver, en los ejemplos anteriores los compuestos de
los incisos a y b son isómeros de posición, los compuestos de los inci­
sos a y c son isómeros de cadena y los compuestos de los incisos b y
c presentan dos tipos de isomería: de cadena y de posición.
De igual manera, las fórmulas químicas semidesarrolladas del
3-metil-2-pentanona y 2,2-dimetilbutanal responden a la misma
fórmula C6H12O, pero presentan distinta estructura, ya que una res­
ponde a la fórmula general RCHO (aldehídos) y la otra a la fórmula
general RCORŔ(cetonas), por lo que serán isómeros de función.
a)
b)

Comprueba lo aprendido
3.28 Analiza las fórmulas químicas representadas y responde:
I.

II.

III.
IV.

144

CAPÍTULO 3

a) ¿Qué tipo de isomería presentan los compuestos represen­
tados? Explica.
b) Nómbralos.

3.29 Escribe las fórmulas semidesarrolladas y los nombres de:
a) dos isómeros de cadena de fórmula C4H8O
b) dos isómeros de posición de fórmula C7H14O
c) dos isómeros de función de fórmula global C5H10O

3.30 Escribe la fórmula semidesarrollada y el nombre de todos los
isómeros de función del hexanal.
3.2.4 Obtención de aldehídos y de cetonas
Cuando estudias reacciones de otros grupos de funciones quími­
cas, puedes apreciar algunos de los mejores métodos para obtener
aldehídos y cetonas. Son varios los métodos que se utilizan en el la­
boratorio, en este momento solo nos referiremos a la oxidación de
alcoholes alifáticos primarios y secundarios con oxidantes adecua­
dos. Presta atención a las reacciones químicas que te representamos
a continuación:

En el caso de obtención de aldehído a partir de un alcohol pri­
mario por oxidación de este, debe utilizarse un oxidante moderado
como el PCC para que no se produzca una sobreoxidación hasta

145

QUÍMICA

ácido. Se trata del clorocromato de piridinio (PCC), un complejo de
óxido de cromo VI con piridina (C5H5N) y ácido clorhídrico (HCl).

La obtención industrial de los aldehídos y las cetonas, en depen­
dencia de la naturaleza del alcohol que intervenga en la reacción,
se realiza a partir de la oxidación catalítica con aire y el producto
de la reacción de oxidación puede ser un aldehído o una cetona. La
reacción se efectúa haciendo pasar vapores del alcohol sobre cobre
metálico calentando a 300 oC.

Ejemplo 1

146

CAPÍTULO 3

Ejemplo 2

En el laboratorio se emplean diferentes agentes oxidantes para
la obtención de los aldehídos y las cetonas. Uno de ellos es el di­
cromato de potasio en medio ácido (K2Cr2O7 / H+), conocido como
mezcla crómica, el cual se hace reaccionar con un alcohol primario
o uno secundario.
También es importante que conozcas que en la reacción de ob­
tención de los aldehídos es necesario ir eliminando el aldehído de
la mezcla de reacción con la misma rapidez con que se forma, para
evitar que esta sustancia pueda oxidarse y convertirse en otra.

Comprueba lo aprendido
3.31 Representa el esquema de la oxidación controlada del
1-pentanol.

147

QUÍMICA

3.32 Indaga sobre otros agentes oxidantes que pueden transformar
alcoholes en aldehídos o cetonas.
3.33 Escribe un esquema de reacción que represente la oxidación
moderada de un alcohol primario de 4 átomos de carbono.
Nombra las sustancias orgánicas reaccionantes y el producto.
3.2.5 Propiedades químicas de aldehídos y de cetonas:
reacciones de oxidación y reducción
Son numerosas las reacciones químicas en las que participan
los aldehídos y las cetonas, pero de estas solo estudiaremos la
oxidación y la reducción. En la mayoría de los casos, los aldehídos
son más reactivos que las cetonas. Los aldehídos generalmen­
te reaccionan más rápido que las cetonas, ya que estas últimas
son resistentes a la oxidación y, cuando lo hacen, se producen
ácidos carboxílicos de cadena más corta que la cadena de la
cetona original.
Observa la estructura de estas dos sustancias para que com­
prendas que la reactividad de los aldehídos es mayor, puesto que
solo tienen un grupo alquilo unido al carbono del grupo funcio­
nal, lo que hace que el grupo carbonilo de estos compuestos sea
más reactivo; pero, en el caso de las cetonas, al estar el grupo
carbonilo unido a dos grupos alquílicos, lo hace menos reactivo.
Reacciones de oxidación de los aldehídos
Los aldehídos se oxidan con facilidad frente a algunos oxidan­
tes enérgicos. La notación que se utiliza en el esquema de reacción
para representar encima de la flecha al agente oxidante, débiles o
fuertes, es [O]; oxidantes fuertes pueden ser el permanganato de
potasio y dicromato de potasio, ambos en medio ácido. El esquema
de reacción puede representarse de la manera siguiente:

148

CAPÍTULO 3

También lo hacen con oxidantes débiles, tales como una disolu­
ción amoniacal de iones plata (reactivo de Tollens) y la disolución
alcalina de iones cobre II (reactivo de Fehling). Al hacer reaccionar
el reactivo de Tollens con unos mililitros de un aldehído, calentando
suavemente, se observa la aparición de una capa de plata metálica
que se deposita en las paredes del recipiente. Esta reacción se cono­
ce con el nombre de “espejo de plata”. En esta reacción el aldehído
se oxida a ion carboxilato y el ion Ag+ se reduce a plata metálica. En
este caso, el proceso general se puede representar así:

,

Conoce un poco más

El reactivo de Tollens se prepara añadiendo dos gotas de disolu­
ción de hidróxido de sodio al 5 %, en 1 mL de disolución acuosa de
nitrato de plata al 5 %. Se formará un precipitado de hidróxido de
plata, el cual se disuelve con una disolución acuosa de amoníaco de
concentración 2 mol/L, en la que se forma el ion complejo (diam­
min-plata I [Ag(NH3)2]+)
En esta reacción, el ion [Ag (NH3)2]+, que es un oxidante, es capaz
de oxidar al grupo carbonilo a carboxilo, lo que se evidencia por la
precipitación de plata metálica que se deposita en las paredes del

149

QUÍMICA
vidrio del tubo de ensayos (esto se conoce como la formación del
espejo de plata).

3

De la historia

Bernhard Tollens (Alemania, 1841-1918). Profesor,
director del laboratorio de Química de la universidad
de Coímbra, Portugal. Conocido por el reactivo que
lleva su nombre, un complejo acuoso de diammin­
plata, presentado usualmente bajo la forma de nitrato,
empleado para verificar la presencia de aldehídos que
son oxidados a ácidos carboxílicos.

Bernhard
Tollens

Cuando se utiliza el reactivo de Fehling, este es capaz de oxidar
al grupo carbonilo a carboxilato, lo que se evidencia por un cambio
de color (de azul a rojo), producto de la reducción del Cu2+ a Cu+.
Observa el esquema de reacción, como el medio es básico, se obtie­
ne el anión de la sal correspondiente (carboxilato). Debajo aparece
un esquema de reacción en el que se estabiliza el producto final de
iones cobre I (Cu2O), que es de color pardo rojizo.

,

Conoce un poco más

El reactivo de Fehling se prepara con dos disoluciones por separado:
una que contenga sulfato de cobre II y otra que contenga tartrato
de sodio y potasio e hidróxido de sodio. Estas se mantienen separa­
das hasta el momento de utilizarlas para evitar la precipitación del
hidróxido de cobre II.

150

CAPÍTULO 3

3

De la historia

Hermann von Fehling (Alemania, 1811-1885). Profesor
de la Universidad de Stuttgart. Propuso el reactivo que
lleva su nombre, que se utiliza para la determinación
de azúcares reductores.
Hermann
von Fehling

A diferencia de los aldehídos, las cetonas no reaccionan con estos
reactivos, ya que estas no se oxidan con facilidad. La oxidación de
las cetonas solo se logra con mezclas oxidantes fuertes y calor, en las
que ocurren rupturas de enlaces C – C. Por ello, estos reactivos son
útiles para identificar aldehídos y, en particular, para diferenciarlos
de las cetonas en sus respectivas reacciones químicas.

,

Conoce un poco más

Existen otros reactivos de identificación de aldehídos como el reactivo
de Benedict: este se prepara con una disolución que contenga sulfato
de cobre II, sulfato de sodio o cloruro de sodio, carbonato de sodio e
hidróxido de sodio. Este reactivo oxida al grupo carbonilo presente en
la glucosa a carboxilo, que estudiaremos en la próxima subunidad. En
dicha reacción, el cobre 2+ de color azul se transforma en diferentes
especies químicas hasta precipitar en forma de óxido de cobre 1+ de
color rojo ladrillo.

Reacciones de reducción
De manera contraria al proceso de oxidación de alcoholes prima­
rios, los aldehídos se reducen para formar estos compuestos. Por su
parte, las cetonas se reducen para producir alcoholes secundarios,

151

QUÍMICA

a partir de un reductor apropiado. Estas reacciones químicas se re­
presentan por los esquemas siguientes:

Como puedes apreciar, las representaciones anteriores ilustran
la obtención de un alcohol primario y de uno secundario a partir
de un aldehído y de una cetona, respectivamente. La notación que
se utiliza en el esquema de reacción para representar encima de
la flecha al agente reductor es [R], algunos ejemplos pueden ser:
NaBH4, LiBH4, H2 (con catalizadores). Analiza los ejemplos siguientes:

Comprueba lo aprendido
3.34 Debate con tus compañeros cómo se pueden diferenciar expe­
rimentalmente los compuestos representados a continuación:

152

CAPÍTULO 3

a) CH3 – CH2 – CHO
b) CH3 – CO – CH2 – CH3

3.35 Completa los esquemas de reacción siguientes:
a)
b)

3.36 Proponles a tus compañeros una vía de síntesis del propanal, a
partir del propano, si dispones de todos los recursos necesarios
en el laboratorio.
a) Escribe las ecuaciones químicas.

3.2.6 Aplicaciones de los aldehídos y las cetonas
Los aldehídos y las cetonas se encuentran entre los compuestos
de mayor importancia, tanto en la bioquímica como en la industria
química. Se han aislado una gran variedad de aldehídos y cetonas
a partir de plantas y animales; muchos de ellos, en particular, los de
peso molecular elevado, tienen olores fragantes y peculiares. Por
lo general, se les conoce por sus nombres comunes, que indican su
fuente de origen o cierta propiedad característica.
El alcanfor es una cetona que se encuentra en forma natural y
se obtiene de la corteza de un árbol, que posee el mismo nombre.
Tiene un olor fragante y característico; conocido desde hace mucho
tiempo por sus propiedades medicinales, es un analgésico muy usa­
do en linimentos.
Otras dos cetonas naturales, beta-ionona y muscona, se utili­
zan en perfumería. La beta-ionona es la esencia de violetas. La
muscona, obtenida de las de las glándulas odoríferas del venado
almizclero macho, posee una estructura de anillo con 15 átomos
de carbono (figura 3.12).

153

QUÍMICA

Fig. 3.12 Aplicaciones de cetonas y aldehídos en diferentes etapas

La acetona (propanona), que es muy reconocida para quitar
esmalte de uñas, es la cetona comercial más importante, con una
producción anual de tres millones de toneladas. Tanto la propanona
como la butanona son disolventes industriales comunes. Algunas de
estas de origen natural y otras artificiales se emplean en la cosme­
tología como aromatizantes y perfumes.
El aldehído más simple, el formaldehído (metanal), es un gas in­
coloro de olor irritante. Desde el punto de vista industrial es muy
importante; suele hallarse como una disolución acuosa al 40 %
llamada formalina. Se usa para conservar muestras biológicas. El
formaldehído en disolución se combina con las proteínas de los teji­
dos y los endurece, haciéndolos insolubles en agua.
El acetaldehído (etanal) es un líquido volátil e incoloro, de olor
irritante. Es una materia prima muy utilizada en la fabricación de
muchos compuestos orgánicos. También, estos compuestos, de mane­
ra general, se utilizan en la fabricación de resinas, plásticos, pinturas,
esencias y disolventes, entre otros.

154

CAPÍTULO 3

Comprueba lo aprendido
3.37 La propanona (acetona) es muy utilizada para remover esmal­
tes de uñas. ¿En qué propiedades de esta sustancia se basa esta
aplicación?

3.3 Ácidos carboxílicos y ésteres
Los ácidos carboxílicos son compuestos orgánicos que poseen uno
o más grupos carboxilo (–COOH). Están presentes en la naturaleza,
intervienen en la descomposición de la materia orgánica incluyendo
la fermentación de frutas como la guayaba y el tamarindo; ejem­
plos de estos son el ácido ascórbico (vitamina C), el ácido tartárico
y el ácido cólico presente en la bilis. El ácido cítrico es uno de los
intermediarios del ciclo de Krebs (ciclo bioquímico que ocurre en el
organismo vivo) junto a otros ácidos.
Muchos de estos ácidos se obtienen en el laboratorio a partir
de reacciones químicas y contribuyen al desarrollo de la industria
química; como ejemplos podemos señalar al ácido etanoico (áci­
do acético) cuya disolución del 4 % al 5 % es el vinagre, el ácido
benzoico como preservante de alimentos y el ácido acetilsalicílico
(aspirina), como importante medicamento.
Los ésteres, derivados de los ácidos carboxílicos, son compues­
tos que se encuentran en los frutos y flores de muchas plantas,
fundamentalmente. Poseen olores agradables y son componentes
importantes de muchos aceites esenciales en la naturaleza.

3.3.1 Ácidos monocarboxílicos. Estructura. Serie homóloga.
Propiedades físicas
Los ácidos carboxílicos también pueden considerarse como deriva­
dos de los hidrocarburos, en cuyas moléculas un átomo de hidrógeno

155

QUÍMICA

se encuentra sustituido por el grupo carboxilo. Cuando poseen un
grupo carboxilo, reciben el nombre de ácidos grasos, pues muchos se
pueden obtener por la hidrólisis de las grasas, sustancias que forman
el tejido adiposo de los animales; también se encuentran en los vege­
tales, en las semillas y en algunos frutos.
Estructura de los ácidos monocarboxílicos
Los ácidos monocarboxílicos poseen fórmula química general y
su fórmula estructural se representa de la forma siguiente:

Observa que el grupo funcional característico de los ácidos mo­
nocarboxílicos puede representarse de la manera siguiente:

La geometría del grupo carboxilo es plana y a los átomos de car­
bono y de oxígeno con doble enlace se les asigna la hibridación sp2.

,

Conoce un poco más

El ácido acetilsalicílico o ASA (C9H8O4), conocido popularmente como
aspirina, es un fármaco de amplio uso y pertenece a la familia de los
salicilatos (derivados del ácido salicílico).

156

CAPÍTULO 3

En la tabla 3.4 te mostramos la serie homóloga de los homólogos
lineales (no ramificados) y sus propiedades físicas.
Tabla 3.4 Serie homóloga y algunas de las propiedades físicas de ácidos
monocarboxílicos
Masa
molar
(g/mol–1)

Solubilidad
en agua
(g/100 g H2O)

Temperatura
de ebullición
(ºC)

ácido
metanoico

46

8

101

ácido
etanoico

60

α

118

74

α

141

88

α

163

102

3,7

186

116

0,7

280

Fórmula química
semidesarrollada

ácido
propanoico

ácido
butanoico

ácido
pentanoico

ácido hexanoico

157

QUÍMICA

Como puedes apreciar, la tabla 3.4 te muestra la serie homóloga
de los ácidos monocarboxílicos no ramificados de 1 a 6 átomos de
carbono. Los primeros cuatro ácidos (los de masa molar más peque­
ña) son solubles en todas sus proporciones en el agua, al establecer
con facilidad asociaciones por puente de hidrógeno; esto es posible
porque existe una zona polar en sus estructuras.
Percátate de que, a partir de 5 átomos de carbono, el tamaño de
la cadena carbonada va aumentando y con ella disminuye la carac­
terística polar, por lo tanto, disminuye la formación de asociaciones
por puente de hidrógeno.
También, en la medida en que aumenta la masa molar, la tempe­
ratura de ebullición aumenta, debido a que se incrementan las
fuerzas intermoleculares. Los valores de temperatura de ebullición
de los ácidos monocarboxílicos con respecto a los alcoholes con igual
cantidad de carbonos son mayores, debido a la presencia de dobles
asociaciones por puentes de hidrógeno que incrementan las atrac­
ciones intermoleculares como se muestra en la figura 3.13.

Fig. 3.13 Dobles asociaciones por
puentes de hidrógeno

Comprueba lo aprendido
3.38 Identifica los compuestos representados según su función
química:
a) CH3 – CH = CH2
b) CH3 – CHO
c) CH3 – CH2 – COOH

158

CAPÍTULO 3

3.39 Identifica, entre los compuestos orgánicos representados, dos
que sean homólogos:
a) CH3 – CH2 – CH2 – CH3

b) CH3 – CH2 – CH = CH2

c) CH3 – CH3 – COOH

d) CH3 – CH2 – CH2 – COOH

e) Establece una secuencia, en orden descendente, según los
valores de temperatura de ebullición de cada uno.

3.40 Se dispone de tres ácidos, cuyas fórmulas químicas se dan a
continuación.
a) CH3 – (CH2)2 – COOH

b) CH3 – (CH2)3 – COOH

c) CH3 – (CH2)4 – COOH
Si se conoce que los valores de la temperatura de ebullición
son; 240 ºC, 163 ºC y 186 ºC, ¿qué temperatura corresponde a
cada compuesto? Explica tu respuesta.

3.41 ¿Existirá algún ácido alifático monocarboxílico en estado ga­
seoso a temperatura ambiente? Fundamenta.
3.3.2 Nomenclatura química y notación química de los ácidos
monocarboxílicos
La nomenclatura IUPAC para los ácidos carboxílicos emplea el
nombre del alcano que corresponde a la cadena más larga de átomos
de carbono, que incluye al ácido carboxílico. La -o final de alcanos se
sustituye por el sufijo -oico, y se antepone la palabra ácido.

159

QUÍMICA

En los ácidos ramificados para señalar los sustituyentes, la cadena
se numera comenzando por el carbono donde esté más próximo el
grupo carboxilo. Observa los ejemplos siguientes:

(CH3)2CHCH2COOH (ácido 3-metilbutanoico)

Ahora te mostramos, en la tabla 3.5, los nombres comunes y los
nombres según la IUPAC de algunos ácidos monocarboxílicos. Prac­
tica las reglas de nomenclatura propuestas para ellos.
Tabla 3.5 Nombre de algunos ácidos monocarboxílicos
Nombre IUPAC

Nombre común

Fórmula

ácido metanoico

ácido fórmico

HCOOH

ácido etanoico

ácido acético

CH3COOH

ácido propanoico

ácido propiónico

CH3CH2COOH

ácido butanoico

ácido butírico

CH3(CH2)2COOH

ácido 2-metilpropanoico

ácido isobutírico

(CH3)2CHCOOH

ácido pentanoico

ácido valérico

CH3(CH2)3COOH

ácido hexanoico

ácido caproico

CH3(CH2)4COOH

Comprueba lo aprendido
3.42 Escribe los nombres o las fórmulas químicas semidesarrolladas
de los ácidos monocarboxílicos siguientes:

160

CAPÍTULO 3

a)
b)

c) ácido 2,2-dimetilbutanoico
d) ácido hexanoico
e) ácido propanoico
f) ácido 3,3-dietilhexanoico

3.43 Completa el siguiente cuadro:

Nombre

Fórmula química
semidesarrollada

ácido 2-metilpentanoico
CH3 – CH2 – CH2 – COOH
ácido 2,4-dimetilhexanoico

3.44 Representa, por su fórmula química semidesarrollada, un áci­
do monocarboxílico de cuatro átomos de carbono que posee
un carbono terciario.
a) Nombra el compuesto representado.

3.3.3 Obtención de los ácidos monocarboxílicos
Las bebidas alcohólicas fermentadas, como el vino y la sidra, se
exponen al aire, el alcohol que contienen estas se oxida a ácido
etanoico y se obtiene el vinagre del vino y el vinagre de manza­
na, respectivamente. Industrialmente, el ácido etanoico se obtiene

161

QUÍMICA

a partir del eteno, el cual, mediante una oxidación catalítica, se
transforma en etanal, que a su vez se oxida catalíticamente a ácido
etanoico. Observa la reacción de este proceso:

En epígrafes anteriores has estudiado reacciones que pueden ser
utilizadas para obtener ácidos monocarboxílicos. En el laboratorio
se pueden obtener ácidos monocarboxílicos mediante reacciones de
oxidación de alcoholes y de aldehídos. Para una mayor comprensión
de este proceso puedes remitirte a la consulta de las propiedades
químicas de los alcoholes y los aldehídos.

Comprueba lo aprendido
3.45 Representa el esquema de reacción química para la obtención
del ácido propanoico a partir del aldehído correspondiente.
3.46 Plantea un esquema de reacción química en el que, a partir del
1-butanol, obtengas el ácido correspondiente, toma en consi­
deración que el agente oxidante a utilizar es el permanganato
de potasio en medio ácido.
3.3.4 Propiedades químicas de los ácidos monocarboxílicos:
reacción con los metales activos, esterificación
Los grupos carbonilo e hidroxilo, que conforman el carboxilo,
influyen entre sí a consecuencia de su cercanía. Pero, las propieda­
des del grupo carboxilo no son la simple suma de ambos grupos.
Este es un nuevo grupo funcional con propiedades únicas, por lo
que se diferencia de las de los alcoholes, aldehí­dos y cetonas.

162

CAPÍTULO 3

Las reacciones más importantes de los ácidos están relaciona­
das con sus propiedades ácidas, en las que se produce la ruptura
del enlace oxígeno-hidrógeno (O – H). Las características ácidas
en estos compuestos orgánicos se deben a la estructura de su
grupo funcional.

0

Recuerda que...

Los ácidos que has estudiado son sustancias que frente a metales acti­
vos producen dihidrógeno gaseoso y la sal correspondiente.

Reacción con los metales activos
Los ácidos monocarboxílicos reaccionan con metales activos libe­
rando dihidrógeno y formando la sal orgánica correspondiente.
Aquí manifiestan su comportamiento como ácido.

Ejemplo:

Esterificación
Los ácidos carboxílicos reaccionan con alcoholes, en presencia de
un catalizador ácido, formando ésteres y agua. Esta reacción se co­
noce como reacción de esterificación de Fischer.

163

QUÍMICA

Las reacciones de esterificación se efectúan bajo catálisis ácida,
puesto que en ausencia de ácidos fuertes estas reacciones proceden de
forma muy lenta. Si está presente una cantidad catalítica de ácido, el
equilibrio se alcanza al cabo de unas horas, calentando a reflujo una
mezcla del ácido carboxílico y del alcohol. Como se aprecia en el esque­
ma, en el equilibrio la concentración del éster es baja; para desplazar el
equilibrio hacia la formación del éster, se añade un exceso del ácido
carboxílico o del alcohol. También se puede aumen­tar la proporción de
éster en el equilibrio eliminando el agua formada en la reacción.

,

Conoce un poco más

La reacción química de la síntesis de la aspirina se considera una
esterificación. El ácido salicílico es tratado con anhídrido acético,
un compuesto derivado de un ácido. Este proceso produce aspirina
y ácido acético, el cual se considera un subproducto de la reacción.

Comprueba lo aprendido
3.47 Representa el esquema de la reacción del ácido etanoico con
el calcio metálico.

164

CAPÍTULO 3

3.48 Representa la reacción del 4-metil-1-pentanol con el ácido
etanoico en medio ácido, que produce un compuesto de olor
agradable (esencia de platanito), con fórmula:

a) ¿Qué nombre recibe este tipo de reacción?

3.3.5 Estructura de los ésteres. Isomería de función. Hidrólisis
de los ésteres
Los ésteres son los derivados de ácidos carboxílicos más fre­
cuentes. Están presentes en los aceites esenciales de las plantas,
dando lugar al aroma que se asocia a las flores y frutas maduras. Por
ejemplo: el olor del plátano maduro se debe, principalmente, al
éster acetato de isoamilo; el olor del jazmín se debe a la presen­
cia del éster etanoato de bencilo; el olor de la manzana, al éster
butanoato de metilo; el aceite de gaulteria, que se utiliza como
medicamento, contiene salicilato de metilo; el aceite de lavan­
da y de clavo dulce contienen cumarina, que actúa como fijador,
hacien­do duraderos sus olores.

,

Conoce un poco más

Las fórmulas estructurales representadas son fórmulas en las que solo
aparecen los átomos de los elementos que caracterizan la estructura,
el resto de los átomos se encuentran simplificados u omitidos; así,
en cada extremo de los segmentos existe un átomo de carbono, el
cual está unido a átomos de hidrógeno para satisfacer la tetrava­
lencia del carbono y los segmentos representan los enlaces químicos
correspondientes.

165

QUÍMICA

Estructura química de los ésteres
La fórmula general de los ésteres es:

Los ésteres presentan isomería de función con los ácidos mono­
carboxílicos de igual cantidad de átomos de carbono; así, el ácido
propanoico y el etanoato de metilo (ambos con fórmula molecular
C3H6O2) son isómeros de este tipo. Observa los ejemplos que se pre­
sentan a continuación y podrás percatarte de que estas sustancias
pertenecen a distintas funciones químicas, son isómeros de función
y tienen igual fórmula global: C4H8O2.

166

CAPÍTULO 3

Hidrólisis de los ésteres
La hidrólisis de un éster catalizada por un ácido, es el proceso
inverso del equilibrio de esterificación de Fischer. La adición de
un exceso de agua desplaza el equilibrio hacia la formación del
ácido y del alcohol. Cuando los ésteres reaccionan con el agua se
obtiene el alcohol y el ácido correspondiente. Observa el
ejemplo siguiente:

Comprueba lo aprendido
3.49 Identifica a qué tipo de función química pertenecen los com­
puestos representados a continuación:
a)

b)

167

QUÍMICA

c)

d)

3.50 Representa un isómero de función del compuesto representa­
do en A, del ejercicio anterior.
3.51 Representa la ecuación química de la hidrólisis en medio ácido
del ácido butanoico con el metanol.
3.3.6 Aplicaciones de los ácidos monocarboxílicos y ésteres
El ácido carboxílico más importante comercialmente es el áci­
do etanoico. El vinagre es una disolución del 4 % al 5 % de ácido
etanoico. Se emplea para cocinar, como agente conservante para
alimentos y ensaladas y se obtiene por la fermentación de azúca­
res y almidones.
El ácido etanoico también está presente en la industria quími­
ca. Se utiliza como disolvente, sustancia de partida en la síntesis de
nuevos productos y como catalizador en una gran variedad de reac­
ciones químicas. Se combina con el etino para formar el acetato de
vinilo, con el que se obtiene un polímero de gran aplicación que es
el acetato de polivinilo.
Los ácidos carboxílicos se utilizan para obtener nuevas sustancias
químicas, tanto en la naturaleza como en el laboratorio. El ácido
benzoico, en forma de su sal de sodio, se emplea para la conservación

168

CAPÍTULO 3

de frutas y alimentos. Además, se utiliza en la preparación de colo­
rantes y productos farmacéuticos.

1

¿Sabías que...?

El ácido ascórbico (vitamina C) posee una estructura compleja, muy
conocido por combatir el escorbuto, enfermedad que se adquiere
por no consumir frutas frescas y cítricos en las dietas. Se conoce que,
entre los años 1497 y 1499, el explorador portugués Vasco de Gama
perdió la mitad de su tripulación en uno de sus viajes, por el escor­
buto. Más tarde, también se conoció que el ácido ascórbico inhibe
el cáncer gástrico y cervical, combate el resfriado común, cura la
infertilidad y se utiliza en algunos tratamientos contra el SIDA.

Los ésteres son muy utilizados en la industria para muchos fines
y, en especial, como disolventes. El etanoato de etilo es un buen di­
solvente de una amplia variedad de compuestos y también se
encuentra en los productos de limpieza, abrillantadores, pegamen­
tos y difusores de los sprays (figura 3.14).

Fig. 3.14 Algunas aplicaciones de los ésteres

169

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
3.52 Representa, mediante ecuaciones químicas, las reacciones
siguientes:
a) ácido propanoico con polvo de aluminio
b) neutralización del ácido butanoico con hidróxido de sodio

3.53 Representa, mediante una ecuación química, la reacción entre
el ácido acético (etanoico) y el 1-propanol.
3.54 El olor a rosas lo confiere, entre otros ésteres, el butanoato de
etilo. Si dispones de alcohol etílico, butanol, ácido butírico, un
ácido mineral y reactivo de Tollens (catión plata en disolución
amoniacal), ¿qué reacciones habrían de efectuarse para obte­
ner la fragancia de rosas?
3.55 Utilizando ensayos de solubilidad o pruebas químicas sencillas,
describe cómo se pueden diferenciar los compuestos siguientes:
a) metanal, ácido metanoico, ácido etanoico
b) ácido pentanoico, pentanal, 2-pentanona

3.56 El ácido palmítico (ácido hexadecanoico), al reaccionar con el
hidróxido de sodio, forma la sal palmitato de sodio:
a) Escribe la ecuación de la reacción.
b) Cita una propiedad de la sal obtenida.

3.57 Comprueba en la casa si el vinagre (contiene ácido acético)
reac­ciona con un pedazo de tiza. Explica lo observado.

3.4 Glúcidos
Los glúcidos son compuestos orgánicos que están constituidos
por carbono, hidrógeno y oxígeno (a veces tienen nitrógeno, azufre

170

CAPÍTULO 3

o fósforo). Su nombre se deriva de la palabra glucosa, que proviene
del vocablo griego glykys, que significa dulce, aunque solamente
lo son algunos monosacáridos y disacáridos. Constituyen sustancias
orgánicas sintetizadas en las plantas al combinarse el dióxido de
carbono y el agua, con la ayuda catalítica de la clorofila y la energía
solar, en el proceso de fotosíntesis.
Son compuestos orgánicos muy abundantes en la naturaleza. Por
ejemplo, la glucosa o azúcar de uva, la sacarosa, la celulosa, que re­
presenta el material de soporte de las plantas y el almidón, que
se almacena en las semillas. Además, sirven de alimento a los seres
humanos y a las plantas.
Los glúcidos son biomoléculas, compuestos químicos característi­
cos de la materia viva. Presentan enlaces químicos de tipo covalente,
por lo que son portadores de mucha energía y son difíciles de rom­
per. Esta energía es liberada cuando la molécula es oxidada en los
procesos metabólicos y de ahí su gran utilidad como fuentes de
energía biológica.

3.4.1 Sacáridos. Estructura y características generales.
Clasificación
Los glúcidos o sacáridos son aldehídos polihidroxilados, cetonas
polihidroxiladas o en una misma molécula pueden existir aldehídos
polihidroxilados y cetonas polihidroxiladas. De todos los compues­
tos biorgánicos, la clase más abundante en el mundo biológico, con
más del 50 % de masa seca de la biomasa terrestre, son los glú­
cidos. Poseen una variedad de funciones diferentes. Algunos son
importantes componentes de las células, otras actúan como sitios de
reconocimiento sobre la superficie de la célula y otros carbohidratos
sirven como fuente de energía metabólica.
Los glúcidos pueden ser simples o complejos, así es su clasificación.
Dentro de los simples se encuentran los monosacáridos y los comple­
jos son aquellos cuya hidrólisis origina dos o más monosacáridos.

171

QUÍMICA

Mediante esta clasificación pudieran llamarse disacáridos, si su hidró­
lisis origina dos monosacáridos. Si origina entre 3 y 10 monosacáridos, se
llaman oligosacáridos y cuando originan más de 10 mo­no­sa­cári­dos se cla­
sifican como polisacáridos. Otra clasificación es la que depende de la
posición del grupo carbonilo, en la que se encuentran las aldosas o cetosas. Observa la figura 3.15, que pertenece a cada una de ellas.

Fig. 3.15 Ejemplo de una aldosa y una cetosa

1

¿Sabías que...?

En 1838 Andrés Dumas utilizó por primera vez el término glucosa,
dado que el compuesto es dulce y proviene de la miel.

Comprueba lo aprendido
3.58 El ácido acético tiene fórmula global C2(H2O)2. ¿Consideras que
se puede afirmar, de acuerdo con su fórmula, que esta sustan­
cia es un carbohidrato? Justifica tu respuesta.
3.59 De las palabras encerradas entre paréntesis (alcano, monosa­
cárido, glicérido, alcohol, oligosacárido), subraya las que co­
rresponden a un carbohidrato.

172

CAPÍTULO 3

3.60 Un compuesto A tiene tres grupos OH en su cadena y ade­
más un grupo carboxilo. ¿Se pueda afirmar que este com­
puesto es un carbohidrato? Argumenta.
3.61 Resume la importancia de los glúcidos para los seres vivos.
3.4.1.1 Monosacáridos: glucosa. Estructura. Propiedades químicas.
Oxidación de la glucosa. Aplicaciones
Los monosacáridos más comunes tienen de tres a siete átomos de
carbono y entre ellos encontramos la glucosa y la fructosa. De estos,
el más importante es la glucosa, que posee 6 átomos de carbono en
su molécula y es una hexosa según su clasificación.
El glúcido más abundante en la naturaleza es la glucosa. Los anima­
les la obtienen a partir del consumo de los alimentos que la contienen,
que, por lo general, son las plantas. Las plantas producen glucosa por
fotosíntesis al absorber el agua a través de sus raíces y utilizan el dió­
xido de carbono del aire para sintetizar glucosa y dioxígeno.
La fotosíntesis es el proceso contrario al que realiza el organismo
humano para obtener energía, específicamente la oxidación de la glu­
cosa a dióxido de carbono y agua. Las plantas requieren de energía
para realizar la fotosíntesis. Estas obtienen la energía a partir de la ra­
diación solar, la cual es fijada por las moléculas de clorofila de las partes
verdes de las plantas.

1

¿Sabías que...?

En el siglo xviii comenzaron a surgir trabajos que relaciona­
ban los conocimientos de la química con los de la biología.
En la década de 1770, el científico inglés Joseph Priestley
(descubridor del O2) explicó la producción de oxígeno por
los vegetales y reconoció que el proceso era el inverso de
la respiración animal, que consumía tal sustancia.

Joseph
Priestley

173

QUÍMICA

Estructura de la glucosa
La glucosa tiene fórmula global C6H12O6. Posee en su estructura
un grupo aldehídico y cinco grupos – OH. Usando una fórmula quí­
mica conocida como estructura de Fischer, representamos la
estructura de la glucosa (figura 3.16). Pertenece a las aldohexosas:
aldo significa que tiene el grupo aldehídico, hex que tiene 6 átomos
de carbono y osa es la terminación utilizada para nombrar a
los sacáridos.

Fig.3.16 Fórmula
plana (estructura de
Fisher) de la D-glucosa

,

Conoce un poco más

Se ha comprobado que la molécula de glucosa existe en disolución con
una cadena abierta, en equilibrio con una estructura cíclica (cerrada),
en la cual el grupo aldehído (carbono 1) interacciona con el grupo
hidroxilo del carbono 5. En este equilibrio predomina la forma cíclica.

Oxidación de la glucosa
Debido a que la molécula de la glucosa posee el grupo funcional
de los alcoholes (– OH) y el de los aldehídos (– CHO), interviene en

174

CAPÍTULO 3

diferentes reacciones químicas, algunas de ellas características de
estos tipos de sustancias.
Se oxida con los reactivos de Tollens y de Fehling, por lo que se
observa en el primer caso la formación del espejo de plata, que se
adhiere a las paredes del tubo de ensayos y en el segundo, la apari­
ción de un precipitado de cobre de color rojizo.

Otra reacción en la que ocurre la oxidación de la glucosa es cuan­
do se hace reaccionar con dibromo en medio acuoso. Observa la
ecuación química que representa esta reacción.

3

De la historia
Emil Fischer (1852–1919) nació en una villa
cercana a Bologna, Alemania. Fue profesor
de Química de la Universidad de Erlangen,
Wurzburg y de Berlín. En 1902 recibió el pre­
mio Nobel por sus trabajos sobre glúcidos.

Emil Fischer

175

QUÍMICA

Comprueba lo aprendido
3.62 Describe una reacción química que demuestre la existencia de
un grupo aldehído en la glucosa.
3.63 Escribe las fórmulas semidesarrolladas lineales de la glucosa y
la fructosa y compáralas en cuanto a:
a) número de átomos de carbono
b) número de grupos hidroxilos
c) posición en cada uno del grupo carbonilo
d) posible reacción con el reactivo de Fehling
3.4.1.2 Disacáridos: sacarosa. Estructura.
Propiedades químicas: hidrólisis
Los disacáridos son glúcidos en los que cada molécula, al
hidro­lizarse, produce dos moléculas de monosacáridos. Si los dos
monosacáridos son iguales, constituye un homodisacárido; si son
distintos, es un heterodisacárido. Entre los más importantes están la
sacarosa o azúcar de caña, la maltosa o azúcar de malta y la lactosa
o azúcar de leche. Estos azúcares son isómeros que responden a la
fórmula química global C12H22O11.
La sacarosa (azúcar común o de mesa) es el compuesto orgánico
de mayor producción en forma casi pura, el más abundante y la prin­
cipal forma en la cual los glúcidos son transportados en las plantas.
Este glúcido es el edulcorante más utilizado. En la naturaleza se en­
cuentra aproximadamente en un 20 % en masa en la caña de azúcar
y en un 15 % de la remolacha azucarera. La miel de abejas también
contiene gran cantidad de sacarosa parcialmente hidrolizada.
Estructura
La sacarosa está formada por residuos de glucosa y fructosa, su
fórmula general es C12H22O11, composición química que responde a la

176

CAPÍTULO 3

unión de dos unidades estructurales, una de glucosa y otra de fructo­
sa mediante un átomo de oxígeno. Este enlace se denomina enlace
glicosídico. En el caso de la sacarosa, se establece entre el átomo de
carbono número 1 de la glucosa (anillo hexagonal) y el carbono 2
de la fructosa (anillo pentagonal), por lo que el grupo carbonilo no
queda libre, como se observa en la figura 3.17; A representa a la glu­
cosa y B, a la fructosa, ambas son formas cíclicas (cadenas cerradas),
fórmulas de Haworth, que permiten obtener mayor información
acerca de sus estructuras y de los disacáridos que se originan a partir
de ellos, como el que se representa en la figura 3.18.

Fig. 3.17 Fórmulas químicas de la glucosa y la fructosa

Fig. 3.18 Estructura de la sacarosa

177

QUÍMICA

Observa que los residuos de los monosacáridos (glucosa y fruc­
tosa) están unidos por un enlace químico (que involucra un átomo
de oxígeno entre átomos de carbono, ubicados en determinadas
posiciones) que se conoce como enlace glicosídico. Este es un enlace
covalente, frecuente en las estructuras de muchas biomoléculas.
Propiedades químicas de la sacarosa
Una molécula de sacarosa, al hidrolizarse, produce una molécula
de glucosa y otra de fructosa. Este proceso ocurre por la acción de
un catalizador que puede ser un ácido inorgánico o una enzima.
Observa la ecuación química que representa esta reacción.
No se oxida con los reactivos de Tollens y de Fehling, por lo que
no se observa la formación del espejo de plata, ni del precipitado
de color rojo.

Comprueba lo aprendido
3.64 Se poseen dos sólidos finamente divididos y se sabe que uno
es glucosa y el otro es sacarosa. ¿Cómo se pueden diferenciar
utilizando medios químicos?
3.65 ¿Cómo se puede comprobar que la sacarosa se hidroliza, cuan­
do se tiene en un vaso de té con limón?
3.4.2 Industria de la sacarosa en Cuba
La industria de la sacarosa o azucarera es una de las principales
industrias de Cuba y de otros países tropicales. Junto al cultivo
y procesamiento industrial de la caña de azúcar hay un arraigo

178

CAPÍTULO 3

cultural muy profundo en nuestro país. La materia prima de esta
industria es la caña de azúcar. Es bueno que conozcas que, en el
tallo de la caña, además de sacarosa están presentes otros com­
ponentes (figura 3.19):
■ agua en un 70 %; fibra en un 13 %; cenizas en un 0,5 %; sacarosa

en un 15 %, otros azúcares en un 1 %; gomas en un 0,2 %; grasas
y ceras en un 0,2 %; sustancias nitrogenadas en un 0,4 % y ácidos
orgánicos en un 0,2 %.

Fig. 3.19 Plantación de caña de azúcar

El proceso agroindustrial del azúcar comprende dos etapas prin­
cipales (figura 3.20):
1. Etapa agrícola: cultivo de la caña de azúcar.
2. Etapa industrial: obtención de azúcar crudo y azúcar refino.

Fig. 3.20 Proceso agroindustrial del azúcar

179

QUÍMICA

En la etapa industrial, la fabricación de azúcar comprende las
fases principales siguientes:
■ molienda
■ clarificación
■ concentración (vaporización)
■ cristalización
■ separación del azúcar crudo y refinación

En la molienda se realiza la extracción máxima del jugo de la
caña (el guarapo). La clarificación es la fase en la que se lleva a
cabo la purificación del guarapo, separándolo de las impurezas y
eliminando todas las sustancias que producen acidez y causan alte­
raciones al guarapo.
La adición de cal apagada (CaO) permite la regulación del pH del
guarapo. La concentración es el proceso de fabricación del azúcar,
en el que se elimina el porcentaje de agua que contiene esta mezcla
líquida. En esta etapa del proceso es muy importante el control de
la presión y la temperatura de los procesos que se llevan a cabo.
La cristalización es la formación inicial del grano de azúcar. La sepa­
ración del azúcar crudo se realiza en las centrífugas, en esta etapa se
obtiene el cristal sin la miel o melaza que lo recubre en la cristalización.
En la refinación se
eliminan las impurezas co­
loreadas que conserva el
azúcar crudo, y se obtiene
el azúcar blanco o refino.
Para esto se emplea car­
bón activado, ya que una
de sus propiedades permi­
te precisamente darle ese
uso (figura 3.21).

180

Fig. 3.21 Resultado de la refinación del
azúcar crudo

CAPÍTULO 3

Aplicaciones de la sacarosa
La sacarosa en la industria alimentaria se utiliza por su sabor
dulce, agradable al paladar y su alto poder energético. El azúcar
común es una importante fuente de energía en la dieta alimenticia
moderna y su consumo es elevado actualmente. No obstante, no
es significativo su aporte de vitaminas y minerales al organismo.
Una de las tareas priorizadas por el Estado cubano es la revitali­
zación de la industria azucarera a partir de la siembra de variedades
de caña de alto rendimiento, la modernización de la maquinaria y
la búsqueda de un alto valor agregado para el logro de su rentabi­
lidad y sostenibilidad.
El alto consumo de sacarosa puede ser perjudicial para la salud.
Asociado a ello están la diabetes mellitus, la obesidad como un
síndrome metabólico y factor de riesgo de padecimiento de enfer­
medades cardiovasculares, ictus, cáncer, entre otras.

,

Conoce un poco más

La diabetes mellitus es un trastorno en el que el organismo no pro­
duce suficiente cantidad de insulina o no responde normalmente a
esta, lo que provoca que las concentraciones de azúcar (glucosa) en
sangre sean anormalmente elevadas.

Las industrias productoras de azúcar de caña en Cuba aportan
otros renglones importantes, tales como los subproductos y deriva­
dos de esta. En la actualidad, se obtiene, a partir del bagazo de la
caña, papel, cartón, combustible y fibras textiles. De las mieles fi­
nales que no cristalizan más azúcar, se obtienen alcoholes y otros
subproductos. Las melazas se utilizan para la alimentación del gana­
do y otros animales (figura 3.22).

181

QUÍMICA

Fig. 3.22 Aplicaciones de subproductos y derivados de la caña de azúcar

Comprueba lo aprendido
3.66 Investiga acerca del rol que desempeña la sacarosa en la ali­
mentación humana.
a) ¿Puede ser dañino para la salud el consumo excesivo de sa­
carosa? Fundamenta.

3.67 Describe dos etapas en la fase industrial de fabricación de azú­
car de caña.
3.68 Explica en qué consiste la etapa de concentración. Puedes bus­
car información en otras fuentes.

182

CAPÍTULO 3

3.69 Busca un artículo de actualidad en el que se hable acerca del
desarrollo de la industria azucarera y de sus derivados en Cuba
y haga un informe.
Resume la importancia económica de la producción del azúcar
y sus derivados en Cuba.

Desafío
9. Da una explicación al hecho de que la sacarosa no se oxida fren­
te a los reactivos de Tollens o Fehling.

3.4.3 Fermentación de la glucosa. Importancia
La glucosa manifiesta una reacción que no experimentan los al­
coholes, ni los aldehídos: la fermentación. Esta puede ser láctica,
alcohólica, etcétera. En todas, la glucosa se descompone bajo la ac­
ción de un catalizador orgánico o enzima.
La fermentación alcohólica es característica de las hexosas y se
realiza bajo la acción de catalizadores biológicos. En la fermenta­
ción, las hexosas se convierten en alcohol etílico.

,

Conoce un poco más

El proceso de fermentación ocurre en ausencia de dioxígeno. Este
proceso es propio de varios microorganismos, tales como algunas bac­
terias y levaduras. También se produce en la mayoría de las células de
los animales, incluido el ser humano.

En este proceso, la glucosa es fermentada por la acción de los
microorganismos unicelulares como las levaduras (saccharomyces
cerevisiae), originando etanol, dióxido de carbono y energía meta­
bólica. La ecuación general de esta reacción puede representarse así:
C6H12O6 (s)

levaduras

CH3 – CH2OH (l) + CO2 (g)

183

QUÍMICA

La fermentación láctica de la glucosa se produce por la acción de
la enzima lactobacilus y origina el ácido láctico. El proceso de forma­
ción del ácido láctico tiene lugar durante la acidificación de la leche
y en el ensilado de los forrajes, en el que se ofrece el medio ácido
que impide la putrefacción de las proteínas y la obtención de forrajes
de alta calidad.
La fermentación láctica es una ruta metabólica anaeróbica que
ocurre en la célula, en la cual se oxida parcialmente la glucosa para
obtener energía. El ácido láctico viene siendo un producto de desecho.
También se forma este ácido durante la actividad muscular intensa.
La fermentación tiene amplios usos y beneficios para el hombre:
obtención de bebidas, condimentos, pan y dulces, suplementos nutriti­
vos, yogurt, queso, conservación de alimentos, entre otros (figura 3.23).

Fig. 3.23 Usos de la fermentación

184

CAPÍTULO 3

'

Conéctate

Indaga en www.ecured.cu qué son las levaduras y cuáles son las
levaduras químicas.

La glucosa es muy utilizada desde el punto de vista nutritivo,
pues cuando se oxida en el organismo produce gran cantidad de
energía. Es la fuente primaria de síntesis de energía de las célu­
las, dada su oxidación catabólica y es el componente principal
de polímeros de importancia estructural como la celulosa y de
almacenamiento energético como el almidón y el glucógeno (o
glicógeno). Constituye uno de los tres monosacáridos dietéticos
(junto con la fructosa y la galactosa) que pasan directamente al
torrente sanguíneo durante la digestión. Las células lo utilizan
como un intermediario metabólico.
Estos glúcidos son tomados de la sangre por el hígado y almace­
nados ahí como glucógeno, que sirve como una fuente constante
de glucosa para la corriente sanguínea. La glucosa es uno de los
principales productos de la fotosíntesis y combustible para la res­
piración celular.
Existe un isómero de la glucosa, la D (+) glucosa, que se conoce
comúnmente como dextrosa y es el azúcar de la sangre, por ser el
combustible metabólico fundamental para todos los tejidos y ór­
ganos en el hombre. En etapas de convalecencia se suministra al
organismo como suero reconstituyente.
Por su sabor dulce la glucosa se emplea en confitería para la pre­
paración de caramelos y golosinas. Su carácter reductor y su bajo
costo hacen que se le emplee en la confección de espejos. También
la vitamina C (ácido ascórbico) se produce en la industria a par­
tir de la glucosa.

185

QUÍMICA

Desafío
10. Representa la ecuación de la reacción química que tiene lugar
en la formación de un espejo a partir de la glucosa con el reac­
tivo de Tollens.
Comprueba lo aprendido
3.70 Menciona tres aplicaciones de la glucosa y señala en qué pro­
piedad se basa cada una de ellas.
3.71 Escribe las fórmulas de los monosacáridos siguientes:
a) una aldopentosa
b) una cetohexosa

3.72 Comenta acerca de la importancia de los glúcidos para los
seres vivos.
3.73 ¿Qué es la fructosa y en qué se diferencia de la glucosa?

3.5 Lípidos*
En la constitución de la materia viva los lípidos son de las sustancias
de mayor importancia, estos son compuestos oxigenados derivados
de los hidrocarburos, que se forman producto de la reacción entre
un ácido carboxílico con un alcohol, en este caso, la glicerina, que es
un polialcohol, en una reacción que se denomina esterificación. En su
gran mayoría son considerados compuestos que almacenan energía y
sus propiedades fundamentales están relacionadas con las reacciones
bioquímicas que ocurren para el mantenimiento de la vida.
Los lípidos saponificables consisten en moléculas formadas por
una larga cadena hidrocarbonada con un número par de átomos de
*

Ver nota aclaratoria en p. 209.

186

CAPÍTULO 3

carbono (entre 12 y 22) y un grupo carboxilo terminal. La presencia

de dobles enlaces en el ácido graso reduce su temperatura de fusión. Los ácidos grasos se dividen en saturados e insaturados.
■ Saturados: sin dobles enlaces entre átomos de carbono; por ejem­

plo, ácido láurico, ácido mirístico, ácido palmítico, ácido esteárico,
ácido araquídico y ácido lignogérico.
■ Insaturados: con uno o más dobles enlaces entre átomos de car­
bono; por ejemplo, ácido palmitoleico, ácido oleico, ácido lino­
leico, ácido linolénico y ácido araquidónico.
Los denominados ácidos grasos esenciales no pueden ser sinte­
tizados por el organismo humano y son: el ácido linoleico, el ácido
linolénico y el ácido araquidónico, que deben ingerirse en la dieta.
Una reacción de esterificación está representada a continuación:

3.5.1 Lípidos en la naturaleza. Estructura. Importancia
económica y biológica
En ocasiones, seguramente has escuchado planteamientos como
los seis que aparecen enumerados a continuación; ellos guardan
relación con estas sustancias y, sin embargo, puedes darles una ex­
plicación más acabada a tales asuntos:
1. Un deportista fue sancionado por uso de sustancias prohibidas

que pueden favorecer sus resultados.
2. Ante la falta de un refrigerador, la carne frita se sumerge en gra­

sa para protegerla de la descomposición.

187

QUÍMICA
3. Un enfermo necesita eliminar los cálculos de colesterol que tiene

alojados en su vesícula biliar.
4. Para limpiar una brocha que contiene pintura de aceite se utiliza

trementina (aguarrás).
5. Un hipertenso toma sus medicinas para combatir el aumento de

la presión arterial.
6. Un apicultor recolecta la cera de un panal de abejas, que es muy

rica y saludable.
En todos estos planteamientos se usan, se eliminan o manipulan
lípidos. En el mismo orden en que se enuncian en los planteamien­
tos anteriores:1- los esteroides; 2- grasas; 3- colesterol; 4- terpenos y
aceites; 5-prostanglandinas y 6- ceras.
Los lípidos son compuestos orgánicos de origen natural que pue­
den disolverse en disolventes apolares tales como el cloroformo y
el éter dietílico (dietiléter). Costituyen la principal fuente de alma­
cenamiento de energía para el organismo y son parte integrante
de las células.
Para facilitar su estudio, los químicos los han dividido en dos cla­
ses: lípidos simples y lípidos complejos.
Los lípidos simples son aquellos que no se hidrolizan fácilmente en
disolución acuosa ácida o básica. Estos lípidos, a su vez, se subdividen
en tres importantes grupos: esteroides, prostanglandinas y terpenos.
Los lípidos complejos son aquellos que son fácilmente hidrolizables
a constituyentes más simples. La mayor parte de este tipo de lípidos
son los llamados ácidos grasos (ésteres de ácidos carboxílicos de cade­
na larga). A su vez, presentan dos grupos principales: las ceras (ésteres
de alcoholes de cadena larga) y los glicéridos (ésteres de glicerina).
Los esteroides (figura 3.24) son moléculas policíclicas complejas
que se encuentran en todas las plantas y animales. Ejemplo de esta
familia son las hormonas, los emulsionantes y muchos componentes
de las membranas.

188

CAPÍTULO 3

Fig. 3.24 Estructura de un esteroide (colesterol)

El colesterol está presente ampliamente en el organismo huma­
no, pero no se conocen todavía todas sus funciones biológicas. Una
función conocida es que sirve como un intermediario de la biosíntesis
de todos los esteroides del cuerpo humano, de ahí que sea esencial
para la vida. No se requiere que en la dieta esté presente el coleste­
rol ya que el cuerpo puede sintetizar toda la cantidad que necesita.
Cuando en la dieta están presentes alimentos ricos en colesterol,
originan niveles altos de este en sangre (figura 3.25), siendo esta una
de las causas del desarrollo de la aterosclerosis (endurecimiento de
las arterias) y de los ataques al corazón que ocurren cuando el coles­
terol en forma de placas bloquea el acceso de la sangre al órgano.

Fig. 3.25 Muestra de cálculos biliares
formados fundamentalmente por colesterol

189

QUÍMICA

Actualmente muchas investigaciones están encaminadas a en­
contrar vías que minimicen el nivel de colesterol mediante una dieta
o medicamento adecuado.
Ciertos compuestos relacionados con los esteroides y que se ob­
tienen a partir de las plantas, se conoce que disminuyen el nivel
de colesterol en sangre proveniente de la dieta. Estos son los lla­
mados fitostanoles y fitosteroles que logran actuar inhibiendo la
absorción intestinal del colesterol ingerido en la dieta. Estos com­
puestos son reconocidos internacionalmente como alimentos que
se van difundiendo en la actualidad. Generalmente el término
colesterol se puede utilizar para una mezcla de colesterol, otros lí­
pidos y proteínas.
Los terpenos y terpenoides (figura 3.26) son una familia de com­
puestos diversos que tienen esqueletos formados por unidades de
isopreno. Los terpenos se pueden aislar de las plantas: con frecuen­
cia tienen aromas o gustos agradables y son muy utilizados como
saborizantes, aromas y medicamentos.

Fig. 3.26 Estructuras de algunos terpenos

El β-caroteno se encuentra en las zanahorias y en otros vegetales,
está presente también en todas las hojas verdes. Se transforma en
vitamina A en la pared del intestino delgado, está relacionado fun­
damentalmente con la vista. Observa su estructura en la figura 3.27.

190

CAPÍTULO 3

Fig. 3.27 Estructura del retinol un β-caroteno

,

Conoce un poco más

Algunos animales tales como los insectos usan como señales de comu­
nicación el sonido, la luz y la electricidad y se basan en sustancias
químicas que secretan, empleándolas como signos de comunicación
de forma grupal e individual, son llamados mensajeros químicos. Per­
tenece a esta clase de sustancia la feromona del insecto del algodón
que es un terpenoide.

Las prostanglandinas (PG) son derivados de ácidos grasos que son
reguladores bioquímicos, incluso más potentes que los esteroides.
Se denominan prostanglandinas porque se aislaron por primera vez
a partir de la próstata. Están formadas por un ácido carboxílico de
20 átomos de carbono, que contiene un anillo de ciclopentano y
varios grupos funcionales (figura 3.28).

Fig. 3.28 Estructura una prostanglandina

191

QUÍMICA

Constituyen una clase de hormonas presentes en pequeñas can­
tidades en casi todos los tejidos y líquidos del cuerpo humano.
Estas afectan y actúan sobre diferentes sistemas del organismo, in­
cluyendo el sistema nervioso, el tejido liso, la sangre y el sistema
reproductor. Regulan diversas funciones como la presión sanguínea,
la coagulación de la sangre, la respuesta inflamatoria alérgica, con­
trolan los tumores cancerosos, el asma y el embarazo.
Los lípidos complejos
Las ceras son ésteres de ácidos grasos de cadena larga con alco­
holes también de cadena larga. Son muy abundantes en la naturaleza
y tienen gran variedad de funciones en las plantas y los animales. Se
encuentra como cubierta protectora en la piel y pelambre de los
animales, en las hojas (figura 3.29) y frutos de los vegetales.

Fig. 3.29 Hoja de una planta revestida de cera

El esparmaceti es una cera que se encuentra en la cabeza de las
ballenas para ayudar a regular la flotabilidad cuando se sumergen
en las profundidades del oceáno. También parece que sirve para

192

CAPÍTULO 3

amplificar los sonidos de alta fecuencia que emiten estos cetáceos
para la localización del alimento.
La cera de la abejas es una mezcla de ceras, hidrocarburos y al­
coholes que las abejas utilizan para construir los panales de miel.
Un componente de esta sustancia puede representarse con la es­
tructura siguiente:

Los fosfoglicéridos tienen un grupo del ácido fosfórico en lugar de
uno de los ácidos grasos de un triglicérido. Están formados por una es­
tructura generalmente alargada con una cabeza polar y una cola apolar.

La característica de tener una cabeza polar y una larga cola apo­
lar les permite que se orienten frente a determinadas interacciones
y puedan formar agrupamientos llamados micelas (formas esféricas
y distintos tipos de capas formando las membranas que son vitales
para los organismos vivos.

193

QUÍMICA

Los fosfolípidos separan a las células de su entorno y también
determinan el flujo específico de información entre el contenido
de las células y el entorno (figuras 3.30 y 3.31). Estos lípidos son los
componentes más importantes de las membranas celulares (alarga­
das) y de las micelas (esféricas).

Los fosfoglicéridos se pueden agregar en forma de membrana de dos
capas con sus cabezas polares expuestas a la solución acuosa y las colas de
hidrocarburos protegidas en la parte interior. Esta doble capa de lípidos es
una parte importante de la membrana celular.

Fig 3.30 Doble capa de lípidos en la membrana celular

194

CAPÍTULO 3

El esquema muestra a una membrana. Las proteínas integrales (en naranja),
el colesterol (en amarillo), bicapa de fosfolípidos (en azul), los carbohidratos
componentes de las glicoproteínas (en amarillo claro) y los glicolípidos (en verde),
estos están presentes solamente en la capa externa de la membrana.

Fig. 3.31 Capa de la membrana

La importancia económica y biológica de los lípidos (figura 3.23)
está relacionada, en primer lugar, con la importancia de este tipo
de compuestos para el mantenimiento de la vida, por su acción
como sustancia de reserva de energía y su participación en una
gran variedad de reacciones; en segundo lugar, desde el punto
de vista económico, reviste gran importancia en la industria de
la elaboración de cosméticos, ceras y otras sustancias usadas en
los tratamientos de belleza y para curar enfermedades de la piel,
en la industria de alimentos para la elaboración de panes, dulces,
carnes en conserva y otra gran variedad de productos, la mayor
importancia de estos compuestos radica en la industria del jabón y
los detergentes, imprescindibles para la limpieza e higiene perso­
nal y doméstica, en nuestro país existen grades fábricas de jabones
y detergentes, en estos momentos con colaboración internacional
para su producción (figura 3.32).

195

QUÍMICA

Fig. 3.32 Utilidad de los lípidos

Las vitaminas A, D, E y K son liposolubles, lo que significa que
estas solo pueden ser digeridas, absorbidas y transportadas en
conjunto con las grasas. Las grasas son fuentes de ácidos grasos
esenciales, un requerimiento dietario importante y juegan un pa­
pel vital en el mantenimiento de una piel y cabellos saludables,
en el aislamiento de los órganos corporales contra el shock, en el
mantenimiento de la temperatura corporal y promoviendo la fun­
ción celular saludable.
De esta manera, las grasas sirven como reserva energética para
el organismo al ser degradadas para liberar glicerol (glicerina) y áci­
dos grasos libres. El glicerol o glicerina puede ser convertido por el
hígado y entonces ser usado como fuente energética.

196

CAPÍTULO 3

Comprueba lo aprendido
3.74 ¿Qué es una reacción de esterificación?
3.75 Investiga cuáles son las empresas que, en Cuba, se ocupan de
la producción de jabones y detergentes.
3.5.1.1 Los triglicéridos: lípidos obtenidos a partir
de ácidos grasos y glicerina
Los glicéridos son ésteres de ácidos grasos simples provenientes
del alcohol trihidroxilado conocido como glicerina. Los más conoci­
dos son los triglicéridos, en los que los tres grupos OH del alcohol han
sido esterificados por ácidos grasos. Por lo general, se les denominan
grasas, si se encuentran en estado sólido a temperatura ambiente.
Las grasas se encuentran en el organismo animal en todas par­
tes del cuerpo y en las plantas, de donde pueden ser extraídos por
mecanismos bastante asequibles, como aceites, por ejemplo, el de
maní, el de coco, que brindan posibilidades para ser usados en la
alimentación y la industria.
Las grasas y los aceites generalmente se utilizan para almacenar
energía a largo plazo en las plantas y en los animales. Las grasas
son un recurso más eficiente que los carbohidratos para almacenar
energía a largo plazo porque el metabolismo de un gramo de grasa
libera dos veces más energía que un carbohidrato. Un adulto de
70 kg de peso almacena alrededor de 1 000 kcal (4 185 kJ) de ener­
gía disponible como glucógeno (0,2 kg) y alrededor de 140 000 kcal
(585 900 kJ) de energía a largo plazo como grasa (15 kg), que es su­
ficiente para mantener sus necesidades metabólicas por tres meses.
La mayoría de los triglicéridos saturados son grasas ya que
son sólidos a temperatura ambiente. Si los triglicéridos tienen
varias insaturaciones, son aceites, ya que son líquidos a tempe­
ratura ambiente.

197

QUÍMICA

En las tablas 3.6 y 3.7 se muestran importantes ácidos grasos sa­
turados y no saturados. Observa que su temperatura de fusión es
superior a la del ambiente, por lo tanto, son sólidos en estas con­
diciones (25 ºC) y también a la temperatura del cuerpo humano
(37 ºC). Mientras que los ácidos grasos insaturados tienen sus tem­
peraturas de fusión por debajo de 25 ºC por lo que son líquidos a
esta temperatura y a la del cuerpo humano.
Tabla 3.6 Algunos ácidos grasos y sus temperaturas de fusión
Tempe­ratura
Nombre Cabonos

Estructura

de fusión
(ºC)

Ácidos saturados
Ácido
láurico

12

44

Ácido
mirístico

14

59

Ácido
palmítico

16

64

Ácido
esteárico

18

70

Ácidos insaturados
Ácido
oleico

18

4

Ácido
linoleico

18

-5

Ácido
linolénico

18

-11

198

CAPÍTULO 3

La mayoría de las grasas y aceites naturales son mezclas de
triglicéridos que contienen varios tipos de ácidos grasos satura­
dos e insaturados.
Tabla 3.7 Composición de algunos ácidos grasos
Ácidos grasos

Ácidos grasos saturados
Fuente

insaturados

láurico mirístico palmítico esteárico oleico

lino-

linolé-

leico

nico

Grasa de
ternera

0

6

27

14

49

2

0

Manteca
de cerdo

0

1

24

9

47

10

0

Grasa
humana

1

3

27

8

48

10

0

Aceite de
arenque

0

5

14

3

0

0

30*

Aceite de
maíz

0

1

10

3

50

34

0

Aceite de
oliva

0

0,1

7

2

84

5

2

Aceite de
soja

0,2

0,1

10

2

29

51

7

*contiene grandes cantidades de ácidos grasos incluso más insaturados

La acumulación de grasa en exceso en el organismo es la causa
del sobrepeso y la obesidad, que son factores de riesgo para adqui­
rir enfermedades crónicas que pueden dañar seriamente la salud de
las personas. Cada año fallecen por lo menos 2,8 millones de perso­
nas adultas como consecuencia del sobrepeso y la obesidad.
La insulina humana es secretada por el páncreas y controla el nivel
de azúcar en el organismo. Esta actúa en la membrana celular como

199

QUÍMICA

un sistema insulina-receptor permitiendo el transporte de la gluco­
sa desde la sangre hacia el interior de la célula. Si hay acumu­lada
grasa en exceso o la insulina no es excretada en cantidad suficiente
por el páncreas, no podrá actuar con efectividad.
Lo anterior provoca que la célula no reciba la glucosa o la reciba
en una cantidad inferior a la necesaria. En la actualidad existen
técnicas de ingeniería genética que permiten sintetizar insulina
idéntica a la insulina humana, esto permite atender a los pacientes
que son diabéticos que necesitan dosis de insulina y cuya pobla­
ción ha crecido considerablemente debido fundamentalmente a la
falta de ejercicio físico (sedentarismo) y a una dieta no balanceada
(sobrepeso y obesidad) que se consideran los dos principales facto­
res de riesgo (figura 3.33). La enfermedad hasta ahora es crónica y
va deteriorando los procesos metabólicos responsables de la vida.

Fig. 3.33 La diabetes constituye una de las consecuencias
del sedentarismo, el sobrepeso y la obesidad

200

CAPÍTULO 3

Comprueba lo aprendido
3.76 ¿Qué son los triglicéridos?
3.77 ¿Cómo influye la temperatura corporal en el estado físico de
las grasas en los organismos vivos?
3.5.2 Saponificación de grasas y aceites. Jabones
y detergentes
La saponificación es la hidrólisis básica de las grasas y los acei­
tes, que tiene entre uno de sus productos el jabón. La saponificación
se descubrió antes del año 500 a.n.e., cuando se encontró que, al
calentar grasa animal con ceniza de madera, se obtenía una sus­
tancia sólida blanquecina. El jabón se obtiene hirviendo grasa
animal o vegetal con hidróxido de sodio o hidróxido de potasio.
Así, quími­
camente el jabón es una sal sódica o potásica de
un ácido graso.

El jabón como sal sódica de un ácido graso es el jabón sólido y la
sal potásica de un ácido graso es el jabón líquido. El esquema del
estearato sería (figura 3.34):

201

QUÍMICA

Fig. 3.34 Estearato de sodio

El agua por sí sola no es muy efectiva para la limpieza, ya que la
suciedad contiene moléculas apolares. El jabón tiene una gran capaci­
dad como limpiador debido a que las moléculas apolares se disuelven
en la parte interior de las micelas y son eliminadas con la micela duran­
te el proceso de limpieza. Los detergentes también actúan de forma
similar, un ejemplo se representa esquemáticamente a continuación.

202

CAPÍTULO 3

En Cuba existe una industria de jabonería que se ha ido
de­sarrollando, alcanza gran calidad en sus producciones, fundamen­
talmente para el mercado nacional; en estos momentos en ella se
ha establecido la cooperación internacional como empresas mixtas.

Comprueba lo aprendido
3.78 Identifica la clase de lípido (simple o complejo) que aparece
relacionado en cada planteamiento al inicio del epígrafe.
3.79 ¿La mantequilla estará formada por lípidos? Explica.
3.80 Relaciona la columna A con la columna B, usando la mejor
respuesta:
A

B

1. Sustancias que se defi­

nen por su estructura.

___ Fácilmente hidrolizable a
constituyentes más simples

2. Sustancia que se define

___ No se hidrolizan fácilmente

por la operación que
se realiza para aislarla.
3. Glicéridos

___ Proteínas

4. Terpenos

___ Lípidos

3.81 Cuando bajo determinadas condiciones, se pone a reaccionar
la tripalmitina, grasa con una disolución de hidróxido de pota­
sio, se produce jabón y glicerina.
a) ¿Qué nombre recibe este proceso?
b) ¿De cuál ácido graso proviene la tripalmitina?
c) ¿Es el ácido graso saturado o insaturado?

203

QUÍMICA

3.82 ¿Por qué los ácidos grasos saturados en el cuerpo humano son
los que se almacenan?
a) Establece la relación que guardará la respuesta anterior
con respecto a la recomendación de los médicos de ingerir
preferentemente alimentos en los que no esté presente la
grasa de origen animal.

Resumen y ejercitación
■ Los compuestos orgánicos oxigenados constituyen varias fami­

lias, clases de sustancias o series que se diferencian entre sí por la
cantidad, disposición y la multiplicidad del enlace del átomo o los
átomos de oxígeno que posea el compuesto.
■ Las principales clases de compuestos oxigenados orgánicos que

estudiamos fueron: alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos carboxí­
licos, glúcidos y lípidos.
■ Los alcoholes presentan en su estructura uno o varios grupos

hidroxilos (-OH) unidos a la cadena carbonada.
■ La presencia del grupo –OH confiere a los alcoholes, especialmente

a los primeros de la serie, cierta polaridad y semejanzas con el agua.
■ Los alcoholes son sustancias de gran importancia para la síntesis

orgánica y algunos de ellos son de uso cotidiano como el alcohol
etílico o etanol.
■ Los alcoholes se pueden clasificar tanto en monohidroxilados,

polihidroxilados, como primarios, secundarios o terciarios, si se
une el OH, respectivamente, a un carbono primario, secundario
o terciario. Pueden ser también saturados o insaturados.
■ Todas estas clases de sustancias constituyen sus respectivas

series homólogas.

204

CAPÍTULO 3
■ En la serie homóloga las propiedades físicas de sus miembros

varían de acuerdo con la variación de sus respectivas masas molares.
■ La nomenclatura y notación química de los compuestos oxigena­

dos orgánicos se rige por normas establecidas por la IUPAC.
■ Las propiedades químicas más importantes de los alcoholes son:

la oxidación (incluye la combustión), la deshidratación intra e
intermolecular y la reducción.
■ Puesto que los alcoholes pueden, en ciertas condiciones, com­

portarse como ácidos o como bases, presentan carácter anfótero.
■ Conocidas las relaciones de masa-volumen y volumen-volumen se

pueden resolver problemas químicos con cálculos sobre la base
de las propiedades químicas de cada función.
■ Las diferentes clases de sustancias orgánicas se caracterizan por

mantener relaciones genéticas (unas generan a la otras). Entre los
alcanos, los alquenos, los derivados halogenados, los alcoholes
monohidroxilados, los aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos
hay una relación estrecha: unos pueden obtenerse a partir de los
otros mediante diferentes reacciones químicas.
■ Las diferentes posibles fórmulas estructurales de estas clases de

sustancias oxigenadas nos explican el fenómeno de la isomería
presente en ellas.
■ Los aldehídos y las cetonas son aquellos compuestos que poseen

el grupo funcional carbonilo (– C = O).
■ El grupo carbonilo es un grupo polar. Por esta razón, los aldehí­

dos y las cetonas son sustancias polares.
■ Los aldehídos y cetonas son compuestos muy semejantes entre

sí en la mayoría de sus propiedades. Pero los aldehídos son más
reactivos que las cetonas.

205

QUÍMICA
■ Las propiedades químicas más importantes de aldehídos y ceto­

nas son la oxidación y la reducción. La facilidad de los aldehídos
para oxidarse permite diferenciarlos de las cetonas.
■ Los ácidos carboxílicos se caracterizan por presentar el grupo fun­

cional carboxilo (–COOH). El hidrógeno del grupo carboxilo posee
carácter ácido.
■ La asociación molecular de los ácidos carboxílicos es dimérica. O

sea, forman dobles puentes de hidrógeno.
■ Las reacciones más importantes de los ácidos están relacionadas

con sus propiedades ácidas, en las que se produce la ruptura del
enlace oxígeno-hidrógeno (O–H).
■ Una de las reacciones más importantes de los ácidos carboxílicos

es la esterificación. Mediante estas se forman los lípidos o grasas.
■ Las grasas o lípidos son ésteres de composición variada y desempe­

ñan funciones diversas en los organismos vivos.
■ Los glúcidos o sacáridos son compuestos químicos con más de un

grupo funcional, clasificados como polifuncionales. En ellos encon­
tramos un grupo hidroxilo y el grupo carbonilo.
■ La glucosa es el monosacárido de mayor importancia para la vida

del hombre y resulta el precursor de los polisacáridos.
■ La molécula de glucosa existe en disolución con una cadena abierta

en equilibrio con una estructura cíclica.
■ La glucosa manifiesta una reacción que no experimentan los alco­

holes, ni los aldehídos: la fermentación.
■ Los disacáridos son glúcidos que al hidrolizarse producen

2 moléculas de monosacáridos. El más importante es la sacarosa.
■ La sacarosa (azúcar común o de mesa) es el compuesto orgánico

de mayor producción en forma casi pura, el más abundante y
la principal forma en la cual los glúcidos son transportados
en las plantas.

206

CAPÍTULO 3
■ La composición química de la sacarosa responde a la unión de dos

unidades estructurales, una de glucosa y otra de fructosa mediante
un átomo de oxígeno llamado enlace glicosídico.
■ La industria de la sacarosa o azucarera es una de las principa­

les industrias de Cuba. Junto al cultivo y procesamiento indus­
trial de la caña de azúcar hay un arraigo cultural muy profundo
en nuestro país.

3.83 Escribe las fórmulas semidesarrolladas de un alcano, un alcohol
secundario, un aldehído y un ácido monocarboxílico de cuatro
átomos de carbono.
Nombra cada compuesto.

3.84 Escribe las fórmulas y los nombres de:
a) un alqueno de tres átomos de carbono
b) un alcohol secundario de cuatro átomos de carbono
c) un aldehído de tres átomos de carbono
d) una cetona de cuatro átomos de carbono
e) un ácido carboxílico de tres átomos de carbono

3.85 ¿Cuál de las siguientes sustancias utilizarías con preferencia
para obtener un ácido orgánico: un alcohol secundario, una
cetona, un alcohol primario o un alcano? Explica.
3.86 Escribe las fórmulas semidesarrolladas de los homólogos infe­
rior y superior del ácido propanoico.
3.87 Representa las fórmulas semidesarrolladas de los principales
compuestos orgánicos que se obtienen cuando reaccionan:
a) ácido acético con 1-propanol, utilizando ácido sulfúrico
como catalizador
b) ácido butanoico con carbonato de sodio

207

QUÍMICA

3.88 Coloca los compuestos siguientes en orden creciente de acidez.
Explica el ordenamiento:
etanol, ácido etanoico, etanal, ácido clorhídrico, etano

3.89 Escribe las ecuaciones químicas, dadas las representaciones
siguientes:
CH3 – CH = CH2 + HCl
CH3 – CHOH – CH3 + Na (s)
CH3 – CH2 – HO

(º)

H – COOH + CH3 – CH2OH

H + calor

3.90 El formiato de etilo (metanoato de etilo) tiene el color del ron
y se obtiene mediante una de las reacciones anteriores. ¿Cuál
de ellas es? Fundamenta tu respuesta.
3.91 En el laboratorio se hizo reaccionar etano con una sustancia A
y se obtuvo el compuesto de fórmula C2H5Cl. Esta sustancia re­
accionó con un hidróxido alcalino en medio acuoso y se obtuvo
un compuesto B soluble en agua. Al compuesto B se le añadió
un oxidante fuerte que lo convirtió en un compuesto orgánico
C. Una muestra de C fue tratada con nitrato de plata amonia­
cal, comprobándose la presencia de plata metálica en el reactor.
El residuo orgánico D, una vez separado, se hizo reaccionar con el
metanol obteniéndose una sustancia E de fuerte olor a ron.
a) Identifica las sustancias A, B, C, D y E, con sus fórmulas quí­
micas semidesarrolladas y los nombres.
b) Escribe las ecuaciones químicas que representan las obten­
ciones anteriores.

3.92 Elabora un resumen sobre la importancia económica y para la
salud que tienen algunas de las sustancias estudiadas en este
capítulo.

208

CAPÍTULO 3

* Nota aclaratoria
En el proceso de planeación y edición de los materiales de la asig­
natura Química de duodécimo grado para el III Perfeccionamiento
del Sistema Nacional de Educación, se produjo un error en la pre­
sentación del Programa de Química, no atribuible a la Editorial
Pueblo y Educación, en cuanto al orden de aparición de los conteni­
dos; en este sentido, aparece el contenido Lípidos en el epígrafe 4.3,
correspon­diente a los compuestos nitrogenados.
Sin desconocer las propiedades químicas y características de un
gran número de lípidos asociados a los procesos vitales y bioquí­
micos, no ha sido tradición estudiarlos en este contexto, por lo
cual se ha de ubicar en el capítulo 3 Los compuestos oxigenados
de los hidrocarburos, en la subunidad 3.5, teniendo en cuenta que
completaría el estudio de los compuestos oxigenados de los hidro­
carburos, sin profundizar en otros aspectos que se abordan en la
Educación Superior.
En las Orientaciones Metodológicas y el Libro de texto el conte­
nido está en el capítulo que corresponde al orden establecido para
el estudio de la asignatura tradicionalmente.
El Colectivo de autores de estos materiales solicita a los pro­
fesores de Química del país que disculpen cualquier problema
que esto pueda ocasionar para su preparación y la impartición
de la asignatura.
Jefa del Colectivo de autores

209

CAPÍTULO 4
Los compuestos nitrogenados
de los hidrocarburos

C

on este capítulo se da continuidad al estudio de la Química de
los compuestos del carbono. Ya se conocen algunos conteni­
dos químicos tratados al inicio del estudio de los compuestos
orgánicos: los hidrocarburos y los compuestos oxigenados que se
derivan de estos; ahora se comienza con el estudio de los compues­
tos orgánicos más sencillos, que contienen átomos de nitrógeno y
que se conocen como compuestos nitrogenados derivados de los
hidrocarburos o compuestos nitrogenados orgánicos.

4.1 Aminas
Las aminas se encuentran en pequeñas cantidades en la
naturaleza y se originan fundamentalmente durante la descom­
posición del pescado, carnes y desperdicios orgánicos. También,
se puede considerar a estas sustancias como compuestos nitroge­
nados derivados del amoníaco (NH3) en el que uno o más grupos
alquilo (R) o arilo (Ar), están unidos al nitrógeno, ocupando el
lugar del hidrógeno.

211

211

QUÍMICA

El amoníaco es una sustancia inorgánica compuesta, cuyas mo­
léculas contienen un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno.
Su fórmula química global es NH3. El átomo de nitrógeno presenta
dos niveles de energía y un total de siete electrones en la envoltura,
distribuidos en dos electrones en el primer nivel y cinco en el segun­
do; de ellos, un par de electrones libres y tres desapareados, por lo
que puede formar tres enlaces simples con átomos de hidrógeno,
como se puede apreciar en la figura 4.1.

Fig. 4.1 Estructura electrónica
del átomo de nitrógeno

La estructura del amoníaco se puede representar mediante la
fórmula química que se muestra en la figura 4.2.

Fig. 4.2 Estructura
del amoníaco

4.1.1 Aminas. Estructura. Clasificación
Las aminas resultan de sustituir uno o más átomos de hidrógeno en
el amoníaco, por radicales alquilo (alifáticos) y/o arilo (aromáticos).
El grupo funcional característico de las aminas es el amino y se re­
presenta como (–NH2). La fórmula general de una amina es: R–NH2,
si es alifática, o Ar–NH2, si es aromática. Además de ser alifáticas,
aromáticas o mixtas, las aminas también se clasifican en primarias,

212

QUÍMICA

secundarias o terciarias, según el número de átomos de hidrógeno
que se han sustituido en el amoníaco (figura 4.3).

Fig. 4.3 Clasificación de las aminas

Comprueba lo aprendido
4.1 Selecciona cuál de las siguientes fórmulas químicas semide­
sarrolladas corresponde a una amina. Argumenta.
••

a) C6H5 – NH2
••

b) H5 – CO– NH2;
c) C6 H5 – CO – CH3

4.2 Clasifica las siguientes aminas en terciarias, secundarias o pri­
marias según corresponda:
••

a) CH3 – CH2 – CH2 – NH2
••

b) (CH3 – CH2)2 N – CH3
••

c) CH3 – CH2 – NH – CH3

4.3 ¿Cómo clasificarías la siguiente amina? Explica.
••

CH3 – CH2 – CH(CH3) – NH2

213

QUÍMICA

4.4 Completa el acróstico siguiente:

Horizontales
1. Tipo de amina de acuerdo al tipo de cadena del grupo R.
4. Nombre de un grupo alquilo de 5 átomos de carbono
(invertido).
5. Nombre del grupo alquilo con un átomo de carbono.
Verticales
1. Familia a la que pertenecen los siguientes compuestos (en
singular):
••

a) CH3 – NH – – CH2 – CH3
••

b) CH3 – NH2
2. Prefijo griego que indica dos grupos alquilo idénticos
(invertido).
3. Tipo de amina que posee tres grupos alquilo (en singular).

214

QUÍMICA

4.1.2 Nomenclatura y notación química de las aminas.
Propiedades físicas y basicidad de las aminas
Las aminas se nombran mencionando primero los grupos alquilos
y arilos unidos al átomo de nitrógeno en orden alfabético, seguidos
del sufijo -amina. Se emplean los prefijos di y tri para describir dos o
tres sustituyentes idénticos.
Para escribir las fórmulas químicas de las aminas se utiliza prefe­
rentemente la semidesarrollada y se destaca el par de electrones no
compartido del átomo de nitrógeno con dos puntos o con una barra
encima de este átomo. Observa los ejemplos que se muestran en
la figura 4.4.

Fig. 4.4 Nombre y fórmulas de algunas aminas. Ejemplos

215

QUÍMICA

,

Conoce un poco más

Otras aminas más complejas se pueden nombrar de forma semejante
a los alcoholes. Para ello, se elige como cadena principal la que con­
tenga un mayor número de átomos de carbono y el compuesto se
nombra sustituyendo la terminación -o del alcano por la terminación
-amina. La posición del grupo amino y de los sustituyentes o cadenas
laterales se indica mediante los correspondientes localizadores. Se
emplea el prefijo n- para cada cadena alifática que se encuentre sobre
el átomo de nitrógeno.

Propiedades de las aminas
Las aminas primarias y secundarias contienen enlaces polares
N – H, que les permiten formar asociaciones por puente de hidró­
geno mutuos. Además, todas las aminas pueden formar este tipo
de asociación con agua.
Como el nitrógeno no es tan electronegativo como el oxígeno,
las asociaciones por puente de hidrógeno en las aminas son más
débiles que en los alcoholes.
Estos hechos son el sustento para explicar las temperaturas de
ebullición de las aminas y su solubilidad en agua.

216

QUÍMICA

Temperatura de ebullición
Las aminas ebullen a temperaturas más altas que los alcanos;
pero menores que los alcoholes de masa molar semejante. Las ami­
nas terciarias tienen temperaturas de ebullición más bajas que las
primarias o secundarias de masa molar semejante. En la tabla 4.1 se
muestran algunos ejemplos.
Solubilidad en agua
Las aminas que tienen hasta seis átomos de carbono, incluidas
aminas terciarias, son solubles porque forman asociaciones por
puente de hidrógeno con agua. Por lo general, las aminas tercia­
rias son menos solubles. A medida que el número de átomos de
carbono aumenta disminuye el efecto de las asociaciones por puen­
te de hidrógeno.
Tabla 4.1 Valores de temperaturas de ebullición de algunas sustancias
Sustancia

Temperatura de
ebullición (ºC)

Masa molar
(g / mol)

butano

-1

58

trimetilamina (3ria)

3

59

propilamina (1ria)

49

57

etilamina

17

45

etanol

78

46

1

¿Sabías que…?

Las aminas son responsables de algunos olores desagradables natu­
rales. Las aminas con grupos alquilo relativamente pequeños huelen
a pescado. Por ejemplo, un plato de tiburón tradicional en algunos
países tiene un olor provocado por la presencia de la trietilamina.

217

QUÍMICA
Por eso se sirven estos platos con limón ya que el ácido cítrico del
limón neutraliza las aminas presentes y las convierte en sales de
amonio inodora. Algunas diaminas, como las que se representan en
la figura 4.5, son especialmente pestilentes y sus nombres comunes
describen correctamente sus olores (putrescina y cadaverina).

Fig. 4.5 Ejemplos de algunas diaminas

Basicidad de las aminas
El par de electrones no enlazado en el nitrógeno posibilita que
las aminas puedan aceptar protones (iones H+). Esto las convierte en
bases según la teoría de Brönsted-Lowry.

0

Recuerda que...

La teoría ácido-base de Brönsted-Löwry plantea que un ácido es
una especie química (átomo, grupo de átomos, ion o molécula) que
tiene la propiedad de ceder o aportar un protón (H+) a otra especie
química que se clasifica como base. El átomo de nitrógeno de las
aminas es capaz de aceptar o ganar un protón donado por una
especie ácida:

218

QUÍMICA

Cuando se encuentran en disolución acuosa, se establece un
equilibrio en el que el agua actúa como ácido, donando un H+ que
es aceptado por la amina, como se aprecia en la ecuación química
a continuación. La constante de equilibrio (Kb) indica la fortaleza
básica de una amina. A mayor valor de Kb, más fuerte es el carácter
básico de la amina.

Es más común comparar la basicidad a partir del valor de pKb
(-log Kb). Así, a menor valor de pKb, el compuesto será más básico.
En la tabla 4.2 se muestran los valores de pKb para algunas ami­
nas y el amoníaco.
Tabla 4.2 Valores de pKb para algunas
aminas y el amoníaco
Amina

pKb

amoníaco

4,74

metilamina

3,36

dimetilamina

3,28

ciclohexilamina

3,33

fenilamina (anilina)

9,40

A partir de los valores de pKb mostrados en la tabla se pue­
de concluir que:
1. Las aminas alifáticas son más básicas que el amoníaco. Así, la me­

tilamina es más básica que el amoníaco, al tener en su reacción

219

QUÍMICA

protolítica mayor valor de Kb, como se muestra en las siguientes
ecuaciones, lo que indica que su equilibrio químico está más des­
plazado en el sentido directo.

2. Las aminas aromáticas, como la anilina, son menos básicas

que el amoníaco.
En general, las propiedades básicas de las aminas disminuyen en
el orden siguiente: Amina secundaria > primaria > terciaria y estas,
a su vez, más básicas que las aminas aromáticas y el amoníaco.
Las aminas también manifiestan sus características básicas al re­
accionar con ácidos (inorgánicos y orgánicos) en que experimentan
reacciones de neutralización. El par no compartido de electrones
en el átomo de nitrógeno acepta un protón (H+) de un ácido para
producir una sal de amonio, sin que se forme agua, como se puede
apreciar en la ecuación química siguiente:

220

QUÍMICA

Las sales de amonio, como la mayor parte de las sales, son
sólidas a temperatura ambiente, inodoras y solubles en agua y lí­
quidos corporales.

1

¿Sabías que…?

Las aminas que son moléculas grandes y que se utilizan como medica­
mentos, se convierten a sus sales de amonio, que son solubles en agua
y líquidos corporales. Así, la sal de amonio de difenhidramina se usa
en productos como benadrilina, un antihistamínico para alivio de la
comezón y el dolor ocasionados por irritaciones de la piel y salpullidos.

Comprueba lo aprendido
4.5 Nombra o escribe la fórmula semidesarrollada según
corresponda:
a) etilamina
b) trietilamina
c) CH3CH2CH2-NH2
d) CH3-NH-CH2CH3
e) (CH3)3N

221

QUÍMICA

f)

g) dietilamina

4.6 Completa:
a) A medida que se incrementan las masas molares de las ami­
nas _________ las temperaturas de ebullición.
b) A medida que disminuyen las masas molares de las aminas
_______________ su solubilidad en agua.
c) ¿Entre la etilamina y el etanol, el que tiene mayor tempera­
tura de ebullición es __________ debido a que ____________
____________________________________

4.7 Entre la dimetilamina (Kb = 5,1 · 10-4) y la trimetilamina
(Kb = 5,1 · 10-5), ¿cuál será más básica? Argumenta.
4.8 Completa la tabla siguiente:
Tipo de
amina

Fórmula
semidesarrollada

Nombre

CH3 – CH2 – CH2 – NH2
trifenilamina
CH2 – CH2 – NH – CH2 – CH2 – CH3
metilpropilamina

4.9 ¿Por qué aminas de altas masas molares son poco solubles en
el agua?
4.10 ¿Por qué las aminas son sustancias con propiedades básicas?

222

QUÍMICA

4.11 Investiga por qué la anilina es una de las aminas más
importantes.
4.12 Se tienen tres sustancias puras: etanol, propano y etilamina, a
las que debes asignarles sus temperaturas de ebullición respec­
tivas. Explica tu respuesta.
Valores de temperaturas de ebullición a seleccionar:
-272,15 ºC; -42,1 ºC; 17 ºC; 78,2 ºC; 2 500 ºC

4.13 Formula una ecuación química que muestre a la etilamina:
a) como base débil en agua
b) neutralizada por HBr

4.1.3 Aminas: precursoras de los alcaloides. Importancia
biológica de los alcaloides. Las drogas, importancia biológica
y afectaciones a la salud
El grupo amino (NH2), característico de las aminas, está presente
en muchos alimentos y también en nuestro organismo, formando
las sustancias más importantes para la vida, los aminoácidos, que
dan origen a las proteínas. Las primeras vitaminas descubiertas (vital-aminas) reciben ese nombre debido a la presencia de aminas.
Mas, no todas las vitaminas conocidas actualmente son aminas. En
el siglo xix se verificó que el gusto amargo de las hojas y flores de
algunas plantas era debido a la presencia de aminas. Esas sustancias,
que en aquella época eran denominadas álcalis vegetales (álcalis,
por sus propiedades básicas) hoy son conocidas con el nombre de
alcaloides. Los alcaloides son normalmente sustancias de estructuras
complejas, que presentan propiedades biológicas que permiten su
uso como medicamentos. Sin embargo, como muchos de ellos pue­
den causar dependencia física y psíquica, su uso solo es permitido

223

QUÍMICA

bajo prescripción médica. Varios de los alcaloides usados actualmen­
te son derivados de aminas encontradas en vegetales.

1

¿Sabías que...?

El alcaloide morfina tiene uso como analgésico potente, broncodi­
latador, descongestionante, antiespasmódico; sin embargo, su uso
irresponsable es altamente perjudicial para la salud.

Muchos de estos alcaloides están presentes en drogas lícitas (usa­
das con prescripción médica o autorizada), como la cafeína del café
y en drogas ilícitas que ocasionan serios daños al ser humano en lo
físico, lo psicológico y lo social, pues provocan enfermedades irrever­
sibles y la muerte. Tú, como joven consciente de esta realidad, debes
fomentar la cultura del rechazo contundente ante este flagelo.
Entre los daños físicos que ocasionan estas sustancias se pueden
encontrar que las drogas interfieren en el funcionamiento del ce­
rebro, una de las partes más complejas y delicadas del cuerpo. En
los adolescentes son más duraderos los efectos, afectan la zona del
cerebro relacionada con el aprendizaje y la memoria. En el cerebelo
las drogas dañan los nervios que controlan los movimientos moto­
res. En el corazón algunas drogas causan el “síndrome de muerte
súbita” y en la médula ósea se ha comprobado que causan leucemia.
Los nervios ópticos y acústicos son dañados, lo que puede deri­
var en cegueras y sorderas. En la sangre bloquean químicamente el
transporte de dioxígeno por la hemoglobina. En el sistema respira­
torio dificultan el desplazamiento del dioxígeno a los pulmones, al
originar irritaciones nasales y del tracto respiratorio.
En la salud psíquica son responsables de una amplia gama de tras­
tornos psicológicos, actitudes defensivas, pérdida de autoestima, e
intensos sentimientos de culpa en personas que son adictas. En lo
social, las personas se ven envueltas frecuentemente en problemas

224

QUÍMICA

de violencia, desórdenes públicos, conflictos raciales, marginación e
irresponsabilidades (figura 4.6).

Fig. 4.6 ¡Di no a las drogas!

Como daño legal, la producción, tenencia, venta, demanda, tráfi­
co, distribución de drogas y estupefacientes, sustancias sicotrópicas
y otras de efectos similares, tipifican como delito en la Ley No 62
Código Penal de la República de Cuba. Observa en la figura 4.7 la
estructura de algunos alcaloides.

225

QUÍMICA

Fig. 4.7 Estructuras de algunos alcaloides

Comprueba lo aprendido
4.14 De los alcaloides, responde:
a) ¿Dónde se les encuentra en la naturaleza?
b) Di la importancia que tienen en el medio natural.
c) ¿Con qué finalidad se utilizan en la medicina?

4.15 ¿En qué partes del organismo humano se producen daños físi­
cos por consumo de drogas?
4.16 ¿Cuáles son los daños físicos que el consumo de drogas
ocasiona?
4.17 Lee el epígrafe 4.3, busca, además, información complementa­
ria en documentos en tu biblioteca y realiza un artículo breve
sobre los alcaloides y las drogas, específicamente, la nicotina y
la cocaína. Consulta www.ecured.cu.

226

QUÍMICA

4.18 A un enfermo grave, que padece fuertes dolores corpora­
les, el médico le prescribe determinadas dosis del alcaloide
morfina. ¿Por qué este medicamento no debemos emplearlo
sin la debida prescripción médica? ¿Qué daños puede oca­
sionar el consumo de esta sustancia sin la debida prescrip­
ción médica?

4.2 Aminoácidos
Los aminoácidos son compuestos de función doble, ya que en
ellos se encuentran, simultáneamente, los grupos funcionales car­
boxilo (– COOH), de los ácidos carboxílicos y amino (– NH2), de las
aminas. Los aminoácidos son como los “ladrillos” a partir de los cua­
les se construyen las proteínas. Aunque existe una gran variedad de
aminoácidos diferentes en la naturaleza, solo veinte forman parte
de las proteínas presentes en los seres vivos (Apéndice 1).

4.2.1 Aminoácidos en la naturaleza. Estructura. Formación
de péptidos. Aminoácidos esenciales. Importancia
económica y biológica
Además de los 20 aminoácidos presentes comúnmente en las
proteínas, en la naturaleza se encuentran más de 700 aminoáci­
dos no proteínicos. Ejemplos de ellos son: el ácido γ-aminobutírico
(GABA) que se encuentra en el cerebro y actúa como un neuro­
transmisor; la homocisteína que se encuentra en la sangre y se
asocia a las enfermedades cardíacas coronarias y la tiroxina que se
encuentra en la glándula tiroide, donde actúa como una hormona.
Los 20 aminoácidos que aparecen en el anexo 1 son alfa (α) ami­
noácidos, porque en ellos el grupo amino se encuentra localizado
en el carbono adyacente al grupo carboxilo. La estructura general
de un α-aminoácido se representa en la figura 4.8.

227

QUÍMICA

A la R se le denomina cadena lateral del ami­
noácido y su identidad diferencia un aminoácido
de otro. Por ejemplo, en la glicina, R es un átomo
de hidrógeno, mientras que en la alanina es un
radical metilo.
Fig. 4.8
En el apéndice 1 puedes encontrar el nombre y
Estructura
la estructura de los 20 aminoácidos presentes en
general de un
α-aminoácido
las proteínas de prácticamente todos los seres vi­
vos, así como el símbolo de cada aminoácido y su
correspondiente abreviatura. También se señalan con un asterisco
los aminoácidos esenciales.

1

¿Sabías que…?

,

Conoce un poco más

Atendiendo a la composición química de R los α-aminoácidos se clasi­
fican en apolares (hidrofóbicos) o polares (hidrofílicos). Si, al menos,
contiene un grupo polar en su composición, es hidrofílico (tiene avi­
dez por el agua); por ejemplo, serina. Si no existe ningún grupo polar,
es hidrofóbico (repele al agua); por ejemplo, alanina.

La forma de representar a un aminoácido está en dependencia del
valor del pH del medio en que se encuentre. Un aminoácido a pH
bajo puede representarse como un catión, a pH alto como un anión,
mientras que, bajo determinados valores de pH, puede

228

QUÍMICA
representarse como un ion dipolar, llamado también molécula dipo­
lar o Zwitterion, la que predomina a pH fisiológico.

Esto explica que, en una mezcla de aminoácidos, al realizarse un
proceso llamado electroforesis, que utiliza corriente eléctrica, los
aminoácidos se orientan según su carga y pueden separarse.
Los aminoácidos son anfóteros (anfolitos) y las proteínas
son polianfolitos, ambos tienen la propiedad de comportarse
como ácido o como base en dependencia del pH del medio en
que se encuentren.
La reacción química entre dos o más moléculas de aminoácidos
origina las sustancias conocidas como péptidos. Las proteínas, las
sustancias más importantes para la vida, están constituidas por una
o varias cadenas polipetídicas.

1

¿Sabías que…?

Las amidas son conocidas como aquellas sustancias en las que el grupo
OH del grupo funcional carboxilo de un ácido carboxílico ha sido sus­
tituido por un grupo amino –NH2. Si un átomo de hidrógeno del grupo
amino en la amida, se sustituye por otro átomo o grupo de átomos
(Y), el resultado es una amida sustituida.

229

QUÍMICA

La unión entre aminoácidos ocurre por la reacción entre el grupo
hidroxilo de un aminoácido y el grupo amino de otro, con pérdida de
una molécula de agua. El compuesto formado se denomina péptido.
Los péptidos son sustancias compuestas por diferentes números
de residuos de aminoácidos; los dipéptidos están formados por dos
residuos de aminoácidos unidos entre sí; los tripéptidos contienen
tres, los oligopéptidos contienen de 4 a 10 y los polipéptidos tienen
una cadena mayor de residuos de aminoácidos.
Las proteínas (figura 4.9) son polipéptidos naturales, que cuen­
tan en su constitución desde 40 hasta 4000 residuos de aminoácidos
y sus masas molares son superiores a los 6 000 g/mol−1.

Fig. 4.9 Pequeña sección de una proteína

Como puedes observar en la figura 4.8, esta sección de una pro­
teína contiene 5 residuos de aminoácidos y 4 enlaces peptídicos,
que forman parte, cada uno de ellos, de un agrupamiento amida
sustituida. Los aminoácidos individuales que formaron esta sección
de proteína se representan en la figura 4.10.

Fig. 4.10 Aminoácidos individuales que formaron esta sección de proteína

230

QUÍMICA

También, los péptidos se pueden denotar mediante la abreviatu­
ra correspondiente a los aminoácidos que conforman los residuos
presentes, observa en el apéndice 1 las formas abreviadas de cada
aminoácido, en este caso: Ala-Ser-Gly-Cys-Val.
Observa la figura 4.11, que te representa el proceso de formación
de un dipéptido:

Fig. 4.11 Proceso de formación de un dipéptido

Si haces uso del apéndice 1, puedes determinar que los aminoá­
cidos que han reaccionado son la alanina y la glicina y el dipéptido
queda conformado por residuos de esos dos aminoácidos, que se
puede denotar por las abreviaturas correspondientes (Ala-Gly).
En la figura 4.12 se representa el proceso de formación
de un tripéptido.

Fig. 4.12 Proceso de formación de un tripéptido

231

QUÍMICA

1

¿Sabías que…?

Existen otros péptidos de importancia; entre ellos está la Enniatina,
aislada del hongo Mangrove recolectado en Tailandia en 2002, que
es un insecticida y un fitotóxico. Un polipéptido de gran valor para
el confort y prosperidad de las sociedades es el nailon. Sintetizado el
siglo pasado, el nailon se utiliza desde entonces y hasta el presente
en la confección de ropas, bolsos, sombrillas, capas, hilos, entre
otros artículos.

3

Algo de historia

Wallace H. Carothers, brillante químico nor­
teamericano, fue el que obtuvo y desarrolló
la producción del nailon y de la primera goma
sintética (neopreno). Nació en 1896, en Iowa.
Antes de graduarse de químico fue instructor
(alumno ayudante) y se doctoró en 1924. A
los 33 años ya era un químico reconocido por
Wallace H.
sus trabajos en polímeros, fue el primer químico
Carothers
industrial en pertenecer a la Academia Nacional
de Ciencias de Estados Unidos. Fue un ávido lector y amante de la
música clásica.

Comprueba lo aprendido
4.19 Ejemplifica cada uno de los términos siguientes:
a) α-aminoácido
b) aminoácido esencial
c) ion dipolar

4.20 Dada la siguiente estructura, responde:

232

QUÍMICA

a) Identifica al enlace peptídico encerrándolo en un círculo.
b) A partir de la información que ofrece el apéndice 1, identi­
fica la notación correcta para este dipéptido:
a) Arg – Phe
b) Arg – Pro
c) Pro – Arg
d) Arg – Arg

4.21 Dada la notación Ala – Val – Phe, responde:
a) Clasifica al tipo de péptido de acuerdo al número de resi­
duos de aminoácidos presente.
b) Identifica por su nombre a cada uno de los aminoácidos que
le dio origen. Consulta el apéndice 1.
c) Escribe la fórmula del grupo amida que une a los aminoáci­
dos y encierra en un círculo el enlace peptídico presente.

4.22 Analiza la estructura del siguiente péptido.

233

QUÍMICA

a) Clasifícalo de acuerdo con la cantidad de componentes.
b) Identifica si su estructura está representada en forma:
___ catiónica
___ aniónica
___ ion dipolar
c) Consulta el apéndice 1 del libro e identifica la notación del
péptido entre las propuestas siguientes:
___ Ala – Gly
___ Ala – Ser
___ Pro – Gly
___ Ser – Arg

Desafío
11. Escribe la secuencia de todos los posibles tripéptidos compuestos
de los aminoácidos: tirosina, histidina, y cisteína.
4.2.2 Las proteínas y los seres vivos
Las proteínas son las moléculas más abundantes en los animales
y juegan un papel importante en todas las estructuras y funciones
de las células. Su nombre proviene de la palabra griega “proteios”,
que significa primario, aplicada a grupos de moléculas biológicas
que tienen una importancia primaria para todos los organismos vi­
vos. Aproximadamente, el 50 % del cuerpo humano en peso seco,
es proteína y casi todas las reacciones que ocurren en él son catali­
zadas por proteínas; de hecho, el cuerpo humano contiene más de
150 000 tipos de proteínas diferentes.
Las proteínas brindan estructura en las membranas, construyen
cartílagos y tejido conjuntivo, son las encargadas de transpor­
tar el dioxígeno en la sangre y los músculos, dirigen reacciones

234

QUÍMICA

biológicas durante su acción como enzimas, defienden al cuerpo
contra infecciones, controlan procesos metabólicos en forma de
hormonas y son consideradas fuentes de energía en el organismo.
Todas estas funciones diferentes dependen de las estructuras y
comportamiento químico de los aminoácidos que son los precur­
sores de las proteínas. Los enlaces peptídicos unen a los restos de
aminoácidos para formar los péptidos y la secuencia de los restos
de aminoácidos en estos polímeros proteicos determina la forma­
ción de estructuras tridimensionales únicas.
Las proteínas se pueden clasificar de acuerdo con su compo­
sición química, su forma o su función en los sistemas biológicos.
Su composición química marca la diferencia entre las proteínas
con solamente residuos de aminoácidos presentes (proteínas simples) y otras donde están presentes otros tipos de componentes
provenientes de lípidos, metales, entre otros, denominadas proteínas conjugadas.
En cuanto a su clasificación, de acuerdo a la función en los siste­
mas biológicos, puedes encontrar:
■ Proteínas estructurales: son las que dan fortaleza a las estructuras

biológicas o protegen al organismo de su entorno. Por ejemplo, el
colágeno, que es el principal componente de los huesos, músculos
y tendones; la queratina, que es el principal componente del pelo,
plumas, pezuñas, uñas y de la capa exterior de la piel.
■ Proteínas protectoras: son proteínas que protegen al organismo

de depredadores (venenos de serpientes, toxinas de plantas).
Entre ellas están los coágulos de sangre, que protegen al sistema
vascular cuando se presenta una herida, los anticuerpos y pép­
tidos antibióticos, que nos protegen de enfermedades, ya que
complejan las proteínas extrañas.
■ Enzimas: son catalizadores biológicos; por ejemplo, la ADN polime­
rasa, que participa en la replicación y reparación del ADN.

235

QUÍMICA
■ Hormonas: algunas son proteínas que regulan las reacciones que

ocurren en los sistemas vivos, como por ejemplo la insulina, que
regula el metabolismo de la glucosa.
■ Proteínas con funciones fisiológicas: son las que almacenan y trans­

portan dioxígeno en el cuerpo, lo almacenan en los músculos y
permiten la contracción de estos. Son ejemplos de estas proteínas:
la hemoglobina, actina y miosina.

0

Recuerda que...

La clasificación de las proteínas de acuerdo a su función en los sis­
temas biológicos es conocida por ti de los cursos de Biología, por lo
que aquí estamos simplemente recordándolas.
La clasificación de acuerdo a su composición química incluye a las
proteínas simples y a las proteínas conjugadas:

Las proteínas simples son aquellas que, cuando se hidrolizan, solo
dan lugar a aminoácidos. Ejemplos: la insulina, ribonucleasa, oxito­
cina y bradiquinina.
Las proteínas conjugadas son aquellas que están enlazadas a
un grupo prostético como un azúcar, ácido nucleico, lípido o
algún otro grupo. Ejemplos: interferón, ribosomas, lipoproteí­
nas y hemoglobina.
En la clasificación de las proteínas de acuerdo a su forma
puedes encontrar:
Las proteínas fibrosas; son alargadas, fuertes y generalmente insolu­
bles en agua, su función principal es formar las partes estructurales
del organismo, por ejemplo, la alfa queratina.
Las proteínas globulares; se encuentran enrolladas, con formas prác­
ticamente esféricas y forman parte de las enzimas, hormonas o pro­
teínas de transporte. Ejemplos: insulina ribonucleasa y hemoglobina.

Las proteínas poseen 4 niveles estructurales diferentes. Son las de­
nominadas estructuras primaria, secundaria, terciaria y cuaternaria.

236

QUÍMICA

La estructura primaria incluye la secuencia de aminoácidos y la
posición de todos los enlaces disulfuros. En la figura 4.13 se puede
apreciar cómo se puede representar.

Fig. 4.13 Estructura primaria de una proteína

La estructura secundaria describe la interacción entre N – H y C = O
de diferentes grupos amida presentes en la cadena polipeptídica,
para formar asociaciones por puente de hidrógeno.
Cuando las asociaciones por puentes de hidrógeno son intra­
catenarias (dentro de una misma cadena polipeptídica), pueden
dar lugar a la estructura de alfa hélice. En la figura 4.14 se pue­
de apreciar cómo tienen lugar dichas asociaciones intracatenarias
para dar lugar a una alfa hélice. La estructura secundaria alfa he­
licoidal de las proteínas se estabiliza por asociaciones por puentes
de hidrógeno entre el N – H de un grupo amida y el C = O a cua­
tro grupos amida.

Fig. 4.14 Asociaciones por puente de hidrógeno (alfa hélice)

237

QUÍMICA

Cuando las asociaciones por puentes de hidrógeno ocurren
entre diferentes cadenas polipeptídicas (asociaciones intercatena­
rias) la estructura es de lámina beta plegada, como se aprecia en
la figura 4.15.

Fig. 4.16 Estructura secundaria de lámina beta-plegada de las proteínas

La estructura terciaria describe el plegamiento de estructuras
secundarias sobre sí mismas. Las fuerzas causantes son: puentes di­
sulfuro (entre aminoácidos como cisteína y metionina); fuerzas de
repulsión y atracción entre aminoácidos hidrófobos e hidrófilos con
respecto al medio acuoso circundante (los hidrófobos tienden a
ubicarse en el interior de las proteínas, lo más alejados posible del
medio acuoso, mientras que los hidrófilos se ubican en la perife­
ria); interacciones salinas (atracciones y/o repulsiones entre grupos
con carga positiva o negativa) e interacciones electrostáticas entre
grupos polares en R, lo que incluye asociaciones por puentes de
hidrógeno. El resultado es una estructura tridimensional plegada
sobre sí misma (figura 4.17). Las proteínas globulares son ejemplos
de este tipo de conformación.
La estructura cuaternaria se evidencia cuando varias cadenas po­
lipeptídicas llamadas subunidades se enlazan para formar un
complejo más grande (figura 4.18), por ejemplo, la hemoglobina.

238

QUÍMICA

Las subunidades se mantienen unidas mediante las mismas interac­
ciones que estabilizan sus estructuras terciarias, como los enlaces
por puente de hidrógeno y los puentes salinos entre los grupos R,
enlaces por puente disulfuro e interacciones hidrofóbicas.

Fig. 4.17 Estructura terciaria de una
proteína

,

Fig. 4.18 Estructura cuaternaria de
una proteína

Conoce un poco más

La ruptura enzimática selectiva de las proteínas es crítica en muchos
procesos biológicos. Por ejemplo, la coagulación de la sangre depende
del enzima trombina, que rompe el fibrinógeno en puntos específicos
para producir fibrina, la proteína que forma un coágulo. El enzima
quimotripsina cataliza la hidrólisis de los enlaces peptídicos en las
proteínas del cuerpo humano.

Comprueba lo aprendido
4.23 ¿Por qué se les llama a las proteínas biomoléculas o
macrobiomoléculas?

239

QUÍMICA

4.24 Menciona la diferencia entre el grupo amida y el enlace
peptídico.
4.25 De acuerdo con las clasificaciones de las proteínas, identifica
una de ellas:
a) con funciones fisiológicas, que sea conjugada y globular.
b) hormona, que sea simple y globular.

4.26 Menciona las diferencias que existen entre la estructura secun­
daria y la estructura primaria en una proteína.

Resumen y ejercitación
■ Las aminas son derivados del amoníaco.
■ Las aminas se clasifican en primarias, secundarias y terciarias y tam­

bién en alifáticas y aromáticas.
■ Según la Teoría ácido base de Bronsted-Lowry, las especies capa­
ces de aceptar protones H+ son bases y, de acuerdo al valor de su

■
■
■
■

■

constante de disociación, podemos comparar la basicidad entre
las aminas y el amoníaco y entre las aminas entre sí, de tal manera
que el mayor valor de la Kb indica mayor basicidad de la sustancia
en esas condiciones.
La basicidad en las aminas decrece según: 2.a>1.a>3.a
La anilina (amina aromática) es una de las aminas de
mayor importancia.
Los alcaloides tienen gran importancia en la naturaleza, la medi­
cina y la industria farmacéutica.
Los alcaloides usados sin autorización médica son drogas alta­
mente nocivas para la salud, aditivas y pueden ocasionar lesiones
graves e irreversibles en el cuerpo humano, incluso la muerte.
Los aminoácidos son compuestos que contienen en su estructura
la función amina y la función ácido. Son anfóteros.

240

QUÍMICA
■ Cuando el grupo amino del aminoácido está en el carbono conti­

guo al grupo carboxilo se llama alfa aminoácido.
■ Los alfa aminoácidos se distinguen entre sí por la cadena lateral.
■ Los aminoácidos se presentan generalmente en forma
■
■

■

■
■
■

de ion dipolar.
El grupo amida se representa por – CO – NH – y el enlace entre los
átomos de carbono y nitrógeno C – N se llama enlace peptídico.
Los péptidos se pueden clasificar de acuerdo a la cantidad de resi­
duos de aminoácidos que contengan en: dipéptidos, tripéptidos,
oligopéptidos o proteínas (polipéptidos naturales).
Conociendo los nombres en abreviaturas de los péptidos, estos se
pueden identificar y caracterizar, se puede conocer también la can­
tidad de enlaces peptídicos que posee, así como los aminoácidos
que los constituyen.
Las proteínas se pueden clasificar de acuerdo a su función bioló­
gica, su composición química o su forma.
De acuerdo a su composición química, las proteínas se clasifican en
simples y complejas.
Las proteínas se caracterizan por presentar 4 niveles estructu­
rales denominados: estructuras primaria, secundaria, tercia­
ria y cuaternaria.

4.27 Completa el siguiente cuadro:

Nombre

Fórmula
semidesarrollada

dimetilamina
CH3-NH2
etilmetilamina
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – NH2

241

Clasificación
en primaria,
secundaria o terciaria

QUÍMICA

4.28 Dadas las siguientes informaciones, responde.
metilamina Kb = 4,4 · 10-4
anilina Kb = 4,2 · 10-10
a) ¿Cuál de las aminas anteriores es más básica?
b) Argumenta tu selección anterior.

4.29 ¿Qué característica estructural tienen los alfa aminoácidos?
4.30 ¿Cómo se clasifican los péptidos?
4.31 Dada la siguiente notación abreviada de un péptido, Ala – Ser:
a) ¿Cómo se clasifica de acuerdo a los residuos de aminoácidos?
b) ¿Cuántos enlaces peptídicos posee?
c) Consulta el anexo 1 del texto y nombra los aminoácidos que
dieron lugar al péptido.

4.32 Consulta el anexo 1 del texto y dado el siguiente péptido
responde:

a) ¿Cuántos residuos de aminoácidos contiene?
b) Nombra los aminoácidos que dieron lugar a la formación
del péptido.
c) Señala el grupo o los grupos amida presentes.
d) Señala el o los enlaces peptídicos presentes.

4.33 La aspartama es un edulcurante muy utilizado en muchos países.

242

QUÍMICA

a) De acuerdo a su estructura, ¿a qué familia o función química
pertenece?

4.34 El café es una bebida que se consume por una gran cantidad de
personas. Es una droga lícita. Busca información en la biblio­
teca y redacta un artículo de hasta tres o cuatro cuartillas, en
el que expliques lo beneficioso y lo perjudicial sobre el tema.
4.35 Resuelve el siguiente acróstico:

243

QUÍMICA

Horizontales
1. Nombre del grupo funcional – NH2 (invertido).
4. Amina que posee un solo sustituyente (grupo alquilo).
7. Sustancia inorgánica de la cual se deriva una clasificación

de las aminas.
10. Nombre del grupo – COOH presente en los ácidos orgáni­

cos y en los aminoácidos.
14. Clasificación de un aminoácido de acuerdo a sus caracterís­

ticas ácido-base.
15. Sustancia formada por dos residuos de aminoácidos.
16. Nombre específico de un aminoácido estándar que tiene

menos de 5 carbonos en su estructura.
17. Letra griega que antecede a los tipos de aminoácidos

estándar.
19. Nombre de la amina más pequeña.
20. Biomoléculas más importantes presentes en los organis­

mos vivos.
21. Elemento más electronegativo presente en las aminas.

Verticales
2. Tipo de sustancia cuyos residuos forman los péptidos.
3. Alcaloide cuya estructura alfa es el precursor de la vitami­

na A.
5. Tipo de compuesto nitrogenado.
6. Droga lícita presente en el café.
8. Tipo de clasificación de las aminas.
9. Nombre del grupo aromático que proviene del benceno.
11. Comportamiento de la amina cuando dona protones

hidrógeno.

244

QUÍMICA
12. Nombre de la molécula del aminoácido en la que están

presentes las cargas positivas y negativas.
13. Tipo de lípido.
18. Nombre del enlace entre dos residuos de aminoácidos en

un péptido.

Desafío
12. Dadas las siguientes informaciones, representa por su fórmula y
nombre a las aminas correspondientes:
a) amina primaria de cadena abierta de 4 átomos de carbono.
b) amina primaria de cadena cíclica de 4 átomos de carbono.
c) amina terciaria de 4 átomos de carbono.

245

CAPÍTULO 5
La química, el medio ambiente
y la salud ambiental

E

l desarrollo alcanzado en la actualidad por la ciencia y la técnica es impresionante. A pesar del creciente distanciamiento
de los índices de desarrollo humano entre los países desarrollados, los que están en vías de desarrollo y los que no lo están, es
aspiración de todos los seres humanos el logro de una larga vida
saludable, la adquisición de mayores conocimientos sobre el mundo
vivo y el no vivo que les rodea y el disfrute de un nivel de vida digno.
Impactante es el nivel logrado en el desarrollo de las ciencias y
la técnica, y junto a ellas las nuevas tecnologías de la información
y la comunicación que propician cada vez más la adquisición y aplicación de nuevos conocimientos. Los seres humanos van haciendo
realidad muchos de los sueños que solo tenían lugar en la ciencia
ficción de los tiempos pasados.
Desgraciadamente, junto a esto, las políticas irresponsables de
gobernantes y de la avaricia humana, en su desenfrenada acción por
obtener mayores riquezas del medio ambiente están propiciando
la desaparición del planeta. Las sociedades de consumo explotan
más y más los componentes del medio ambiente sin pensar en el
futuro de la humanidad. Numerosos líderes políticos, prestigiosos
científicos y organizaciones mundiales y regionales alertan de ello.

247

QUÍMICA

Este último capítulo pretende seguir motivando a los estudiantes
en la búsqueda de información sobre la influencia positiva y negativa de la química en el medio ambiente como parte de su educación
ciudadana y con ello lograr una conducta responsable ante el medio
ambiente. En apretada síntesis se muestra cómo esta ciencia es causa
de muchos de los problemas medioambientales globales y a la vez su
aplicación y control, junto al de otras ciencias, posibilita su solución.

5.1 Beneficios y perjuicios de la química
Es difícil pensar en el desarrollo de la sociedad sin la presencia de
la química. Ya has visto como esta ciencia, con las mismas manos que
te salva te puede destruir. En muchas ocasiones el hecho de que una
sustancia actúe de forma beneficiosa o perjudicial está en correspondencia con la concentración en que se encuentre. Sobrados son
los ejemplos de cómo la química es participe del equilibrio de los
distintos componentes del medio ambiente, es causa, junto a otras
ciencias, de diversos problemas ambientales y a la vez puede dar solución a muchos de ellos, así como participa activamente en la salud
del mundo vivo.

5.1.1 Influencia de la química en el desarrollo sostenible
¿Has pensado alguna vez en qué ocurriría si los químicos dejasen de realizar su labor en la sociedad? Si esto ocurriera, infinidad
de beneficios que forman parte del bienestar y el desarrollo de la
huma­nidad desaparecerían.
Inicialmente, los efectos en el quehacer diario serían insignificantes. Por ejemplo, los cambios en la contaminación del planeta
serían muy pequeños, pues el aporte a ella de la industria química
es mínimo, en comparación con otros contaminantes. Sin embargo, uno de los primeros efectos negativos sería el agotamiento de

248

CAPÍTULO 5

los combustibles y, con ellos, la falta de electricidad, que inmoviliza
las industrias, el alumbrado, la falta de calefacción, con un seguro
regreso a la utilización del carbón y la madera para calentar los hogares o centros laborales, con lo cual disminuirían los bosques y se
elevaría la presencia de dióxido de carbono en la atmósfera.
El transporte regresaría a los carruajes tirados por animales; la
fabricación y conservación de los alimentos se reduciría grandemente, por la disminución de abonos, así como la producción de la
industria de medicamentos disminuiría y, con ello, aumentarían las
enfermedades en las personas y los animales; las plagas destruirían
las cosechas por la falta de plaguicidas y pesticidas, desaparecerían
los colorantes, tintas, papel y la radio, la televisión y los medios de
comunicación dejarían de funcionar. Como consecuencia de todo
esto se reducirían los niveles de vida. Se lograría un retroceso prácticamente a las sociedades comunitarias.
Con estos ejemplos y muchos otros se revela la influencia positiva
de la química para el desarrollo económico y social de los países.
Sin embargo, la acción desenfrenada del desarrollo ha traído como
resultados efectos negativos en el medio ambiente, comprometiéndose de esta manera el futuro de las nuevas generaciones.
Entre los problemas medioambientales globales relacionados con
la química están:
■ cambio climático
■ degradación de los suelos
■ adelgazamiento de la capa de ozono y aumento de ozono

en la troposfera
■ contaminación atmosférica
■ contaminación de las aguas
■ escasez y comprometimiento de la calidad de los recursos hídricos
■ salinización de los suelos
■ conflictos bélicos

249

QUÍMICA

Dada la importancia de la química en el desarrollo actual y
perspectivo del planeta, sin perjudicar el futuro de la humanidad
(desarrollo sostenible), se ha dedicado una parte de la química denominada química medioambientalista, al estudio de la relación de
esta ciencia con el medio ambiente y la salud.

0

Recuerda que...

La química medioambientalista es la rama de la química que se
encarga de la aplicación de esta ciencia en la atención a los problemas
y conservación del medio ambiente.

Este estudio se realiza en los procesos químicos presentes en el
medio ambiente global, en las cuatro áreas específicas que lo conforman, o sea: la atmósfera, los suelos, las aguas continentales y las
aguas oceánicas, así como la acción humana y los problemas que
ella ocasiona en el planeta.

5.1.2 La química medioambientalista y la salud ambiental.
Objeto de estudio
Dos conceptos fundamentales que guardan una estrecha relación
con la química medioambientalista son los de protección y contaminación medioambiental.

0

Recuerda que...

Se define como protección medioambiental al conjunto de acciones
realizadas para lograr la preservación del medio ambiente.
La contaminación ambiental es la introducción de sustancias u
otros elementos físicos que provoquen que este sea inseguro o no
apto para su uso.

250

CAPÍTULO 5
Toda contaminación siempre va a producir un efecto negativo en el
estado natural del medio ambiente que se contamine. La contaminación puede ser de distintos tipos: atmosférica, edáfica (del suelo),
hídrica, auditiva, tóxica y visual.

5.1.3 Atención del Estado cubano a la protección del medio
ambiente, la salud ambiental y la medicina ambiental.
Comportamiento ciudadano
La participación activa del Estado y gobierno cubano en fórums e
instituciones mundiales, así como la instrumentación y cumplimiento de los acuerdos derivados de ellos, han posibilitado una acción
coordinada de las organizaciones e instituciones cubanas e internacionales para lograr la protección y cuidado del medio ambiente en
el país. Junto a ello, las organizaciones políticas y de masas, los medios de comunicación y la educación, realizan coordinados esfuerzos
para lograr una efectiva educación ambiental de los ciudadanos que
coadyuve a la efectividad de la política medioambiental trazada.

Comprueba lo aprendido
5.1 Define los conceptos siguientes: medio ambiente, desarrollo
sostenible, química medioambientalista, contaminación ambiental, contaminación química y salud ambiental.
5.2 Ejemplifica el rol desempeñado por la química en el desarrollo
económico y social de la comunidad en que vives.
5.3 Realiza un inventario de los principales problemas medioambientales existentes en tu comunidad en las cuatro áreas que
estudia la Química medioambientalista e investiga qué acciones se están realizando para resolverlos.

251

QUÍMICA

5.4 Investiga cuáles de los problemas medioambientales globales
mencionados en este epígrafe existen en tu provincia y qué resultados están teniendo las medidas adoptadas para su solución.
5.2 Protección y contaminación atmosférica
De los estudios realizados en Geografía has aprendido que la
atmósfera de un planeta está constituida por gases que se mantienen unidos a él fundamentalmente por su fuerza de gravedad. La
atmósfera de la Tierra tiene cinco capas denominadas troposfera,
estratosfera, mesosfera, termosfera y exosfera.

1

¿Sabías que...?

La atmósfera terrestre tiene una altura de unos 10 000 km y, en la
primera capa, denominada troposfera, se encuentra el 75 % del aire
de toda la atmósfera. Los gases más representativos del aire son el
dinitrógeno (78 %), el dioxígeno (21 %), argón (0,09 %), partículas
sólidas y líquidas en suspensión, el dióxido de carbono (0,03 %), el
vapor de agua y el ozono. Estos tres últimos tienen una gran importancia para la vida.

La troposfera es la capa más delgada (10 km) de la atmósfera y,
a la vez, la más cercana a la superficie de la Tierra, donde ocurren
todos los fenómenos que influyen en el clima. Constituye la única
zona de la atmósfera donde hay vida y la que más se afecta por la
contaminación del aire y del agua producida por la industria y los
distintos procesos biológicos.

0

Recuerda que...

Se denomina contaminación atmosférica a la presencia en el aire de
materia que implique daño, riesgo o molestia grave para el medio
ambiente y, especialmente, para los seres vivos. Estas sustancias que

252

CAPÍTULO 5
pasan a la atmósfera alteran su composición y, con ello, pueden producir muchos daños a la salud de los seres humanos, vegetales y animales en general.

5.2.1 Influencia en la atmósfera de: la industria química,
los incendios de bosques, minería, volcanes y los vientos
del Sahara
Efecto invernadero
La mayor radiación cósmica y solar que llega al planeta va, en
su mayoría, a la tierra y los mares (50 %), el resto es absorbida
fundamentalmente por los denominados gases de efecto de invernadero (GEI), como son: el H2O (g), CO2 (g), CH4 (g), NxOy (g)
y el O3 (g). Esta energía es irradiada de nuevo al planeta, con lo
cual se mantiene caliente la atmósfera. Este fenómeno es conocido como efecto de invernadero y tiene un rol fundamental en la
vida del planeta. Según recoge la bibliografía, sin la ocurrencia
de este fenómeno la temperatura promedio de la superficie o
corteza de la Tierra sería de alrededor de los –18 ºC, en vez de la
media actual de 15 ºC que permite, junto a otros factores, el tipo
de vida existente en ella.

1

¿Sabías que...?

En otros planetas como Marte, Venus y Saturno también están presentes sustancias gaseosas que permiten la existencia del efecto
de invernadero.

Marte, conocido también como el planeta rojo, por el predominio del óxido de hierro III, de color rojo-anaranjado, presente en
su superficie, tiene una tenue atmósfera que contiene un 95,3 %
de dióxido de carbono.

253

QUÍMICA

El planeta Venus es el que tiene la atmósfera más caliente del
sistema solar (temperatura media de 463,85 °C), debido a la presencia de GEI, fundamentalmente dióxido de carbono, que provocan
un efecto de invernadero que atrapa más energía en forma de
calor y logra su alta temperatura promedio.
Saturno, tiene su atmósfera mucho más densa que la de la Tierra,
está compuesta principalmente por dinitrógeno (94 %), con hasta
un 6 % de metano y otras sustancias como los hidrocarburos: etano,
propino, acetileno, propano, mezclados con dióxido de carbono y
monóxido de carbono, que propician su efecto de invernadero.
El dióxido de carbono y el vapor de agua presentes en la troposfera son los GEI que en mayor concentración se encuentran en
la atmósfera y, por tanto, los que mayor incidencia tienen en el
necesario efecto de invernadero de la Tierra.
Sin embargo, el incremento de estos gases de invernadero en
la troposfera provoca un sobrecalentamiento del planeta y, con
ello, un conjunto de fenómenos indeseables y perjudiciales para
él. Se considera que fue la revolución industrial la que dio inicio a
la contaminación atmosférica, con un mayor uso de los combustibles fósiles como el carbón, petróleo y gas natural, los cuales son
actualmente utilizados en las industrias, la generación de electricidad, para la transportación y la cocina, entre muchos otros usos.

3

Algo de historia

En el quinquenio de 1975 a 1980, es cuando los científicos comienzan
a tener evidencia de los efectos negativos en el clima de los GEI.
Sin embargo, ya el matemático-físico francés Joseph Fourier (1768-1830) había planteado que la Tierra se mantenía templada porque la atmósfera retenía el calor como si estuviera bajo
un cristal. Se le atribuye ser el primer científico que describió el
efecto invernadero.

254

CAPÍTULO 5
En 1859 John Tyndall, matemático y físico francés, descubrió que el
dióxido de carbono, el metano y el vapor de agua son bloqueadores
de radiación infrarroja.
El premio Nobel de Química Svante August Arrhenius, físico, químico
y profesor sueco, alertó en 1896 que la quema de combustibles fósiles
podía elevar la temperatura global de la Tierra.

Joseph Fourier

John Tyndall

Svante August
Arrhenius

Estos combustibles fósiles proceden de grandes procesos de
transformación de la vida animal y vegetal durante millones de
años y cada día van siendo más escasos, pues son combustibles no
renovables. Su desmedida utilización está provocando un elevado
aumento de la concentración de los GEI en el planeta. Estimados
realizados en el año 2016 plantean que, de seguir las emisiones de
GEI producidas por actividades humanas, podría rebasarse el límite
de 2 ºC de calentamiento global peligroso para 2036.

0

Recuerda que...

Un aumento de alrededor de un 10 % de la concentración del dióxido
de carbono en la atmósfera pudiera aumentar en 0,5 °C la temperatura del planeta, lo que traería como consecuencia graves problemas,
entre ellos el derretimiento de los casquetes polares, inundaciones
en áreas costeras, incluyendo la posibilidad de desaparición de islas y
cayos, serios cambios en el clima, entre otros.

255

QUÍMICA

Ozono bueno en la estratosfera, ozono malo en la troposfera
El ozono es un gas que a la vez que es necesario en determinada
capa de la atmósfera es perjudicial en otra, según la proporción en
que se encuentre.
Siendo uno de los estados alotrópicos del elemento químico oxígeno, el ozono, también llamado trioxígeno [O3 (g)], se encuentra
en la estratosfera formando una capa que protege a la Tierra al absorber entre el 97 % y el 99 % de las radiaciones ultravioletas (UV)
del Sol. Esta capa se extiende entre los 15 km a 45 km de altitud y en
ella está presente el 90 %, aproximadamente, de todo el ozono presente en la atmósfera de la Tierra. Además, representa un regulador
de la temperatura del día y la noche y constituye un área protectora
de los meteoritos que llegan al planeta.
En la estratosfera, el ozono se forma por la incidencia de las radiaciones UV sobre las moléculas de dioxígeno, disociando cada una
de ellas en dos átomos de oxígeno, extremadamente reactivos, que,
a su vez, se unen a otras dos moléculas de dioxígeno, formándose
las moléculas O3. El ozono obtenido es también disociado por las
radiaciones UV, formándose de nuevo el dioxígeno. De esta forma,
se logra un equilibrio dinámico de formación y destrucción del ozono, utilizándose para ello las radiaciones UV que no llegan de esta
manera a la superficie terrestre. Este fenómeno puede representarse con los esquemas siguientes:

256

CAPÍTULO 5

0

Recuerda que...

La formación y destrucción por las radiaciones ultravioletas de las
moléculas presentes en la capa de ozono existente en la estratosfera
representa una barrera protectora de la vida en la Tierra. El equilibrio en que se encuentran estas reacciones puede ser fácilmente
desajustado por moléculas de sustancias como los aerosoles, los clorofluorocarbonos (CFC), el tetracloruro de carbono (CCl4) y compuestos bromurados, que hacen disminuir la presencia del ozono en la
estratosfera (agujero de la capa de ozono) y, con ello, permitir el paso
al planeta de un mayor número de radiaciones UV no deseables, las
cuales propician el aumento de cáncer y quemaduras de la piel, cataratas oculares y la disminución del sistema inmunitario de personas y
animales, entre muchos otros males.

La zona de la estratosfera donde la concentración de la capa de
ozono es menor que la normal, se conoce con el nombre de agujero
de la capa de ozono.
Otro reconocido destructor de la capa de ozono son los átomos
de cloro que se obtienen, por ejemplo, en la descomposición de las
moléculas de dicloro (Cl2). Este dicloro es producto de la reacción
química en la etapa invernal del cloruro de hidrógeno de la Tierra y
el nitrato de cloro. Estos fenómenos se representan por las ecuaciones químicas siguientes:
HCl + ClONO2 = Cl2+ HNO3
Cl2 + hⱱ = Cl + Cl
O3 + Cl = ClO + O2
O3 + O = 2O2

(Destrucción del ozono)

ClO + O = Cl + O2

257

QUÍMICA

El ozono está en mucha menor proporción en la troposfera que
en la estratosfera, solamente un 10 % de todo el que está presente
en toda la atmósfera. En esta primera capa, este gas se forma y se
destruye por reacciones fotoquímicas; pero, en este caso, de manera
diferente a la ya vista en la capa de ozono.
En la troposfera la obtención de ozono a partir del dioxígeno
se da en muy pocas ocasiones, por ser esta una reacción química
muy endotérmica. Por ejemplo, durante las tormentas eléctricas,
con la caída de un rayo, se siente el olor acre característico de
esta sustancia, debido a que la alta energía producida rompe los
enlaces químicos entre los átomos de oxígeno que forman las moléculas de dioxígeno. Los átomos resultantes interactúan con otras
molécu­las O2 formando el ozono [O3 (g)].

0

Recuerda que...

El ozono troposférico, también conocido como ozono ambiental, se
produce, fundamentalmente, por reacciones fotoquímicas entre los
distintos óxidos de nitrógeno presentes en el aire y los llamados compuestos orgánicos volátiles (COV) formados en la quema de madera,
gasolina, gas natural o tabaco, en la vaporización de disolventes
de pinturas, lacas u otros productos como aromatizantes, cosméticos, repelentes, plásticos, disolventes de grasas u otros almacenados en distintos lugares. Este tipo de contaminación se denomina
esmog fotoquímico.

Durante mucho tiempo se pensó que la presencia del ozono en
el aire era beneficiosa para la salud. Sin embargo, al ser un gran
oxidante, se ha comprobado que en correspondencia con la mayor
o menor concentración en que se encuentre en el aire, puede provocar diferentes efectos nocivos para la salud humana, tales como:
irritación de la nariz, la garganta, náuseas, dolor de cabeza, edemas

258

CAPÍTULO 5

pulmonares y hasta la muerte. De igual manera afecta la vegetación
natural y los cultivos. Todo esto se acentúa durante el verano, pues,
con el aumento de las horas de sol, se eleva la concentración de
ozono en el ambiente.

3

Algo de historia

La ciudad de Los Ángeles es la segunda más poblada de los Estados
Unidos de América. Fue la primera en la que se detectó el esmog
fotoquímico en los años 40, al observarse una atmósfera de color gris
o negro. Este fenómeno, producido por la acción humana, se da fundamentalmente en lugares con mucho tráfico e industrias, que son
elementos causantes que lo producen.

Principales contaminantes de la atmósfera
Las principales fuentes de contaminación de la atmósfera de la
Tierra son, en orden decreciente de importancia, los automóviles, la
industria en general y la industria química en particular, las centrales eléctricas, la calefacción en los países fríos y las plantas dedicadas
a la eliminación de residuos, las cuales generan un conjunto de sustancias que contaminan el aire.
Los contaminantes atmosféricos pueden clasificarse en primarios y secundarios, atendiendo a si son emitidos directamente a
la atmósfera (primarios) o los que se forman como resultado de
procesos químicos que ocurren en ella (secundarios). Entre estos
contaminantes están los óxidos de azufre, los óxidos de nitrógeno,
los hidrocarburos y las partículas en suspensión.
Óxidos de azufre y de nitrógeno
Un contaminante primario importante de la atmósfera es el dióxido de azufre, que proviene de la combustión de los combustibles

259

QUÍMICA

fósiles que contienen azufre y que son utilizados en centrales eléctricas y en la obtención de óxidos de metales de los sulfuros que se
encuentran en la naturaleza, para después obtener el metal. Ejemplo de ellos son:
2CuS (s) + 3O2 (g) = 2CuO (s) + 2SO2 (g)
Cu2S (s) + O2 (g) = 2Cu (s) + SO2 (g)
Las lluvias y las nieves ácidas. Un fenómeno destructor
El dióxido de azufre presente en el aire debido, fundamentalmente, a la erupción de los volcanes y la combustión de combustibles
fósiles, puede reaccionar con el dioxígeno del aire y producir el trióxido de azufre. Esta reacción química es muy lenta, pero las partículas
sólidas existentes en el aire le sirven de catalizador. Este gas de olor
asfixiante también reacciona con el ozono formando el trióxido de
azufre. Ambas reacciones pueden representarse como sigue:
2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g)
3SO2 (g) + O3 (g) = 3SO3 (g)
Este SO3 (g) reacciona con el vapor de agua presente en la atmósfera, formando goticas de ácido sulfúrico que quedan en suspensión,
lo cual disminuye el pH del agua y, más tarde, caen en forma de
lluvia o de nieve con características ácidas. De igual manera ocurre
con otros óxidos de azufre y de nitrógeno.

0

Recuerda que...

Las lluvias o nieves ácidas son el resultado de las reacciones químicas
del agua de lluvia con los óxidos de azufre y de nitrógeno, en las que
se forman disoluciones de los ácidos sulfuroso, sulfúrico y nítrico, respectivamente. Se considera lluvia o nieve ácida aquella que tiene un

260

CAPÍTULO 5

pH por debajo de 5 hasta valores mínimos de 3 (pH del vinagre). La
lluvia normal es ligeramente ácida (aproximadamente con pH = 5,7)
debido a su interacción con el dióxido de carbono.

Por su elevado poder corrosivo, las lluvias y nieves ácidas no solamente destruyen objetos formados por diferentes sales y metales,
sino también acidulan los ríos, lagos y mares, produciendo un dese­
quilibrio ecológico, producto del cual mueren diferentes especies
de peces y se afectan las zonas coralinas. De igual forma, destruyen
la vegetación y disminuyen la presencia en los suelos de microorganismos que fijan el nitrógeno en las plantas.
El monóxido de carbono
Otro de los óxidos que puede provocar problemas medioambientales es el monóxido de carbono. Con fórmula química CO, esta
sustancia es un gas a temperatura ambiente, incolora y muy tóxica,
de tal manera que, si se inhala en concentraciones moderadas de
0,4 % en el aire, al cabo de una hora, puede provocar la muerte.
Una de las principales fuentes de formación de esta sustancia es la
combustión incompleta de algunas sustancias que poseen carbono,
como queroseno, gasolina, carbón, tabaco y madera. Está presente
en los gases que expulsan los motores de vehículos y fue utilizado
como una vía de exterminio en las cámaras de gas en los campos de
concentración nazi.

1

¿Sabías que...?

El nivel tóxico del monóxido de carbono está determinado por la
capacidad que tiene de sustituir al oxígeno en la hemoglobina de
la sangre. Su afinidad por el grupo hemo es mayor que la del oxígeno 200 veces. El producto formado, la proteína llamada carboxihe­
moglobina, no puede transportar el oxígeno a los tejidos.

261

QUÍMICA

Partículas en suspensión en la atmósfera
Entre los componentes de la contaminación atmosférica también
se encuentran partículas de sustancias producidas por fenómenos
naturales o por la interacción de los seres humanos con el medio.
Entre las primeras, se encuentran los óxidos de hierro (Fe2O3), de titanio (TiO2) y de fósforo (P4H10), partículas de hollín, provienen de la
erupción de los volcanes, las minas, el polvo de los desiertos, sulfatos y nitratos de los suelos. También son el resultado de la interacción
de los seres humanos con el medio ambiente como la combustión,
diferentes industrias como las de hierro, níquel, acero, cemento. Estas partículas son nocivas para los humanos, producen enfisema
pulmonar y bronquitis, aumentan la corrosión, generan suciedad y
afectan el clima aumentando la nubosidad y niebla que alteran el
equilibrio ecológico del planeta (figura 5.1).

Fig. 5.1 Chuquicamata, una de las mayores minas a cielo abierto del mundo
(arriba) y el estratovolcán más alto del planeta denominado Nevado Ojos
del Salado, en la frontera entre Argentina y Chile

262

CAPÍTULO 5

Los polvos del Sahara. Otro fenómeno atmosférico perjudicial
En el verano, la zona del Atlántico y el mar Caribe se ven afectados por los llamados polvos del Sahara.

0

Recuerda que...

El polvo del Sahara es un tipo de contaminación atmosférica formada por nubes de polvo muy seco y caliente, que se forman por
la ocurrencia de las tormentas de arena y polvo de los desiertos
de Sahara y de Sáhel en África, los cuales son llevados al Atlántico y el Caribe por los vientos alisios. Son portadores de muchas
enfermedades de la piel, provocan alergias y afectan las vías respiratorias de los seres humanos, son trasmisores de un hongo
que destruye los arrecifes de coral y permiten el crecimiento de
algas tóxicas, así como la destrucción de muchos cultivos por la
existencia de plagas.

Estos vientos de Sahara no solo arrastran partículas de minerales de hierro, calcio, fósforo, silicio y mercurio, sino también virus,
bacterias, hongos, ácaros patógenos, estafilococos y contaminantes
orgánicos que provocan sequías y afectan los ecosistemas terrestres
y marinos, así como la salud humana, especialmente en los niños y
personas de la tercera edad.

1

¿Sabías que...?

Se calcula que caen anualmente una cantidad de más de 90 millones
de toneladas de polvo de Sahara en esta zona del planeta. En los
últimos 50 años este tipo de contaminación atmosférica se ha multiplicado en unas diez veces, como producto de los cambios en el clima
que han provocado que la extensión de ese desierto sea 105 veces
mayor que en el año 1920.

263

QUÍMICA

Por ser una masa de aire seco y caliente, no posibilita el sur­
gimiento y desarrollo de los ciclones en el Trópico, por lo que se le
considera como un importante modulador de la actividad ciclónica
en el Atlántico y el mar Caribe.

Comprueba lo aprendido
5.5 Define los conceptos siguientes: contaminación atmosférica,
efecto de invernadero, hueco de ozono, lluvias y nieves ácidas,
partículas en suspensión y polvos de Sahara.
5.6 Nombra los gases de invernadero y di cómo influyen en el calentamiento del planeta.
5.7 Ejemplifica cómo la proporción en que se encuentran algunas
sustancias en la atmósfera de la Tierra puede provocar beneficios o perjuicios al medio ambiente y la salud.
5.8 Investiga cuáles se consideran los principales contaminantes
de la atmósfera de la Tierra y precisa, en cada uno de ellos:
procedencia, efectos que provocan y las medidas que deben
tomarse para evitar sus efectos perjudiciales en el medio ambiente y la salud.

5.3 Protección y contaminación de los suelos
Los suelos sedimentados que tienen las condiciones para el cultivo se dice que son fértiles. La fertilidad de estos suelos depende, en
gran medida, de los componentes químicos (nutrientes) que posean,
que propicien el crecimiento sostenido y adecuado de las plantas
de utilidad para el ser humano, de su consistencia y estructura que
permita trabajarlos adecuadamente, del agua que reciban y de su
correcto drenaje.

264

CAPÍTULO 5

,

Conoce un poco más

La contaminación del suelo o edáfica es aquella que se produce por la
introducción de productos químicos que provoca su degradación. Estas
sustancias químicas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas y pueden
llegar al suelo por la acción de los seres humanos o por la naturaleza.

La degradación del suelo es el paso de un tipo de suelo a otro,
generalmente esto representa la pérdida de los nutrientes necesarios para su buena fertilidad, cambios en la estructura del suelo,
composición salina, variación de su acidez o basicidad (pH), efectos
de los contaminantes tóxicos para los seres vivos que se encuentran
en él, así como la capacidad de retención de su humedad.

5.3.1. Factores de origen químico que inciden en el beneficio
y perjuicio de los suelos
Existen diferentes formas de degradación de los suelos en las que
está presente la química, ya sea por la actividad humana o por la
naturaleza. Tal es el caso de:
■ la aplicación desmedida de fertilizantes para mejorar la fertilidad;
■ el uso indebido de pesticidas para controlar plagas, insectos

y malas hierbas;
■ aplicación incorrecta de estiércol y purines;
■ la salinización y sodificación del terreno;
■ la pérdida de los nutrientes del suelo por sobreexplotación.
Los fertilizantes y los plaguicidas: ¿a favor o en contra?
Por ser Cuba un país eminentemente agrícola necesita de suelos de una alta calidad que sean cada día más productivos. Junto a
ello se requiere adoptar las medidas necesarias para evitar la proliferación de plagas que perjudiquen las cosechas. En este proceso

265

QUÍMICA

el uso correcto de fertilizantes y plaguicidas tiene un rol determinante para hacer más eficiente la producción agrícola.
Entre las sustancias que se incluyen en la fertilización y contaminación química de los suelos están los fertilizantes. Conocida es la
importancia del uso de los fertilizantes para mantener o incrementar la presencia de nutrientes en el suelo o estimular el crecimiento
de las plantas y con ello aumentar su calidad.

0

Recuerda que...

Los fertilizantes o abonos son sustancias inorgánicas u orgánicas, que
contienen los nutrientes necesarios para mantener o elevar la fertilidad de los suelos. Una de sus principales características es que sean
sustancias solubles en agua para que puedan ser asimilados por las
raíces de las plantas. De acuerdo con su origen se clasifican en orgánicos e inorgánicos (minerales).

Las consecuencias negativas del uso de los fertilizantes se concentran en el riesgo sanitario que pueden provocar en los seres
humanos y los daños al medio ambiente.
Los nutrientes del suelo, como, por ejemplo, el nitrógeno, el
fósforo y el potasio, son devueltos al terreno en las proporciones
debidas con el uso de los fertilizantes.
Sin embargo, el uso excesivo de estos productos puede ser muy
perjudicial para el medio ambiente, los vegetales, los animales e
incluso para la salud humana. Entre estas consecuencias negativas
que pueden ocasionar estas sustancias están las siguientes:
■ Toxicidad en los seres humanos por la presencia de nitratos en las

aguas de beber y el desequilibrio que puede producir en el ciclo
del elemento químico nitrógeno en la naturaleza.

266

CAPÍTULO 5
■ Elevación de los gases de efecto invernadero en la atmósfera,

producto de la degradación de los abonos no utilizados.
■ Desajuste del ciclo del fósforo en la naturaleza, al incrementar

la presencia de este elemento químico en las aguas y animales marinos, y, por tanto, en el cuerpo humano, en el proceso
de alimentación. El elemento fósforo es asimilado por los seres
humanos en forma de fosfatos, que provienen de los vegetales
y animales y es elemento vital para el organismo, pero en muy
pocas cantidades.
■ Contaminación que produce el proceso industrial de fertilizantes

y la utilización de la energía no renovable.
■ Efectos asociados a la presencia en los fosfatos de elemen-

tos químicos pesados (cadmio, arsénico) y elementos químicos radiactivos.
El control y la aplicación adecuada del uso de los plaguicidas
garantizan una buena calidad de los productos y evita pérdidas
económicas en la producción agrícola.

0

Recuerda que...

Plaguicida es cualquier sustancia empleada por los seres humanos
para prevenir, controlar o combatir una plaga.
No siempre los plaguicidas son venenosos o perjudican el suelo. Se
trata de que sean utilizados en las cantidades necesarias y bajo condiciones que no perjudiquen al ser humano o al área que le rodea.
Las plagas pueden ser causadas por malas hierbas (malezas), virus,
hongos y bacterias (elementos patógenos, enfermedades), por
artrópodos, como los insectos y los ácaros, así como por mamíferos,
aves y reptiles (vertebrados).

267

QUÍMICA

Otro tipo de material que es usado para obtener fertilizantes
(abonos) son los purines (figura 5.2).

Fig. 5.2 Los purines son utilizados para obtener metano y como abonos

La salinización es otra forma de degradación de los suelos, la cual
consiste en la acumulación en ellos de las sales que están disueltas
en las aguas y del exceso de fertilizantes usados para su fertilización
(figura 5.3). Debido al exceso de sales el suelo disminuye su fertilidad, trayendo como consecuencias la pérdida en los cultivos y el
aumento progresivo de los suelos improductivos.
El aumento de la concentración de sales en los suelos puede ser
de forma natural o producida por el ser humano. Las causas de la

268

CAPÍTULO 5

primera pueden ser diversas, así, por ejemplo, puede ocurrir en
suelos alcalinos (pH > 9) que son arcillosos con baja capacidad de infiltración o en terrenos bajos y planos que se inundan por las aguas
de ríos o arroyos, en ambos casos, por evapotranspiración del agua
quedan las sales en el terreno.

Fig. 5.3 Existen diferentes formas de que los suelos adquieran
un exceso de sales que los hacen infértiles

La evapotranspiración es la pérdida de la humedad de la superficie de un suelo como resultado de dos procesos que se producen
conjuntamente, la evaporación directa del agua y la transpiración
de la vegetación (ver glosario).
También existe la salinización de los suelos donde el nivel de
las aguas subterráneas es poco profundo y el agua que asciende
por capilaridad contiene sales disueltas. Mientras mayor sea la
concentración de estas sales en el agua, mayor será el perjuicio.

269

QUÍMICA

En ocasiones, esto ocurre por la mezcla de agua de mar con
el manto freático, debido a la extracción excesiva de agua del
manto freático por el ser humano. Este proceso se conoce como
instrucción salina.
La salinización causada por la acción de los humanos también
puede producirse por deforestación o la sustitución de la vegetación
natural, esto posibilita un aumento de la temperatura del terreno y,
con ello, el aumento de la evapotranspiración, que crea una costra
salina en su superficie.
De igual manera un uso de sistema de riego con aguas salobres
o con un inadecuado drenaje puede ser otra vía de salinización del
terreno. El uso excesivo de fertilizantes o de aguas contaminadas
con subproductos industriales también puede producir este fenómeno en el suelo.
Al ser Cuba un archipiélago rodeado de agua salada, la atención
a los manglares existentes en las costas es priorizada por el estado,
dado que, además de reducir entre un 60 % y un 70 % el oleaje
producido por los huracanes, evitan la contaminación de las aguas
dulces con la de mar y, con ello, también la de los suelos, para lograr
mantener la productividad de estos últimos.
En el estudio de la degradación de los suelos y de los fenómenos de contaminación medioambiental en general, representa
un aspecto importante el análisis de los diferentes ciclos de los
elementos químicos y de algunas sustancias que se producen en
la naturaleza. Son denominados también ciclos biogeoquímicos.
Los más frecuentes que están vinculados a la química medioambientalista son el del agua, el del carbono, el del oxígeno, el del
nitrógeno, el del fósforo, el del azufre, el del mercurio y otros metales pesados, de ahí la importancia de su estudio en la enseñanza
de la Química (figura 5.4).

270

CAPÍTULO 5

Fig. 5.4 Ciclos del agua y del elemento azufre en la naturaleza

Ambos ciclos muestran la manera natural de contaminación o purificación de diferentes sustancias y, por tanto, posibilitan la adopción
de medidas de protección para la salud ambiental. En ellos se hace
evidente la unidad material del mundo, revelando que todo está en
constante movimiento y que la materia ni se crea ni se destruye, solo
se transforma. No tener en cuenta este flujo natural de las sustancias
en la naturaleza puede ser un agente contaminante del medio y de la
muerte de los componentes vivos que en él se encuentran.
Contaminación hídrica o contaminación del agua
Este tipo de contaminación comprende el perjuicio de las aguas
oceánicas y de los ríos, lagos, pozos y lagunas (aguas continentales),
generalmente, por las actividades humanas (figura 5.5).

271

QUÍMICA

Fig. 5.5 Contaminación del agua de los océanos y los continentes

El término desarrollo sostenible está íntimamente relacionado
con la lucha por satisfacer las necesidades de las actuales generaciones sin comprometer las posibilidades de desarrollo de la
economía, el medio ambiente y las sociedades futuras. En este
desarrollo sostenible el agua es una sustancia determinante, ya
que los recursos hídricos y los servicios que ellos prestan a la sociedad guardan una estrecha relación con la eliminación de la
pobreza, el desarrollo de la economía y el desarrollo sostenible
medioambiental.
El desarrollo de la industria genera un gran consumo de agua
y produce una gran cantidad de residuos que van a parar a las
aguas. De igual manera, el transporte fluvial y marítimo trae como
consecuencia la contaminación de las aguas. Esto provoca la muerte de muchas especies existentes en ellas (figura 5.6).

272

CAPÍTULO 5

Fig. 5.6 Muerte de peces por contaminación de las aguas

Sin embargo, cada día es menor la reserva de agua potable
en el planeta, dado el uso indiscriminado que se hace de ella,
así como los problemas derivados del cambio climático que está
provocando sequías nunca antes vistas. Se observan en la prensa
noticias como las siguientes, que muestran el fenómeno en su
extensión máxima:
“La Ciudad del Cabo, de cuatro millones de habitantes y capital
legislativa de Sudáfrica, cuenta con menos de cien días de agua en
sus embalses luego de tres años de una sequía nunca antes vista,
informó que el llamado Día 0 ocurrirá el 21 de abril, según la capacidad actual del yacimiento y el consumo de agua diario. Ese día
el suministro de agua se cortará en toda la ciudad, excepto en los
hospitales y en los sectores más pobres. Los ciudadanos deberán recoger un tope de 25 litros de agua por día en 200 puntos repartidos
en la ciudad y vigilados por guardias…”

273

QUÍMICA

El Estado cubano hace enormes esfuerzos por un aprovechamiento más racional del agua y busca alternativas para la obtención
de agua potable. Desde los primeros años de la Revolución cubana
se crearon en todo el país un considerable número de presas,
que, si bien evitan inundaciones en el paso de huracanes, son una
fuente de abastecimiento de agua para distintos usos, además de
ser el hábitat de innumerables peces de agua dulce que sirven de
alimentación sana a la población.
Otras medidas adoptadas para el abastecimiento de agua que
pueda ser utilizada en el país, es la instalación y funcionamiento de plantas desalinizadoras del agua de mar. La desalinización
es un proceso mediante el cual se eliminan las sales al agua
de mar o salobre.
En muchas ocasiones el agua salada se obtiene directamente
del mar, de lagos salados o de corrientes de agua existentes que
se encuentran en los terrenos a poca profundidad. Un ejemplo
de este último procedimiento es el que se utiliza en Cayo Largo
del Sur, en el municipio especial Isla de la Juventud, en Cuba (figura
5.7), el cual abastece de agua potable hace más de 20 años a los
centros turísticos y población cubana existentes en él.
En la actualidad se proyecta el funcionamiento de varias industrias desalinizadoras que creen condiciones más favorables para
evitar la carencia de agua potable en todas las provincias del país
en las etapas de fuertes sequías producto del cambio climático.
El agua salada proveniente de mares o lagos salados contiene
una gran cantidad de sales minerales, las cuales la hacen no potable
para los seres humanos. Si se toma en grandes cantidades, puede
llegar a causar la muerte. La esencia del funcionamiento de las plantas desalinizadoras de agua de mar o salobre está en la aplicación
de la llamada “ósmosis inversa”. Para entender en qué consiste este

274

CAPÍTULO 5

fenómeno, obsérvese primeramente las características fundamentales de lo que se considera ósmosis u ósmosis natural.

Fig. 5.7 El agua potable existente en este cayo cubano proviene
de una industria desalinizadora

La ósmosis natural es un fenómeno físico relacionado con el movimiento de un disolvente a través de una membrana semipermeable
(difusión simple), sin gasto de energía. En el caso de dos disoluciones
acuosas de distinta concentración, sepa-radas por una membrana semipermeable, las moléculas de agua pasan dicha membrana, de la
disolución de menor concentración a la de mayor, hasta que se igualan sus concentraciones.
En este caso, la ósmosis ocurre bajo condiciones normales, en las
que los dos lados de la membrana están a la misma presión y se genera por lo que se llama presión osmótica, que es la que hace pasar
el disolvente presente en la disolución de menor concentración a la
de mayor. Este fenómeno ocurre, por ejemplo, tanto en las células
animales como vegetales de forma natural y existen en ellas los mecanismos que regulan sus consecuencias (figura 5.8).
Si se aumenta la presión a la disolución acuosa de mayor concentración, ocurre la ósmosis en sentido contrario (ósmosis inversa) y,
con ello, se logra que el agua de la disolución más concentrada pase
a la de menor, quedando en este lado el soluto (figura 5.9).

275

QUÍMICA

Fig. 5.8 Representación de la ósmosis natural

Fig. 5.9 Representación de la ósmosis inversa

En la planta desalinizadora la disolución más concentrada es
agua de mar o de lagos salados, lográndose el paso del agua pura
a la parte de menor concentra-ción. El agua resultante llega a ser

276

CAPÍTULO 5

potable cuando se le mezcla con volúmenes pequeños de agua más
rica en minerales, la cual le resta agresividad y mejora su dureza y
equilibrio iónico.
En la actualidad se continúan los estudios para reducir los inconvenientes que tiene esta importante industria, pues, además de ser
muy costoso el proceso de desalinización, por el gasto elevado de
consumo eléctrico, también producen desechos salinos y otras sustancias como la sílice neutra, compuestos de arsénico (As3+ y As5+) y
de boro que contaminan el medio ambiente.
Contaminación tóxica
La contaminación tóxica está relacionada con las sustancias naturales y artificiales presentes en muchos alimentos, en las aguas y
el aire, así como las sustancias radiactivas producidas en procesos
de obtención de fuentes de energías o investigaciones científicas que pueden perjudicar la salud ambiental. Está asociada a la
denominada carga tóxica o carga química corporal determinada
por la concentración de estas sustancias en un individuo o población determinada.
Se entiende por contaminación tóxica aquella pérdida de la calidad que es originada por la presencia de sustancias de riesgo tóxico
que, en función de su cantidad, pueden afectar grave o duraderamente a los organismos vivos.
Muchas de estas sustancias, producidas en la industria química,
pueden encontrarse en el agua, la tierra, el aire y en aquellos productos que consume el ser humano (alimentos, detergentes, ropa,
cosméticos, entre otros muchos). Todas ellas pueden provocar serias
consecuencias para la salud, entre las que están cáncer de colon,
diabetes y la infertilidad, son sustancias que contienen minerales de
elementos químicos pesados como mercurio, plomo, hierro, cobre,
arsénico, zinc, entre otros (tabla 5.1).

277

QUÍMICA
Tabla 5.1 Daños a la salud que pueden provocar los excesos de elementos
metálicos pesados en el organismo humano
Elementos
metálicos

Daños

Enfermedades

mercurio

provoca

Temblores, gingivitis (inflamación y sangrado de la encía),
alteraciones psicológicas y
aborto espontáneo. Su forma
más tóxica es el metil-mercurio

plomo

puede afectar

La síntesis de la hemoglobina,
la función renal, las articulaciones, los intestinos y el sistema
nervioso

cromo

provoca

Úlceras, irritación de la piel,
trastornos hepáticos y renales,
afectaciones en los sistemas
nervioso y circulatorio

arsénico

puede producir

Envenenamiento, tanto por
sus sustancias simples como
por sus compuestos, por lo que
llega a producir la muerte

Forma una parte importante de la contaminación tóxica la intoxicación alimentaria, que es la forma clínica de manifestarse la
toxicidad mediante el consumo de alimentos, tanto sólidos como
líquidos, que están contaminados con sustancias como venenos, elementos metálicos pesados, toxinas o agentes biológicos patógenos.
Contaminación auditiva, acústica o sonora
Otro tipo de contaminación ambiental, en la que las sustancias
y las reacciones químicas están presentes, es la llamada auditiva,

278

CAPÍTULO 5

determinada por el sonido excesivo y molesto (ruido) producido en
las actividades de los seres humanos y que altera las condiciones del
medio ambiente.
El ruido que provocan las maquinarias y las explosiones en la extracción y procesamiento de los minerales es un ejemplo de ello, lo
cual puede llegar hasta la perforación del tímpano u otros daños
irreversibles en los seres humanos. De igual forma, el ruido de los
motores de automóviles, aviones, industrias, la construcción de edificios, entre muchos otros, afecta la calidad de vida al producir efectos
negativos sobre la salud auditiva, física y mental de los seres vivos.
En muchos países, a pesar de las normativas existentes para disminuir la contaminación auditiva, no se ha logrado lo esperado,
pues en ello tiene un rol de extrema importancia, al igual que en
los distintos tipos de contaminación, la concientización de los seres
humanos para evitarla.
Contaminación visual
Este tipo de contaminación ambiental está asociada a todo lo que
afecte o incida negativamente en la visualización de algún lugar o que
rompa su estética. Tal es el caso de la ubicación de industrias químicas
o almacenes de productos químicos en sitios que rompan la belleza del
paisaje o que lo perjudiquen. En la práctica diaria, los efectos de esta
contaminación se combinan con otros de los tipos estudiados, afectando la salud ambiental de los seres vivos o la zona en que se ubiquen.
No debe confundirse la contaminación visual con la contaminación que provoca daños anatómicos o fisiológicos en los órganos
de la visión y que provoca disminución de su calidad. Esta puede
estar asociada por la entrada o puesta en contacto de los órganos de la visión (ojos) con sustancias químicas que irritan, afectan,
dañan la estructura del ojo o sus partes y que puede estar ocasionada por sustancias líquidas, sólidas o gaseosas originadas en un

279

QUÍMICA

proceso químico, tanto de laboratorio o industrial, en el que no se
han cumplido todas las medidas de seguridad y protección.

Comprueba lo aprendido
5.9 El agua pura tiene un pH = 7. El pH del agua de lluvia natural es de aproximadamente 5,6. Sin embargo, en los últimos
años el pH está alcanzando valores entre 4,5 y 1,7. ¿A qué tipo
de contaminación química pertenece este fenómeno? Explica
el fundamento químico de este grado de acidez del agua de
lluvia alcanzado en muchos países.
5.10 La llamada “enfermedad del sombrerero” es un tipo de envenenamiento crónico que afectaba el sistema nervioso. Data
del siglo xix, cuando los productores de sombreros utilizaban
un fieltro que era el resultado del tratamiento de las pieles.
Investiga al respecto.

5.4 Protección y contaminación de las aguas
continentales y oceánicas. Contaminación
por plásticos de mares y océanos
En la actualidad se identifican algunas causas de la contaminación del agua en América Latina y el Caribe. Fundamentalmente, se
aprecian descargas de desagües domésticos no tratados, sin control,
lo que constituye un problema de salud para la población que requiere de propuestas de soluciones por el hombre.
Se debe considerar que hay tres fuentes principales de contaminación fecal humana del agua de mar de uso recreacional: desagües
domésticos, descargas de ríos y otros cursos de agua y directamente del bañista.

280

CAPÍTULO 5

5.4.1 Influencia de la química en las aguas continentales
y oceánicas
¿Cómo influye la química en el tratamiento a la contaminación del agua?
Para el desarrollo de esta temática te invitamos a que compartas
algunas de tus experiencias y consideraciones respecto a las causas
que originan la contaminación del agua, los riesgos para la salud
que esta tiene y las medidas que debieran adoptarse por los gobiernos para evitar y proteger ríos, mares y océanos.
A continuación, te ofrecemos algunas de las causas que en la actualidad se identifican y pudieras argumentar según tu experiencia:
■ Drenajes deficientes
■ Plantas de tratamiento ineficientes o sobrecargadas
■ Residuos de botes y embarcaciones
■ Residuos de personas y animales en la playa
■ Arrastre de residuos por lluvias

Los riesgos para la salud que pueden ocasionar están direc­
tamente relacionados con la transmisión de enfermedades que
ocurre fundamentalmente por el contacto directo del hombre con
aguas contaminadas, al tragar o aspirar dosis de agua infectadas,
con microbios o comer mariscos y pescados contaminados.

1

¿Sabías que...?

Mundialmente 6,4 millones de toneladas de basura contaminan el
mar cada año y el 90 % de esta basura son residuos de plástico.
Cada año mueren aproximadamente un millón de aves y cerca de
100 000 animales marinos por consumir basura que desecha el ser
humano. También afecta la salud humana y provoca efectos económicos negativos en destinos turísticos.

281

QUÍMICA

Dentro de las principales acciones para evitar y controlar la contaminación del agua se encuentran: la aplicación de normativas
específicas (leyes) que cada país regula; la aplicación de programas
permanentes de monitoreo por las autoridades competentes y la
utilización de sistemas de alerta y áreas protegidas.
Ahora te invitamos a que propongas algunas medidas para el
cuidado y protección de las aguas continentales y oceánicas.

5.5 Influencia de la química en la salud
y la medicina ambiental
Al tratar el tema de la química y el medio ambiente, no se puede
pasar por alto el análisis de la influencia de esta ciencia en dos de
los componentes medioambientalistas, que son la salud ambiental
y la medicina ambiental. Para ello, debe iniciarse por la precisión
de las definiciones de estos dos conceptos, para, más tarde, valorar
su tratamiento en la enseñanza de la Química en el nivel medio.
Ya se ha visto que la química es la ciencia que tiene como objeto
de estudio las sustancias y sus transformaciones. La salud ambiental es considerada por la Organización Mundial de la Salud (OMS)
como la disciplina que estudia los factores del medio ambiente
que afectan la salud de los seres humanos, los vegetales y los animales, y en los últimos años está incluyéndose también la salud
relacionada con los minerales, todos ellos dirigidos a garantizar
una mejor calidad de vida (física, mental y social) y de bienestar
social. Influyen en esta, no solamente los factores medioambientales químicos, que aquí serán tratados, sino los físicos, biológicos,
sociales y psicosociales.
El tratamiento de este vínculo entre la química y la salud ambiental implica la evaluación, corrección, control y prevención de
los factores químicos que en el medio ambiente afectan o pueden

282

CAPÍTULO 5

afectar la salud de las presentes y futuras generaciones. Se tratará,
pues, la influencia positiva y negativa que la química tiene en la salud de los humanos, los vegetales y los animales, y no solamente la
ausencia de afecciones o enfermedades.
La industria química se fundamenta en la transformación de las
sustancias mediante diferentes procedimientos. Incluso, los procesos industriales que no son exactamente de la industria química
y que pueden ser de producción de alimentos, de conformación
mecánica de estructuras, etcétera, si tienen en el flujo productivo el tratamiento de diferentes sustancias químicas y se generan
desechos. Todos estos desechos, todos esos procesos tecnológicos
en los que se transforman sustancias, generan gases, líquidos o
sólidos que pueden afectar la calidad del aire, del agua, del suelo
o de los organismos vivos directamente, por lo que son contaminantes. Por ello, las personas que intervienen en estos procesos
deben tener un alto sentido de la responsabilidad en la actividad
que desarrollan, mostrar un comportamiento de solidaridad con
las demás personas y el medio ambiente y ser portadores del amor
a la naturaleza y la obra creada por la humanidad. Son estos los valores ambientales que debe poseer toda persona que se relacione
con el uso de las sustancias químicas.

5.5.1 Áreas de influencias negativas y positivas de la salud
de los seres humanos, los animales y las plantas
La medicina ambiental es una rama de la salud ambiental que
centra su atención en los efectos del medio ambiente sobre esta,
tanto desde el punto de vista curativo (terapéutica ambiental) como
preventivo (prevención ambiental).
El ser humano, para el bien propio y el de los demás que le rodean, debe poseer una cultura general lo más completa posible
sobre la salud ambiental, centrando la atención en la influencia

283

QUÍMICA

general de los alimentos, los medicamentos y las condiciones ambientales en la salud y medicina ambiental.
Varias son las áreas en las que la aplicación de las sustancias y
las reacciones químicas influyen positiva o negativamente en el
bienestar de la vida humana, animal y vegetal. Entre las áreas más
importantes están: la existencia de los seres vivos, la protección o
cura de enfermedades mediante los medicamentos, así como para
evitar plagas y enfermedades en las plantas, la productividad de los
suelos mediante el uso de los fertilizantes inorgánicos y orgánicos y
la producción de nutrientes para la producción de vegetales y para
animales racionales como no racionales (figura 5.8).

Fig. 5.10 Algunas áreas de influencia de la química en la salud ambiental

Una de las áreas de influencia más peligrosa de la química en
la salud de los seres vivos, es la relacionada con el uso correcto
de sustancias que, por sus características y el efecto que producen

284

CAPÍTULO 5

en los seres humanos, son centro de atención priorizada de todos
los países. Estas sustancias llamadas drogas mal utilizadas, generan
la drogadicción y con ello serios trastornos de conducta, salud y hasta la muerte de los seres humanos, asimismo son caldo de cultivo
para la creación de organizaciones criminales de control y tráfico de
drogas ilícitas.
Las drogas: armas químicas de protección o destrucción
física y moral de los seres humanos
Entre las sustancias utilizadas con fines curativos están las llamadas drogas. La bibliografía recoge diferentes definiciones de
este concepto, así como variadas clasificaciones. En el campo de
la medicina, la OMS plantea que una droga es toda sustancia con
posibilidades de prevenir o curar una enfermedad. Sin embargo,
asocian este término no solo a sus fines terapéuticos (fármaco),
sino también a sus características psicoactivas, legales o ilegales y
de poder ser autoadministrada con posibilidades de abuso o dependencia o para sentir placer.
Una definición más generalizadora del concepto droga, que
evidencia sus posibilidades positivas o negativas para la vida, es
la que plantea que es toda sustancia de origen natural (animal,
vegetal, mineral y bacteriano) o sintético (productos químicos o de
laboratorio), que producen cambios beneficiosos o perjudiciales
en el organismo.
Los alcaloides son ejemplos de sustancias, consideradas, muchas de ellas, como drogas. Estas sustancias son compuestos
químicos producto del metabolismo de los aminoácidos de las
plantas, que tienen una acción fisiológica activa en los animales,
al actuar sobre la mente y calmar los dolores, aun en pequeñas
cantidades, por lo que se usan como medicamentos. Muchas de
ellas crean hábito.

285

QUÍMICA

Son ejemplos de alcaloides: la cocaína (C17H21O4N), la morfina
(C17H19O3), la quinina (C20H24N2O2), la cafeína (C8H10N4O2), la nicotina (C10H14N2), entre otras. Se conocen unos 12 000 alcaloides.
Tienen un sabor amargo, que es un indicador de sus características básicas, aunque no todos son bases. Una gran cantidad actúa
directamente sobre el sistema nervioso central (encéfalo y médula espinal) y otros sobre los sistemas nerviosos parasimpático y
simpático. Estas sustancias han sido utilizadas por los seres humanos durante muchos siglos. Han sido y son de gran interés, debido
a sus efectos fisiológicos en los seres humanos como anestésicos,
antiespasmódicos, narcóticos, antihemorrágicos, vermífugos y
anticancerígenos (ver glosario).
Dada la riqueza de la vegetación endémica cubana, desde hace
varios años se realizan estudios investigativos sobre la extracción
y aplicación con fines medicinales de los alcaloides que contienen estas plantas.
Sin embargo, no siempre las drogas son utilizadas para el bienestar humano, sino que su mal uso provoca afectaciones en la
conducta y la salud humana, hasta llegar a la muerte. De ahí que
muchas de ellas sean legales y otras no lo sean.
Drogas legales
Entre las drogas legales más consumidas en el mundo están el
alcohol (etanol), la nicotina y la cafeína. Si bien en determinadas
dosis son utilizadas con fines curativos, también provocan males
como el alcoholismo.
Bebidas alcohólicas: alcoholismo
Las bebidas alcohólicas son aquellas que contienen en su constitución el etanol. Las hay que son obtenidas por la acción de algunos
microorganismos sobre los azúcares en ausencia de dioxígeno

286

CAPÍTULO 5

(fermentación alcohólica), entre las que se encuentran las cervezas, los vinos, la sidra, el sake, vinos espumosos, entre otros. Este
tipo de bebida elaborada por fermentación alcohólica está entre
3,5 y 15 grados de etanol. Téngase en cuenta que, a cada grado de
graduación alcohólica le corresponden una unidad de porcentaje
de etanol en el volumen total, así, cuando se dice que la bebida
tiene 15º (quince grados) de alcohol, significa que tiene un 15 %
de alcohol, o sea 150 mL de etanol por cada litro.
Otras bebidas alcohólicas tienen mayor composición de etanol
entre (15º y 45º) y se elaboran por destilación de productos obtenidos de un proceso de fermentación. Tal es el caso del ron, el
whisky, el tequila, el vodka, el pisco, el mezcal, entre muchas otras.
La ingesta sistemática de las bebidas alcohólicas puede producir
el alcoholismo, que consiste en una enfermedad crónica, progresiva e incurable, en la cual la persona siente una gran necesidad y
ansiedad de ingerir etanol. Esta dependencia a este tipo de alcohol
no solo afecta a la salud del alcohólico, sino también a sus familiares, amigos y personas que estén a su alrededor. Es la primera
causa evitable de anomalías congénitas físicas y mentales. Anualmente, mueren en el mundo más de tres millones de personas a
causa del consumo nocivo del alcohol. Se conoce, además, que es
la causa de más de 200 enfermedades y trastornos.
Las enzimas presentes en el hígado transforman al etanol en
acetaldehído, que deteriora la coordinación mental y física del individuo. Puede llegarse a acumular el acetaldehído en sangre y
esto provoca vómitos, mareos, náusea, sudoración profunda, falta de aire y dolor de cabeza. Cuando la concentración de etanol
presente en la sangre es mayor de 0,4 % la persona puede sufrir
un estado de coma y hasta la muerte. La tabla 5.2 muestra los
efectos que produce el etanol en las personas que lo toman, que
van desde la alegría hasta la muerte, en correspondencia con las
cantidades que consuma.

287

QUÍMICA
Tabla 5.2 Comportamientos característicos de una persona de 68 kg
que consume etanol
Número de cervezas
(335 mL)
o copas de vino
(148 mL) por hora

Nivel de alcohol
en sangre
(% m/V)

1

0,025

Un poco mareado,
parlanchín

2

0,05

Euforia, conversación y
risas estridentes

4

0,10

Pérdida de inibición,
pérdida de coordinación,
somnolencia, legalmente
borracho en la mayoría de los estados de la
Unión Americana

8

0,20

Intoxicado, presto
a la ira, emociones
exageradas

12

0,30

Inconsciente

16-30

0,40-0,50

Comportamiento
característico

Estado de coma y muerte

El mensaje que contiene esta tabla reafirma el planteado en el
spot televisivo cubano de que “puede comenzar como una diversión, puede terminar con tu vida”.
La etapa de la adolescencia está considerada como vulnerable
para iniciar la carrera de un futuro alcohólico. La convivencia con
personas consumidoras de alcohol motiva a la ingesta de esta droga
por parte de los jóvenes. De ahí la alta responsabilidad de los padres
en el control de la actividad de sus hijos. Todos los componentes de
la sociedad tienen que apoyar a la escuela, la familia y a la propia

288

CAPÍTULO 5

sociedad en la lucha contra el alcoholismo, propiciando que los educandos ganen los conocimientos, valores, conductas, entre otros,
necesarios para que adquieran conciencia del riesgo que representa
la toma en exceso de bebidas alcohólicas y que lo traduzcan en su
conducta diaria.
La nicotina y el tabaco
La nicotina es una sustancia que se encuentra en alta concentración en las hojas del tabaco. Debe su nombre a Jean Nicot, quien en
1560 introduce en Francia esta planta. Ha sido utilizado como un
poderoso veneno (insecticida) y en pequeñas cantidades representa
un estimulante, que aumenta el nivel de adrenalina en la sangre, asimismo es una de las mayores causantes de adicción en las personas.
Este alcaloide es la causa de que muera diariamente una de cada
diez personas en el mundo. Mediante las diferentes formas de utilización del tabaco que existen, las moléculas de nicotina llegan
rápidamente al cerebro humano.
La nicotina es una de las sustancias denominadas carcinógenas,
las cuales tienen la posibilidad de incrementar el crecimiento descontrolado de las células del organismo, producto de su reacción
con el ADN. Al resultado de este crecimiento indebido se le llama
tumor. Más del 90 % de las personas que padecen de cáncer de pulmón son fumadores de cigarrillos.
Por su influencia negativa en la salud de las personas, existe una
lucha mundial por la abstinencia de consumo del tabaco, destacar
los riesgos que provoca en la salud y el logro de políticas eficaces
para reducir su consumo.
El café y la cafeína
La cafeína es un estimulante metabólico y del sistema nervioso
central. Puede provocar insomnio o nerviosismo. Reduce la fatiga

289

QUÍMICA

física y restaura el estado de alerta mental, logrando un flujo de
pensamiento más rápido. Se encuentra en el café, las bebidas energéticas, los refrescos de cola, la hierba mate, la guaraná y el cacao,
entre otros. En la actualidad es utilizada ampliamente por la población por diferentes vías, fundamentalmente el café (figura 5.11).

Fig. 5.11 El café, droga legal preferida por la población

Tiene el inconveniente de que, generalmente, la adicción a la
cafeína está asociada a la de la nicotina contenida en el tabaco.
El tabaquismo reduce considerablemente el tiempo de vida media de la cafeína en el cuerpo humano. La bibliografía sugiere
la promoción en la población de la necesidad del control de la
cafeína en pacientes psiquiátricos, ya que esta puede provocar
un aumento de su sintomatología o el bloqueo de los efectos de
los medicamentos.
En la actualidad, la industria cafetalera está reduciendo el porcentaje de cafeína presente en el café, mediante un procedimiento
en el que se ponen en contacto los granos de café verde con una
corriente de dióxido de carbono, a una temperatura de unos 90 ºC

290

CAPÍTULO 5

y a una presión de 160 atm a 220 atm. Cuando estas condiciones
vuelven a su estado normal, la cafeína precipita reduciendo su concentración de 1,3 % de cafeína a 0,2 %. El producto se vende a la
población como café descafeinado. La cafeína natural, extraída en
el proceso de descafeinización, es utilizada en la obtención de las
bebidas energéticas.
Drogas ilegales
Otras drogas son ilegales y constituyen atención priorizada de
muchos países por los efectos negativos que provocan en los seres
humanos. Activa los llamados centros de placer en el cerebro y con
ellas pueden llegar a provocar cambios físicos y morales en los seres humanos, hasta llegar a la muerte, en correspondencia con las
dosis adquiridas.
Variadas son las medidas e iniciativas adoptadas en la actualidad
contra el uso indebido y el tráfico ilícito de drogas. Se aúnan esfuerzos entre los países para incrementar el control de medicamentos
y la producción de drogas dirigida a garantizar que los niños, los
jóvenes y las personas en general gocen de bienestar, felicidad y no
su destrucción. La Organización de Naciones Unidas (ONU) decidió
celebrar el 26 de junio como día internacional de “Lucha contra el
uso indebido y el tráfico ilícito de drogas”.
Cuba, desde el triunfo de la Revolución socialista, en el año
1959, ha adoptado medidas efectivas de control de la entrada, producción, compra-venta y utilización de las drogas ilícitas.
El Ministerio del Interior, la Aduana General de la República, las
Tropas Guardafronteras y los destacamentos Mirando al mar, son
instituciones cubanas fieles veladoras del cumplimiento de estos
objetivos. Como parte del proceso educativo, la enseñanza de la
Química tiene que apoyar estos importantes y humanos esfuerzos, aprovechando el objeto de estudio de esta ciencia para hacer

291

QUÍMICA

conscientes a los educandos cubanos del uso correcto de este tipo
de sustancias, que ayude a garantizar el crecimiento de sus niveles
de calidad de vida.

Comprueba lo aprendido
5.11 Elabora un mapa conceptual evidenciando las relaciones entre
los conceptos: medio ambiente, química medioambientalista,
salud ambiental, medicina ambiental, terapéutica ambiental y
prevención ambiental.
5.12 Plantea en un texto la influencia de la química en la salud de
los seres humanos, los animales y los vegetales.
5.13 Busca en la bibliografía a tu alcance un ejemplo de la influencia
de las sustancias o las reacciones químicas en la salud ambiental.
5.14 Argumenta la siguiente expresión:
Las drogas: armas químicas de protección o destrucción física y
moral de los seres humanos.
Ejemplifica.

Resumen y ejercitación
a) La lámina siguiente (figura 5.12) presenta algunos alimentos que contienen el elemento químico cromo. Investiga
en Wikipedia el uso de la sustancia simple y de los compuestos de este elemento químico en favor de la sociedad
y las consecuencias negativas de su asimilación por el organismo humano en cantidades fuera de lo recomendado
(50-200 μg/día).

292

CAPÍTULO 5

Fig. 5.12 Algunos alimentos que son ricos en cromo

5.15 ¿Qué medidas de protección para la salud humana plantearías
después de haber consultado la tabla 5.1 de este libro y conocer el ciclo del mercurio en la naturaleza que a continuación te
presentamos (figura 5.13)? Fundaméntalas.
EN EL CICLO DEL MERCURIO (Hg) TODOS LOS CAMINOS
CONDUCEN AL HOMBRE
El ciclo del mercurio es bioquímico, que involucra al metal mercurio, que es el único metal líquido a temperatura ambiente.
Este se volatiliza fácilmente llegando a la atmósfera y de esta
directamente al hombre que lo elimina por el sudor, las heces
y la orina. Los volcanes y las minas son también fuentes de
mercurio que pasan a las aguas.
Las bacterias presentes en las aguas lo absorben y lo transforman en metilmercurio, la forma más tóxica de este
elemento químico.

293

QUÍMICA

El metilmercurio es tomado por el fitoplancton, el alimento de los peces pequeños, y estos de los grandes, viajando a
través de la cadena alimenticia hasta alcanzar al ser humano,
en donde aparecen las concentraciones más altas.

Fig. 5.13 Ciclo del mercurio en la naturaleza

5.16 Los relámpagos proporcionan la energía necesaria para que
el dinitrógeno del aire reaccione con el dioxígeno y se formen distintos óxidos de nitrógeno que, al reaccionar con el
agua de la atmósfera, producen ácido nítrico. Se considera
que anualmente se producen 30 millones de toneladas de
este ácido por esta vía y representa una forma de proporcionarle nitratos al suelo. Investiga y representa mediante
sus ecuaciones químicas las distintas reacciones químicas que
aquí se producen.
5.17 Analiza la información siguiente sobre los elementos químicos
zinc y cadmio, y precisa cuántos tipos de contaminación química están presentes en ella.

294

CAPÍTULO 5

“Aunque el zinc es un elemento esencial en cantidades de
traza, el cadmio, que se le parece tanto, es un veneno. Una
consecuencia del envenenamiento con cadmio es una enfermedad del esqueleto muy dolorosa denominada enfermedad
de “itai-itai kyo” (en japonés itai significa lamento). Esta
enfermedad se descubrió en una zona de Japón donde se mezclaban vertidos de una mina de zinc con el agua utilizada para
regar los arrozales. Se encontró envenenamiento por cadmio
en las personas que comían el arroz. El enveneamiento con
cadmio también puede causar daños en el hígado y riñones y
enfermedades pulmonares. El mecanismo del envenenamiento con cadmio puede incluir la sustitución en algunas enzimas
del Zn (un elemento químico esencial) por Cd (un veneno). La
preocupación por el envenenamiento con cadmio ha aumentado al comprobarse que casi siempre se encuentra algo de
cadmio acompañando al zinc y sus compuestos, materiales que
tienen importantes aplicaciones comerciales...”

5.18 Observa detenidamente la figura 5.14 y responde:

Fig. 5.14

295

QUÍMICA

a) ¿Qué problemas reflejan estas fotografías?
b) ¿Qué pie de figura pondrías en cada una de ellas?
c) ¿Qué actitud debemos tener frente a cada uno de estos
problemas?

5.19 ¿Qué reflexiones harías con tus compañeros al pedirles que
analizaran la correspondencia entre las dos imágenes de la
figura 5.15?

Fig. 5.15

5.20 Investiga sobre los efectos en la salud ambiental producidos en
la llamada “Niebla tóxica de Donora”, ocurrida en Pensilvania,
en 1948 y valora su impacto económico y medioambiental.

296

APÉNDICES
Apéndice 1 Los 20 aminoácidos presentes
en las proteínas

La abreviatura es un código usado en vez del nombre para denotar al aminoácido,
muy útil para describir las estructuras primarias de péptidos incluidas las proteínas.

1

297

297

QUÍMICA

298

QUÍMICA

Ten en cuenta que los alfa aminoácidos representados se diferencian estructuralmente en el sustituyente (R) unido al carbono alfa,
(llamada cadena lateral). Se puede observar también que en las estructuras todos los aminoácidos tienen un grupo amino primario
y que solo la prolina tiene un grupo secundario incorporado a un
anillo de 5 miembros.

299

QUÍMICA

La clasificación de aminoácidos en neutros, básicos o ácidos,
está en dependencia de las características de la cadena lateral,
cuya información aparece en la tabla anterior en rojo. Y, por tanto,
tiene una valencia libre. Los nombres con asterisco son los aminoácidos esenciales.

300

QUÍMICA

Apéndice 2 Glosario de términos
Alcaloide: compuesto presente en la naturaleza con características
básicas, muchos de ellos con profundos efectos fisiológicos
Aceite: triéster formado de ácidos grasos con la glicerina (triglicérido), que es un líquido a temperatura ambiente.
Aceites esenciales: aceites aromáticos (esencias) que se obtienen
en forma concentrada a partir de las plantas.
Ácido graso: ácido carboxílico de cadena larga, es aislado de la
hidrólisis de las grasas. La mayoría de los ácidos grasos naturales
contienen números pares de átomos de carbono entre 10 y 20.
Agente oxidante: es la especie que se reduce en la reacción,
capta electrones.
Agente

reductor: especie que se reduce en la reacción,

cede electrones.
Alcanos: hidrocarburos alifáticos que tienen solamente simples
enlaces entre sus átomos de carbono y cumplen con la fórmula
general, CnH2n+2.
Alquenos: Hidrocarburos alifáticos que tienen un doble enlace entre sus átomos de carbono y cumplen con la fórmula general. CnH2n.
Amina primaria: Amina que posee un grupo alquílico o arílico. Su
fórmula química general es R – NH2.
Amina secundaria: amina que posee dos grupos alquílicos o arílicos. Su fórmula química general es R – NH – R´, donde los grupos R,
R´, pueden ser iguales o diferentes.
Amina terciaria: amina que posee tres grupos alquílicos o arílicos.
Su fórmula química general es R3N, donde los grupos R, pueden ser
iguales o diferentes.

301

QUÍMICA

Aminoácido: molécula que contiene grupo amino y grupo
carboxilo. El término generalmente hace referencia a un α-aminoácido, con el grupo amino enlazado al átomo de carbono más
próximo al grupo carboxilo.
Aminoácidos esenciales: aminoácidos estándar que no pueden
ser biosintetizados por los seres humanos y han de ser suministrados con la dieta.
Aminoácidos estándar o proteicos: los veinte α-aminoácidos
que se encuentran en prácticamente todas las proteínas naturales.
Anfolitos: especies químicas (átomos, moléculas o iones) que
se comportan como ácidos frente a las bases y como bases frente a los ácidos.
Asociaciones por puente de hidrógeno: interacción fuerte dipolo-dipolo que ocurre entre átomos de hidrógeno enlazados a
átomos pequeños fuertemente electronegativos, tales como F, O
y el N, con átomos electronegativos que poseen pares de electrones no enlazados.
Bicapa lipídica: forma de agregación de los fosfoglicéridos con
las cabezas hidrofílicas formando las dos superficies de una estructura plana y con las colas hidrofóbicas protegidas en su interior.
Una bicapa lipídica forma parte de la membrana celular.
Carbocatión: especie fuertemente electrófila con un átomo de
carbono cargado positivamente que solo tiene tres enlaces.
Carbono secundario: un átomo de carbono que está enlazado a
dos átomos de carbono.
Carbono terciario: un átomo de carbono que está enlazado a
tres átomos de carbono.

302

QUÍMICA

Craqueo: proceso usado en la industria del petróleo para romper
grandes moléculas de hidrocarburos obteniendo otras más pequeñas. Puede ser craqueo térmico (uso de calentamiento) o craqueo
catalítico (uso de catalizadores).
Dipéptido: péptido formado por dos residuos de aminoácidos.
Disacárido: sacárido que por hidrólisis produce dos monosacáridos.
Doble enlace: enlace compuesto de cuatro electrones: dos electrones en un enlace sigma y dos electrones en un enlace pi.
Electroforesis: técnica para separar moléculas cargadas basada en
sus diferentes movilidades en un campo eléctrico que se aplica.
Enlace covalente: el tipo de enlace que resulta cuando los
electrones de los átomos que participan en uno o más enlaces
son compartidos.
Enlace pi (π): enlace débil, solapamiento lateral entre los orbitales p puros de ambos átomos enlazados.
Enlace sigma (σ): un simple enlace. Enlace donde al pasar un eje
imaginario entre los núcleos de los átomos enlazados, también el
eje contiene a los electrones que participan en el enlace.
Enlaces peptídicos: uniones amido entre residuos de aminoácidos.
Enzima: catalizador biológico que contiene a una proteína. Algunas
enzimas contienen grupos prostéticos, constituyentes no proteínicos que son determinantes para el funcionamiento catalítico.
Esterificación: la síntesis de un éster, usualmente involucra las reacciones de ácidos carboxílicos o derivados de estos
con los alcoholes.
Estructura de Kekulé: estructura donde los enlaces son representados por líneas.

303

QUÍMICA

Fase: porción de un sistema que mantiene las propiedades físicas
y químicas en todas sus partes.
Flechas curvadas: indican la dirección del flujo de electrones en
un mecanismo de reacción. Siempre se dirige desde la fuente de
electrones hacia el lugar deficiente de electrones. Doble saeta se
usa cuando la fuente es de un par de electrones, y para una fuente
de un solo electrón se utiliza una media saeta. Nunca se usa para
mostrar el movimiento de átomos.
Fórmula química global: fórmula que da la cantidad de átomos
de cada tipo que hay en la molécula.
Fuerza dipolo-dipolo: interacción entre moléculas que tienen
momentos dipolo permanentes
Fuerza ion-dipolo: Interacción de un ion con un dipolo permanente. Ejemplo la solvatación de un ion por un disolvente polar.
Fuerzas de dispersión (fuerzas de London): fuerzas débiles
que actúan entre moléculas no polares o entre partes de la misma
molécula. Son resultado de fluctuaciones en la distribución de los
electrones que induce un dipolo en la otra molécula o zona.
Fuerzas intermoleculares (fuerzas de Van der Waals): fuerzas que actúan entre las moléculas debido a la distribución de
electrones permanente o temporalmente. Pueden ser atractivas o
repulsivas. Ejemplos de estas fuerzas son las fuerzas dipolo –dipolo
(incluyendo las asociaciones por puente de hidrógeno) y las fuerzas de dispersión.
Fullerenos: moléculas aromáticas en forma de una esfera con geometría de un icosaedro truncado. Las estructuras están compuestas
por un conjunto de hexágonos y pentágonos. La hibridación asignada a cada carbono es sp2

304

QUÍMICA

Glicolípidos: residuos de sacáridos que están unidos a residuos de
lípidos por enlaces glicosídicos.
Glicoproteínas: residuos de sacáridos que están unidos a residuos
de proteínas por enlaces glicosídicos.
Grasa: un triglicerol. Triéster del glicerol con ácidos carboxílicos.
Grupo alquilo: fragmento de una molécula derivada de un alcano donde falta un átomo de hidrógeno y tiene una valencia libre.
Grupo arilo: fragmento de un anillo aromático, donde a la estructura de este le falta un átomo de hidrógeno y tiene una
valencia libre.
Grupo funcional: grupo particular de átomos que determina primariamente cómo reacciona la molécula. Ejemplo el grupo carbonilo.
Grupo

hidrofílico: un grupo polar que se orienta hacia

un medio acuoso.
Grupo hidrofóbico: un grupo no polar que evita el medio acuoso
y busca el medio apolar.
Hidrofílico: atraído por el agua.
Hidrofóbico: repelido por el agua. Generalmente es no polar y lipofílico soluble en aceites y disolventes no polares.
Hidrogenación: una reacción en la cual átomos de hidrógeno se
adicionan a compuestos con dobles o triples enlaces, obteniéndose
un producto saturado o con menor insaturación. Se utilizan catalizadores tales como Ni, Pd y Pt.
Homólogos: compuestos que solo difieren en un grupo – CH2 –.
Inhibidor de radicales: molécula o fragmento de una molécula
que se añade al sistema para prevenir la reacción en cadenas, formando especies estables.

305

QUÍMICA

Intermediario: molécula o fragmento de una molécula que
se forma en una reacción y que reacciona en los pasos siguientes del mecanismo.
Ion dipolar (molécula dipola o Zwitterion): estructura con carga total cero, pero que tiene una zona cargada positivamente y
una zona cargada negativamente. La mayoría de los aminoácidos se
encuentran en formas iónicas dipolares.
Isómeros: moléculas con estructuras diferentes, pero con la misma
fórmula global.
Isótopos: átomos con el mismo número atómico pero diferente
índice de masa.
Lípidos: sustancias de origen biológico que es soluble en disolventes no polares.
Mecanismo de reacción: descripción paso a paso de lo que ocurre
a nivel atómico molecular durante la transformación de reaccionantes a productos en una reacción química. Incluye los intermediarios,
estados de transición y flechas para mostrar el movimiento de los
electrones. Deben coincidir con los datos experimentales.
Micelas: agrupamientos esféricos de moléculas de un jabón, fosfolípido o de otro agente emulsionante disperso en un disolvente
generalmente agua. Donde las cabezas hidrofílicas (zona polar)
están en contacto con el disolvente y las colas hidrofóbicas (zona
apolar) de las moléculas están hacia el interior del agrupamiento.
Momento dipolo: propiedad física asociada a la molécula polar,
que puede ser medida experimentalmente.
Monosacárido: el tipo de sacárido más sencillo. Se produce cuando
un sacárido más complejo se hidroliza.

306

QUÍMICA

Orbitales degenerados: orbitales de igual energía; por ejemplo,
los 3 orbitales p son degenerados.
Oxidación: cuando en una molécula o ion reacciona y átomos
presentes ceden electrones, número de oxidación de esos átomos
aumenta. Usualmente entre el reaccionante y el producto se observa un incremento de la cantidad de oxígeno y/o pérdida de
átomos de hidrógenos.
Prostaglandinas: clases de reguladores bioquímicos que están
formados por un ácido carboxílico de 20 átomos de carbono que
contiene un anillo de ciclopentano y varios grupos funcionales.
Reacción de sustitución: una reacción en la cual un grupo o
un átomo reemplaza a otro en una molécula formando otra molécula diferente.
Reacción vía radicales: una reacción que involucre radicales libres
como intermediarios.
Ruptura heterolítica: ruptura de un enlace de forma que uno
de los átomos retiene los dos electrones del enlace. Forma dos
iones un catión y un anión.
Ruptura homolítica: ruptura de un enlace de forma que cada
átomo retenga uno de los dos electrones del enlace.
Series homólogas: series de compuestos en la que cada miembro difiere del próximo en una unidad constante (– CH2 –)
Sistema IUPAC: (también llamada nomenclatura sistemática). Reglas e indicaciones aprobadas por la Unión Internacional de Química
Pura y aplicada que permite que los nombres no sean ambiguos.
Sustituyentes geminales (gem-): sustituyentes que están sobre
el mismo átomo de carbono.

307

QUÍMICA

Sustituyentes vecinales (vic-): sustituyentes que están en átomos de carbonos adyacentes.
Temperatura de ebullición: temperatura a la cual la presión de
vapor del líquido es igual a la presión atmosférica externa.
Temperatura de fusión: temperatura a la que coexisten en equilibrio la fase sólida y la fase líquida.
Terpenoides: familia de compuestos que incluye a los terpenos y
los derivados de los terpenos cuyos esqueletos de carbono se han
alterado o reordenado.
Tripéptido: un péptido con tres residuos de aminoácidos unidos
entre sí por enlaces peptídicos.
Triple enlace: enlace donde está presente un enlace fuerte, σ y
dos enlaces débiles, π.

308

QUÍMICA

Apéndice 3 Distribuciones electrónicas
por la notación nlx
H, Z = 1, 1s1

S, Z = 16, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

He, Z = 2, 1s2

CI, Z = 17, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Li, Z = 3, 1s2 2s1

Ar, Z = 18, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Be, Z = 4, 1s2 2s2

K, Z = 19, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

B, Z = 5, 1s2 2s2 2p1

Ca, Z = 20, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

C, Z = 6, 1s2 2s2 2p2

Sc, Z = 21, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

N, Z = 7, 1s22s2 2p3

Ti, Z = 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2

O, Z = 8, 1s2 2s2 2p4

V, Z = 23, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2

F, Z = 9, 1s2 2s2 2p5

Cr, Z = 24, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

Ne, Z = 10, 1s2 2s2 2p6

Mn, Z = 25, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

Na, Z = 11, 1s2 2s2 2p6 3s1

Fe, Z = 26, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Mg, Z = 12, 1s2 2s2 2p6 3s2

Co, Z = 27, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d74s2

Al, Z = 13, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Ni, Z = 28, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2

Si, Z = 14, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Cu, Z = 29, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

P, Z = 15, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Zn, Z = 30, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

309

QUÍMICA

Apéndice 4 Tabla periódica moderna
PERÍODO

Grupo
1 IA
1

1,008

Grupo según la IUPAC
Número atómico

H

1

6,94 4

Li

2

LITIO

11

SODIO

19

9,01

MAGNESIO

39,098 20

RUBIDIO

55

Ca

132,91 56

CESIO

87

7

(223) 88

Fr

FRANCIO

3 IIIB

Sr

137,33

44,96 22

Sc

(226)

Y

ITRIO

57-71

89-103

ACTÍNIDOS

V

Zr

Nb

HAFNIO

104

(267)

Rf

RUTHERFORDIO

TÁNTALO

105

La

Ce

CERIO

Ac

Th

Elementos
no
metálicos

Tc

TECNECIO

75

Sg

Pr

PRASEODINIO

Pa

Elementos
alcalinos

Ru

RUTENIO

186,2 76

Os

(272) 108

Bh

Nd

Hs

U

102,91

Rh

RODIO

192,2

Ir

IRIDIO

109

Pm

PROMETIO

Mt

Elementos
alcalinos
térreos

150,36

Sm

SAMARIO

(237) 94

Np

NEPTUNIO

(276)

MEITNERIO

(145) 62

238,03 93

URANIO

(277)

HASSIO

144,24 61

NEODINIO

Co

COBALTO

190,2 77

OSMIO

BOHRIO

58,93

101,07 45

Re

231,04 92

PROTACTINIO

Fe

HIERRO

RENIO

140,91 60

9
55,85 27

(96) 44

(271) 107

SEABORGIO

232,04 91

TORIO

183,84

W

140,12 59

(227) 90

ACTINIO

Leyenda

Db

Mn

MANGANESO

WOLFRAMIO

(268) 106

DUBNIO

138,91 58

74

8

54,94 26

95,96 43

MOLIBDENO

180,95

Ta

LANTANO

Cr

Mo

NIOBIO

7 VII B

51,996 25

CROMO

92,91 42

178,49 73

Hf

89

50,94 24

91,22 41

72

6 VIB

VANADIO

CIRCONIO

LANTÁNIDOS

Ra Ac-Lr

RADIO

Ti

TITANIO

57

310

Nombre del elemento

5 VB

47,867 23

88,906 40

Ba La-Lu

BARIO

4 IVB

ESCANDIO

87,62 39

ESTRONCIO

Cs

6

HIDRÓGENO

VIIIB

40,08 21

CALCIO

85,47 38

Rb

5

Símbolo del elemento

24,30

Mg

POTASIO

37

H

Be

K

4

Grupo A o B
Masa atómica relativa

BERILIO

22,99 12

Na

3

IA
1,008

2 IIA

HIDRÓGENO

3

1
1

(244)

Pu

PLUTONIO

Elementos
metálicos

QUÍMICA

18 VIIIA
2

13 IIIA
5

10,81 6

B

BORO

13

10
28

11
58,69 29

Ni

63,54 30

Pd

107,87 48

195,08 79

Pt

110

Ds

DARMSTADTIO

63

Rg

Eu

EUROPIO

95

Gd

Am

(247) 97

Cm
CURIO

Elementos que
forman gases
nobles

311

TERBIO

Nh

Dy

Bk

BERQUELIO

Elementos
lantánidos

Fl

Cf

CALIFORNIO

Elementos
actínidos

Sb

ANTIMONIO

Bi

BISMUTO

Mc

MOSCOVIO

Ho

Er

(252) 100

Es

EINSTENIO

Fm

Cl

Br

BROMO

At

(222)

Rn

RADÓN

(293) 118

Ts

TENESO

(294)

Og

OGANESÓN

173,04 71

Yb

ITERBIO

(258) 102

Md

Xe

XENÓN

ASTATO

168,93 70

MENDELEVIO

131,3

(210) 86

(293) 117

TULIO

Kr

I

Po

83,798

KRIPTÓN

YODO

(209) 85

Tm

Ar

ARGÓN

126,9 54

Te

POLONIO

39,95

79,91 36

TELURO

Lv

NEÓN

35,45 18

127,6 53

LIVERMORIO

Ne

CLORO

Se

(257) 101

FERMIO

17

SELENIO

167,26 69

ERBIO

F

78,96 35

(288) 116

20,18

FLÚOR

S

208,98 84

HELIO

19 10

AZUFRE

121,75 52

164,93 68

HOLMIO

(251) 99

As

ARSÉNICO

9

O

32,07

He

17 VIIA

OXÍGENO

74,92 34

(287) 115

FLEVORIO

162,5 67

DISPROSIO

(247) 98

PLOMO

(286) 114

NIHONIO

P

FÓSFORO

207,19 83

Pb

TALIO

158,93 66

Tb

GADOLINIO

(243) 96

AMERICIO

Cn

157,25 65

204,38 82

(285) 113

COPERNICIO

Sn

ESTAÑO

16

30,97 16

18,69 51

Tl

MERCURIO

ROENTGENIO

151,96 64

114,82 50

200,59 81

(280) 112

Ge

In

N

NITRÓGENO

72,64 33

GERMANIO

INDIO

Hg

ORO

(281) 111

Ga

GALIO

112,4 49

196,97 80

Si

SILICIO

16 VIA

14,01 8

28,09 15

69,72 32

CADMIO

Au

PLATINO

Al

Cd

PLATA

C

CARBONO

26,98 14

65,37 31

15 VA

12,01 7

ALUMINIO

ZINC

Ag

PALADIO

IIB

Zn

COBRE

106,4 47

78

12

Cu

NÍQUEL

46

IB

14 IVA

4

174,97

Lu

LUTECIO

(259) 103

No

NOBELIO

(262)

Lr

LAURENCIO

QUÍMICA

Apéndice 5 Orientaciones generales
para el trabajo en el laboratorio
1. Debes prepararte bien, estudiando el contenido teórico del libro
relacionado con la práctica.
2. Realizar las preguntas previas o tareas dadas sobre la práctica, así
como el estudio de la técnica operatoria (procedimiento).
3. En el laboratorio, durante la realización de la actividad experimental, debes realizar tu actividad concentrado y preparado en
lo individual, así como en el trabajo por parejas o equipos.
4. En tu puesto de trabajo debes tener siempre cuidado en la
manipulación correcta de útiles y de las muestras o preparados que usarás.
5. Cuando tengas dudas sobre la manipulación o montaje de un
aparato llama al profesor o técnico del laboratorio.
6. No se debe hablar en el laboratorio, ni realizar movimientos o
desplazamientos bruscos.
7. Tu puesto debe quedar limpio y organizado, llama al técnico o
profesor para su inspección.
8. Debes usar las batas de laboratorio, gafas y guantes durante
los experimentos.
9. Consulta las Medidas de seguridad para el trabajo en el laboratorio, en las que se relacionan las sustancias con que trabajarás y sus
códigos de riesgos y precauciones de seguridad que permitirán
que se trabaje de forma segura y con el cuidado necesario. Además, aparecen también tablas con informaciones más detalladas.

312

QUÍMICA

Apéndice 6 Medidas de seguridad para el trabajo
en el laboratorio
Códigos de riesgos y seguridad de las sustancias químicas a
utilizar en las actividades experimentales
Compuestos,
mezclas,
disoluciones

Códigos
de riesgos

Códigos
de seguridad

hidróxido de sodio

R 336-38

S 26

ácido sulfúrico

R 35

S26-30-45

etanol

R 11

S7 S16

anhídrido acético

R 10-35

S 23-26-45

hidróxido
de calcio

no listado

cloroformo

R 25-67

S 7-23-61-62

hexano

R 11-38-48/20-51/53-62-65-67

S 9-16-29-33-36/37-61-62

aceite de cocina

no listado

clara de huevo
desecada

no listado

Códigos de riesgos particulares y sus significados
Códigos

Significados

8

Contacto con material combustible, puede causar fuego

10

Inflamable

11

Altamente inflamable

12

Extremadamente inflamable

19

Puede formar peróxidos explosivos

22

Dañino si se ingiere

25

Tóxico si se ingiere

313

QUÍMICA
Códigos

Significados

34

Causa quemaduras

35

Causa quemaduras severas

36

Irritante de los ojos

37

Irritante del sistema respiratorio

38

Irritante de la piel

65

Dañino: puede casar daños al pulmón si se ingiere

66

Exposición repetida puede causar ruptura o resequedad en la piel

67

Vapores, pueden causar somnolencia y mareos

Combinaciones de riesgos particulares
Códigos

Significados

20/21/22

Dañino por inhalación, contacto con la piel y por ingestión

36/37/38

Irritante de los ojos, sistema respiratorio y de la piel

50/53

Muy tóxico para organismos acuáticos, puede causar efectos a
largo plazo para ambientes acuáticos

Códigos de seguridad requeridos y sus significados
Códigos

Significados

7

Mantenga el contenedor cerrado

9

Mantenga el contenedor en un lugar bien ventilado

16

Mantenga alejado de fuentes de ignición. No fume

22

No inhale el polvo

23

No inhale gases/humos/vapores/sprays

24

Evite contacto con la piel

314

QUÍMICA
26

En caso de contacto con los ojos, lave la zona afectada inmediatamente con abundante agua y consulte con un médico

28

En caso de contacto con la piel, lave la zona afectada inmediatamente con abundante agua

29

No deseche en el drenaje

33

Tome precaución para evitar descargas de electricidad estática

36

Use bata de laboratorio indicada

45

En caso de accidente o de sentirse mal, busque ayuda médica inmediatamente (muestre la etiqueta en caso de ser posible)

60

Este material y/o su contenedor de ser desechado como un desecho
peligroso

61

Evite desecharlo al ambiente

62

En caso de ser ingerido, no induzca el vómito, busque ayuda
médica inmediatamente y muestre el contenedor o la etiqueta

Combinaciones de precauciones de seguridad requeridas
Códigos

Significados

24/25

Evite contacto con la piel y los ojos

36/37

Utilice bata de laboratorio indicada y guantes

36/37/39

Utilice bata de laboratorio indicada, guantes y protección
para los ojos y la cara

37/39

Utilice guantes y protección indicados para los ojos y la cara

315

QUÍMICA

Apéndice 7 Experimentos de clase
Experimento de clase 1 Propiedades generales de las sustancias
orgánicas e inorgánicas. Comparación
Introducción
Los compuestos orgánicos poseen propiedades generales que los
identifican de los compuestos inorgánicos, entre estas mencionamos
a la solubilidad en disolventes polares y apolares, la combustibilidad
y la fusibilidad.
1. ¿Por qué una sustancia orgánica como el eteno es soluble en benceno (apolar), pero no en agua?
2. Di el nombre de las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas
en cada muestra.
3. Representa un esquema de la combustión completa del etanol.
Reactivos y útiles para la demostración

Cantidad

Tubos de ensayo

15

Vasos de precipitado

2

Mechero u hornilla

2

Cápsula de porcelana

6

Varilla de vidrio maciza (agitador)

1

Fósforos o fosforera
Disolvente apolar (según su dotación)

15 mL

Agua destilada

40 mL

Manteca

muestra dada

Parafina

muestra dada

Etanol

50 mL

Hexano

50 mL

Cloruro de sodio

12 g

316

QUÍMICA

Procedimientos
De acuerdo con las muestras entregadas en recipientes (5) por el
profesor, realiza los siguientes ensayos:
■ Muestras

− muestra 1, hexano (cualquier otro hidrocarburo líquido)
− muestra 2, parafina (líquida o sólida)
− muestra 3, etanol
− muestra 4, papel de filtro
− muestra 5: manteca
− muestra 6 cloruro de sodio
Por cada muestra realiza las operaciones siguientes:
■ Solubilidad

a) En dos tubos de ensayo, vierte o añade en cada uno de ellos,
aproximadamente un tercio de la muestra dada.
b) Añade a uno de los tubos de ensayos 5 mL de agua. Agita,
observa y anota.
c) Al otro tubo de ensayo añade 5 mL del disolvente apolar dado.
Agita, observa y anota.
■ Combustibilidad

a) Vierte o coloca en una cápsula de porcelana una pequeña cantidad de cada muestra.
b) Con ayuda de una fosforera o fósforo comprueba su combustibilidad acercándole el fósforo encendido.
c) Observa lo ocurrido y anota.
■ Fusibilidad

a) Coloca en dos vasos de precipitado muestras de parafina, cloruro de sodio y de manteca.
b) Calienta moderadamente los vasos de precipitado.
c) Observa lo ocurrido y anota.

317

QUÍMICA

Tarea 1 Realiza un cuadro con los resultados obtenidos.
Experimento de clase 2 Propiedades generales de los compuestos
orgánicos
Introducción
Los compuestos orgánicos poseen propiedades generales características, entre estas mencionamos sus bajas densidades, bajas temperaturas
de ebullición y su solubilidad frente a disolventes apolares.
1. ¿Por qué muchas sustancias orgánicas son solubles en disolventes apolares?
2. Di el nombre de las fuerzas que mantiene unidas a las moléculas
orgánicas en cada muestra.
Reactivos y útiles para la demostración

Cantidad

Tubos de ensayo

15

Vasos de precipitado

3

Mechero u hornilla

2

Varilla de vidrio maciza (agitador)

1

Parafina líquida

15 mL

Etanol o 1-propanol (1 o 2)

10 mL

Hexano

15 mL

Propanona

10 mL

Ácido etanoico

10 mL

Cloroformo

20 mL

Agua

20 mL

Procedimientos
1. Coloca en tubos de ensayos rotulados (1, 2, 3, 4, 5) las
muestras numeradas.
2. Añade a cada uno1 mL de cloroformo, medido en una probeta
de 5 mL o 10 mL. Agita.

318

QUÍMICA

3. Observa y anota.
4. Repite el paso 1.
5. Añade a cada uno 1 mL de agua. Agita.
6. Observa y anota.
7. Observa los tubos de ensayos 1 y 3.
8. Analizando las mezclas 1 y 3 con el agua, compara sus densidades con respecto a la del agua (1 g/mL–1).
9. Coloca en 3 vasos de precipitados una cantidad dada por el profesor de la muestra; en un vaso, la muestra 2 (5 mL), en otro, la
muestra 3 (5 mL) y en el último 5 mL de agua.
10. Colócalos en la hornilla y calienta moderadamente.
Observa y anota.
Tarea 2 Completa el siguiente cuadro.

Muestras

Solubilidad
en agua

Solubilidad
en disolvente
orgánico

Densidad
respecto a la
del agua

1

Volatilidad
respecto a
la del agua
–

2

–

–

3

–

–

4

–

–

5

–

–

Experimento de clase 3 Obtención de la aspirina
Introducción
La aspirina (ácido acetilsalicílico) es un ácido carboxílico,
el fármaco que más se ha empleado en la sociedad moderna.

319

QUÍMICA

Tiene acción analgésica, antipirética y antiinflamatoria sobre
el organismo. Actúa inhibiendo la biosíntesis de prostanglandinas compuestos que induce el dolor, la fiebre y la inflamación.
También se usa en la actualidad como anticoagulante en la prevención de infartos al miocardio y de ataques al corazón por
formación de trombos.

Fig. 1 Fórmula estructural de la aspirina

Para que sea fisiológicamente activa, debe estar en su forma
básica. Al comparar la figura 1 con la figura 2, se observa que la
forma ácida es la representación más conocida de la aspirina, pero
su actividad fisiológica se realiza cuando está en su forma básica.

Fig. 2 Fórmula estructural de la aspirina en sus formas ácida y básica

320

QUÍMICA

La reacción de obtención es una esterificación; pero, en este caso,
es la reacción de un ácido con un derivado de ácido (anhídrido etanoico) dando lugar a un éster y un ácido proveniente del anhídrido.

Fig. 3 Reacción de obtención

Reactivos y útiles para la demostración
Matraz de fondo redondo
Trocitos de porcelana
Termómetro
Probeta de 10 mL y de 25 mL

Cantidad
1
2o3
1
1 c/u

Gotero o frasco gotero

1

Balanza analítica

1

Cucharilla con espátula

1

Papel de flitro

2

Cristalizadora

1

Tubo refrigerante( condensador)

1

Soporte universal ( varilla y base)

1

Pinzas

1

Hornilla

1

Muestra de ácido salicílico

3g
(para masar 2,5 g)

Anhídrido acético

10 mL
(para medir 5 mL)

Ácido sulfúrico concentrado

5 mL para utilizar 3
o 4 gotas

321

QUÍMICA

Procedimientos
1. Masa, en la balanza analítica, 2,5 g de ácido salicílico.
2. Mide, en una probeta, 5 mL de anhídrido acético.
3. En un matraz de fondo redondo de 100 mL, echa el sólido masado, añade el anhídrido acético y luego vierte de 4 a 5 gotas
de ácido sulfúrico concentrado. Añade, además, unos trocitos de porcelana.
4. Monta un aparato como el que aparece en la figura 4.

Fig. 4 Aparato de reflujo

5. Durante 10 min calienta a reflujo, manteniendo la temperatura del baño entre 60 ºC y 70 ºC. Comprueba la temperatura
con un termómetro.
6. Transcurridos los 10 min, detén el proceso y deja enfriar el
matraz. Se puede colocar el recipiente en agua y observa la
formación de un sólido blanco.

322

QUÍMICA

7. Añade 25 mL de agua fría al balón con la masa sólida; luego, se
enfría, preferentemente a presión reducida.
8. Recoge los cristales formados y colócalos en un papel de filtro.
Con ayuda de una espátula, comprime el sólido sobre el papel para eliminar el líquido residual. Se deja secar al aire sobre
papel de filtro.
9. Una vez seco el producto, se masa. Determina el rendimiento obtenido.
10. Entrega el producto al profesor.
Tarea
1. Determina el rendimiento obtenido.
2. ¿Por qué se utilizan los trocitos de porcelana?
3. ¿Por qué hay que filtrar el producto?
4. ¿Por qué es necesario controlar la temperatura?
5. ¿Cómo se coloca la entrada y salida de agua en el refrigerante? ¿Por qué?
6. ¿Qué función realiza el ácido sulfúrico?

323

QUÍMICA

Apéndice 8 Prácticas de laboratorio
Práctica de laboratorio 1 Determinación cualitativa de carbono,
hidrógeno, nitrógeno y cloro en compuestos orgánicos
Introducción
La presencia de carbono e hidrógeno en las sustancias orgánicas
líquidas y sólidas se puede determinar por su oxidación debido al
óxido de cobre II y comprobando la presencia de agua y dióxido de
carbono que se produce.
La presencia de cloro se puede comprobar por el calentamiento
de la sustancia orgánica que lo contiene, con cobre.
El cloro forma sales volátiles con el cobre, las cuales colorean de
verde la llama de un mechero. El nitrógeno puede determinarse por
calentamiento de la sustancia orgánica que lo contiene, con cal sodada (CaO + NaOH) y comprobando la formación de amoníaco gaseoso.

Fig. 1 Calentamiento de la sustancia

Preguntas previas
1. ¿Qué tipo de agente es el óxido de cobre II, oxidante o reductor? Argumenta.

324

QUÍMICA

2. Menciona varios compuestos que sirvan para esta investigación.
Reactivos y útiles para la demostración
Óxido de cobre II
Muestra
Alambre de cobre

Cantidad
3g
(para masar 2 g)
0,5 g
1

Cal sodada

muestra dada

Sulfato de cobre II

muestra dada

Disolución de hidróxido de calcio saturada y filtrada

muestra dada

Cal sodada

muestra dada

Muestra de huevo

muestra dada

Procedimientos
Parte I: Investigación de carbono e hidrógeno
1. Masa 2 g de óxido de cobre II en la balanza de triple brazo.
2. Colócalo en un tubo de ensayo.
3. Caliéntalo, flameándolo para eliminar la humedad, debe estar seco.
4. Espera a que el tubo se enfríe y añádele 0,5 g (ya está masada) de
la muestra a investigar (ejemplo: parafina). Si usas una sustancia
líquida, el óxido debe quedar cubierto por el líquido.
5. Monta un aparato como se indica en la figura 1. Si es necesario,
solicita ayuda del técnico o del profesor.
6. Coloca en la parte superior del tubo de ensayo, cercano al tapón
que usarás, sulfato de cobre II anhidro. Tapa el tubo con el tapón.
7. El vaso de precipitados contiene una disolución de hidróxido de
calcio saturada. Calienta suavemente el tubo de ensayo.
8. Observa:
a) lo que ocurre en las paredes del tubo de ensayo y las paredes
del vaso; anota.
b) lo que sucede en el sulfato de cobre II y en la disolución de
hidróxido de calcio; anota.

325

QUÍMICA

9. Deja enfriar el tubo de ensayo. Observa y anota.
Parte II: Investigación del cloro
1. Haz una espiral con el alambre de cobre, de forma que pueda
sostenerse por uno de los extremos.
2. Ponlo en la llama del quemador (o mechero) hasta que se coloree fuertemente.
3. Introduce la espiral de cobre en la sustancia orgánica que se investiga (ejemplo: cloroformo) y colócalo en la llama nuevamente.
Observa y anota.
Parte III: Investigación del nitrógeno
1. Calienta en un tubo de ensayos una muestra de clara de
huevo desecada y cal sodada,
que te entregará tu profesor.
2. Huele ligeramente el gas que
se desprende (observa la figura 2) y aproxima a la boca del
tubo de ensayos un papel de
tornasol rosado previamente
humedecido. Observa y anota.

Fig. 2 Forma correcta de oler un gas

Preguntas de salida
1. ¿En qué se transformó el óxido de cobre II en esta reacción con la
sustancia orgánica?
2. ¿Qué nos indica la coloración verde intensa en la superficie
de la espiral de cobre, una vez que se impregna en la sustancia investigada?

326

QUÍMICA

Práctica de laboratorio 3 Obtención de jabón
Introducción
El jabón es un agente limpiador que se obtiene a partir de la reacción química entre un álcali, generalmente NaOH o KOH y alguna
grasa animal o vegetal, mediante un proceso llamado saponificación. Es decir, es la sal de sodio o potasio de un ácido graso que se
forma por la reacción de las grasas con un álcali.
La ecuación química siguiente ilustra un ejemplo de saponificación (figura 3):

Fig. 3 Saponificación

327

QUÍMICA

Preguntas previas
1. ¿Qué precauciones debes adoptar para desarrollar esta actividad práctica?
2. ¿Identifica la reacción de obtención de jabón como una esterificación o una hidrólisis? Fundamenta.
3. ¿Por qué el jabón tiene efectos limpiantes?
Reactivos y útiles para la demostración

Cantidad

Vaso de precipitado de 100 mL

1

Probeta graduada de 25 mL o de 50 mL

1

Probeta de 10 mL

1

Agitador de vidrio

1

Hornilla

1

Lana de vidrio o material poroso

1

Molde de cartulina de dimensiones adecuadas, puede ser una caja
de fósforos

1

Recipiente con la grasa (aceite ricino, manteca, aceites de la
cocina, en general)
Recipiente con hidróxido de sodio al 30 %
Recipiente con agua fría
Disolución saturada de cloruro de sodio (salmuera)

20 mL

Procedimientos
1. Vierte 25 mL de aceite vegetal (u otra grasa) en un vaso
de precipitado.
2. Añade a la grasa contenida en el vaso de precipitado, lentamente y agitando, 10 mL de hidróxido de sodio al 30 %, mientras
calienta suavemente.
3. Continúa calentando hasta que se observe la formación de una
pasta de cierta consistencia.

328

QUÍMICA

4. Después, añade a la pasta formada una disolución saturada de NaCl (salmuera) para facilitar la separación de la masa
formada de jabón.
5. Deja enfriar la mezcla y fíltrelo a través de una capa de lana de vidrio (o material poroso). Se lava el jabón con agua fría a discreción.
6. Vierte la masa en un pequeño molde de cartulina (puede ser una
caja de fósforos) en la que se deja solidificar.
Preguntas de salida
1. ¿Por qué se mezclan los reactivos lentamente, agitando y calentando suavemente?
2. ¿Para qué se añade una disolución saturada de cloruro de
sodio (salmuera)?

329

QUÍMICA

Apéndice 9 Útiles de uso más frecuente
en el laboratorio de química
Los útiles de laboratorio se pueden clasificar en:
I) Recipientes de medición
II) Recipientes de usos varios
III) Utensilios de usos varios y de usos especializados
IV) Materiales de metal
V) Equipos
A continuación, se ofrecen los nombres y las características
de estos.
I) Recipientes de medición
Bureta: tubo cilíndrico con una llave de paso en su extremo
inferior para controlar la salida del líquido (figura 1). Está graduada en mililitros y en décimas de mililitros. Se emplea para verter
con exactitud volúmenes variables de un líquido. En las buretas de
llave esmerilada, el macho de la llave (de forma cónica truncada)
se ajusta a una arandela, una liga u otro dispositivo adecuado.
Este tipo de bureta se usa para líquidos o disoluciones ácidas, y
casi nunca para disoluciones alcalinas, pues el álcali suele trabar la

Fig. 1 Bureta

330

QUÍMICA

junta esmerilada de la llave de vidrio, por la formación de carbonato, al reaccionar el dióxido de carbono de la atmósfera con la
disolución alcalina.
Cuentagotas o gotero: por lo general es un tubo de vidrio con
un tramo más estrecho en un extremo y cerrado por el otro con
un dedil de goma. Se utiliza cuando es necesario añadir un líquido
gota a gota, sin considerar con precisión su volumen. En esta operación puede emplearse también un frasco cuentagotas, que es un
frasco de boca estrecha, cuya tapa, de rosca o esmerilada, tiene un
gotero (fig. 2).
Matraz aforado: recipiente volumétrico, de fondo plano y con
un cuello largo y estrecho (angosto) donde se encuentra la marca de
enrase que indica el volumen de líquido que debe contener. El cuello es angosto para que un pequeño cambio en el volumen del
líquido provoque una considerable diferencia en la altura del menisco y el error que se cometa al llevar este hasta el enrase sea, en
consecuencia, muy pequeño. Está provisto de un tapón de vidrio o
de plástico. Se usa para preparar con exactitud disoluciones de concentración conocida. Es un error medir el volumen de un líquido a
una temperatura diferente a la que está aforado el matraz (generalmente 20 ºC) (fig. 3).

Fig. 2 Cuentagotas
o gotero

331

Fig. 3 Matraz aforado

QUÍMICA

Pipeta: tubo de vidrio cilíndrico y hueco que se utiliza para
medir con precisión un volumen determinado de líquido, que se
llena por succión y se deja vaciar después. Las pipetas aforadas
tienen un ensanchamiento en su mitad, una punta en su extremo
inferior y una señal o marca de enrase circular en la parte estrecha superior, la que permite medir siempre el mismo volumen.
Las pipetas graduadas generalmente no tienen el abultamiento
central y con ellas se pueden medir distintos volúmenes de un
líquido (fig. 4).
Probeta: recipiente cilíndrico abierto por el extremo superior y
cerrado por el otro, de fondo plano. Se emplea para medir líquidos,
por lo que tiene una escala graduada en milímetros. Cada raya o
división puede corresponder a 1 mL o fracción, o a 2 mL, o a 5 mL,
etc., según su tamaño. Las probetas pueden ser plásticas o de vidrio
(debido a su transparencia dejan ver mejor el nivel del líquido). Es
un recipiente menos exacto que la pipeta y la bureta (fig. 5).

Fig. 4 Pipeta

Fig. 5 Probeta

II) Recipientes de usos varios
Balón: recipiente de vidrio resistente, de fondo redondo y cuello variable (largo y estrecho, largo y ancho, corto y estrecho, corto y ancho). Se

332

QUÍMICA

utiliza en los montajes de aparatos, para calentar líquidos y sólidos que
han de reaccionar en frío o en caliente. Se calienta por medio de una
tela metálica amiantada, de un baño de maría o de un baño de arena,
seco y sostenido por el cuello, con una pinza de extensión, a un soporte
universal. Existen balones de diferente capacidad y tamaño (fig. 6).

Fig. 6 Balón

Balón de destilación: recipiente de vidrio resistente, de fondo
redondo, generalmente de cuello largo y estrecho, y con tubuladura lateral descendente, la cual permite la salida de los vapores. Se
emplea para destilar disoluciones. El calentamiento se realiza de la
misma forma descrita para el balón (fig. 7).

Fig. 7 Balón de destilación

333

QUÍMICA

Cápsula de porcelana: vasija de poca altura y gran superficie. Se
emplea con varios fines, sobre todo para la vaporización de líquidos
con calentamiento. Se puede calentar directamente al fuego (por estar fabricada de porcelana). Hay cápsulas de diversa capacidad (fig. 8).

Fig. 8 Cápsula de porcelana

Cristalizadora: recipiente circular de poca altura. Se usa para obtener cristales por la vaporización, al aire y a la temperatura ambiente,
del disolvente que contiene el sólido disuelto (sustancia cristalizable).
Hay cristalizadoras de distintas capacidad y tamaño (fig. 9).
Crisol: recipiente en forma de cono truncado invertido y con
tapa. Se utiliza para calcinar sustancias para otras operaciones que
requieren elevadas temperaturas. Los crisoles se fabrican de cuarzo,
de porcelana o de metal, por lo que pueden someterse a la acción
directa de la llama. Los hay de diferente capacidad (fig. 10).

Fig. 9 Cristalizadora

Fig. 10 Crisol

Cuba hidroneumática: recipiente de gran superficie y fondo
plano de forma cilíndrica o rectangular. Se emplea para recoger gases
prácticamente insolubles en agua por desplazamiento de esta. Suele

334

QUÍMICA

tener un aditamento conocido como puente, sobre el cual se coloca
el frasco colector del gas. Se fabrica de vidrio u otro material (fig. 11).

Fig. 11 Cuba hidroneumática

Embudo de separación: en su parte superior tiene una abertura (boca del embudo), por donde se llena el recipiente, y una tapa.
En su parte inferior posee una llave de vidrio esmerilada para controlar
la salida del líquido más denso. El macho de la llave, de forma cónica
truncada, se ajusta con una arandela de goma, una liga u otro dispositivo adecuado. Se utiliza para separar líquidos no miscibles
(prácticamente insolubles) entre sí y también para contener líquidos
corrosivos, como el dibromo, si se desea verterlos gota a gota. Estos
embudos se fabrican de diferentes tamaños, capacidad y forma
(cilindros, cónicos y esféricos) (fig. 12).

Fig. 12 Embudo de separación

Erlenmeyer: recipiente de forma cónica, cuya base es ancha y
plana, y su abertura más estrecha que la del vaso de precipitados.
Por esa razón se usa, fundamentalmente, para calentar líquidos

335

QUÍMICA

o disoluciones, sin que ocurra gran pérdida por vaporización. También se emplea para recoger destilados. Se fabrica de una sustancia
resistente al calor y de diferente capacidad y forma (boca ancha y
boca estrecha) (fig. 13).

Fig. 13 Erlenmeyer

Frasco: recipiente de boca ancha o estrecha, de vidrio u otra
sustancia, que sirve para contener sólidos, líquidos y en ocasiones
gases. Posee una tapa esmerilada o de rosca. Se fabrica de diferente
tamaño y color. Los líquidos se guardan en frascos de boca estrecha,
los sólidos en los de boca ancha, las sustancias sensibles a la luz en
los de color ámbar, las sustancias corrosivas en los que tienen tapón y capuchón esmerilados y las disoluciones (como las de sosa y
potasa) que sueldan fácilmente los tapones esmerilados en los de
tapón de caucho. Todos los frascos con sustancias deben tener su
etiqueta (fig. 14).

Fig. 14 Frasco

336

QUÍMICA

Frasco lavador: se emplea para contener el líquido (agua, alcohol, etc.) con el cual se lavará el precipitado. Por lo general se fabrica
de plástico y de distinto tamaño (fig. 15).

Fig. 15 Frasco lavador

Matraz: es un balón de fondo plano y se usa para los mismos fines
que el balón y en las mismas condiciones (fig. 16).

Fig. 16 Matraz

Mortero: recipiente en forma de copa o de cápsula, fabricado de
vidrio, porcelana, hierro, etc. Consta, además de una pieza auxiliar
llamada pistilo o mano de mortero, que se fabrica de la misma sustancia que el mortero. El pistilo tiene forma de barra y uno de sus
extremos es redondo. El mortero se emplea para triturar o pulverizar
sustancias sólidas, lo cual se hace con la ayuda del pistilo. No debe ser

337

QUÍMICA

sometido a grandes cambios de temperatura, pues sus paredes son
muy gruesas (fig. 17).

Fig. 17 Mortero

Tubo de ensayos: es un tubo de forma cilíndrica, cerrado por
un extremo y abierto por el otro. Se utiliza para diferentes ensayos,
cuando se emplean pequeñas cantidades. Estos tubos se fabrican de
diferente longitud y diámetro. Son de vidrio corriente (para realizar ensayos a temperatura ambiente) o de vidrio resistente al calor
(para llevar a cabo ensayos con calentamiento directo a la llama,
totalmente secos para que no se rompan, o en los que se desprende
gran cantidad de energía mediante calor). Los hay con tubuladura
lateral (fig. 18).

Fig. 18 Tubo de ensayos

338

QUÍMICA

Vaso de precipitados: recipiente cilíndrico en forma de vaso y
provisto de un pico para verter líquidos. Se emplea para decantar,
recoger filtrados, realizar reacciones químicas (fundamentalmente,
en las que se forman precipitados), disolver sólidos o líquidos en líquidos, y calentar líquidos o disoluciones. Los vasos de precipitados
por lo general se fabrican de vidrio resistente al calor. Se calientan
colocando una tela metálica amiantada entre el vaso y la fuente de
calor y al hacerlo deben estar completamente secos por fuera. Son
de diferente capacidad y forma (baja y alta) (fig. 19).

Fig. 19 Vaso de precipitados

Vidrio reloj: llamado así por su forma (casquete esférico de
vidrio, de poca curvatura). Se usa para cubrir los vasos de precipitados, vaporizar a temperatura ambiente pequeños volúmenes de
un líquido volátil y pesar sustancias sólidas sin dañar los platillos
de la balanza. Los vidrios reloj se fabrican de diferente diámetro (fig. 20).

Fig. 20 Vidrio reloj

339

QUÍMICA

III) Utensilios de usos varios y de usos especializados
Entre los utensilios de usos varios están los siguientes:
Agitador: es una varilla de vidrio macizo con un extremo de
forma roma. Se usa para agitar líquidos, decantarlos, ayudar a verterlos sobre un filtro o un recipiente, disolver un sólido en un líquido,
etcétera (fig. 21).

Fig. 21 Agitador

Cucharilla espátula: uno de sus extremos tiene la forma de una
cuchara pequeña y el extremo opuesto es plano en forma de paleta.
Si los dos extremos terminan en forma de paleta se nombra espátula doble y si tiene la forma de un cuchillo de mesa se llama
simplemente espátula. Se usan para mezclar sustancias finamente
divididas y extraer sólidos de los frascos. Se fabrican de porcelana,
de plástico, de metal, etcétera (fig. 22).

Fig. 22 Cucharilla espátula

340

QUÍMICA

Embudo: es un utensilio hueco, de forma cónica, ancho por su
parte superior, estrecho por su parte inferior y su perfil forma un
ángulo de 60º. La parte estrecha o vástago puede ser corto o largo,
estrecha o ancha, de acuerdo con el uso. Se utiliza para traspasar
sólidos o líquidos y para filtrar, regularmente con un papel de filtro.
Los embudos se fabrican de vidrio, de porcelana, de metal, etc., y de
diferentes tamaños (fig. 23).

Fig. 23 Embudo

Gradilla: es un soporte que puede ser de madera, de metal,
etcétera, y que se utiliza para mantener los tubos de ensayos en
posición vertical. Se fabrican gradillas de diversos tamaños (fig. 24).

Fig. 24 Gradilla

Tapón de goma o de corcho: pueden ser macizos (si no poseen
ninguna perforación), monohoradados (si tienen un orificio) y bihoradados (si tienen dos orificios). Los dos últimos se utilizan para
ajustar tubos de vidrio o algunos utensilios. Son necesarios en

341

QUÍMICA

muchos aparatos para establecer la comunicación entre sus
partes (fig. 25).

Fig. 25 Tapón de goma o de corcho

Tubo de goma: se usa para empatar tubos de vidrio o conducir
el servicio de gas o de agua (fig. 26).

Fig. 26 Tubo de goma

Tubo de vidrio fusible: al calentarse gradualmente puede doblarse en la forma que se desee y enfriarse poco a poco a temperatura
ambiente sin que se quiebre. Se emplea doblado (con un ángulo
dado) o recto, para conexiones en el montaje de aparatos (fig. 27).

Fig. 27 Tubo de vidrio fusible

Entre los utensilios de usos especializados se encuentran
los siguientes:
Condensador o refrigerante: presenta dos tubuladuras laterales pequeñas: una en la parte inferior para la entrada del agua
fría y otra en la parte superior para la salida del agua caliente.

342

QUÍMICA

Consta, además, de dos tubos concéntricos independientes. Por el
tubo interior (que puede tener diferentes formas, recto, de bolas o
en serpentín) circulan los gases que han de enfriarse y por el tubo
exterior el agua. Se emplea para condensar o refrigerar los vapores
desprendidos en una destilación, mediante la circulación del agua
fría en sentido contrario al desplazamiento de los vapores (fig. 28).

Fig. 28 Condensador o refrigerante

Kitasato: erlenmeyer con tubuladora lateral. Tiene paredes
gruesas que resisten diferencias de presiones con el exterior, aunque en él no se pueden calentar sustancias. Existen de varios
tamaños, pero por lo regular se usan de 250 y 500 mL.

Fig. 29 Kitasato

Tubo capilar: es un tubo de vidrio cuyo diámetro interior es
muy pequeño, generalmente menor de 1 mm. Los tubos capilares
se utilizan para determinar temperaturas de fusión de sustancias,

343

QUÍMICA

evitar que un líquido hierva a saltos, etcétera. Pueden hacerse en
el laboratorio con tubos fusibles de 6-7 mm de diámetro (fig. 30).

Fig. 30 Tubo capilar

Tubo de combustión: es un tubo de vidrio, de porcelana o de
otra sustancia resistente al calor, abierto en los dos extremos. En su
interior se coloca la sustancia que debe quemarse por la acción de
una corriente de gas. La sustancia puede colocarse dentro del tubo
de combustión o en un recipiente de porcelana, que por su forma se
conoce como bote de combustión. Este bote presenta un orificio en
uno de sus bordes por el que se introduce o se extrae del tubo de
combustión (fig. 31).

Fig. 31 Tubo de combustión

Tubo de seguridad: se conocen tres tipos de tubos de seguridad, pero todos constan de dos partes: la copilla y el tubo. La
diferencia radica en la forma del tubo, el cual puede ser recto,
con una vuelta y con válvula (además de tener la vuelta posee
uno o dos bulbos o ensanchamientos que hacen la función de
válvula). Se emplean como válvula de escape en los aparatos destinados a obtener gases, para impedir una explosión por presión
excesiva o para evitar la reabsorción por vacío parcial. Se utilizan

344

QUÍMICA

también como embudos para verter líquidos dentro de los recipientes sin necesidad de destaparlos. Si se usa el tubo recto es
necesario que el extremo quede por debajo del nivel del líquido
contenido en el recipiente. Si se emplean los otros tubos no hay
que introducirlos en el líquido del recipiente, pues el pequeño
volumen del líquido que queda retenido en el tubo acodado o en
los bulbos impide la salida del gas, además de que, si obstruye la
salida, con este tubo de seguridad puede evitarse cualquier peligro de explosión (fig. 32).

Fig. 32 Tubo de seguridad

Triángulo de arcilla: es un triángulo formado por tres alambres
metálicos recubiertos de tubos de porcelana, cuarzo o arcilla. Se coloca en el aro o anilla para sostener el crisol con la sustancia que se
desea calentar a fuego directo (fig. 33).

Fig. 33 Triángulo de arcilla

345

QUÍMICA

IV) Materiales de metal
Aro o anilla: utensilio de metal compuesto de dos partes. Una
parte tiene la forma de un aro que puede ser de diferentes diámetros. La otra parte es un tubo macizo y recto, con mordaza o sin ella.
En este último caso se requiere de una mordaza para fijar el aro al
soporte universal. Se usa para colocar el embudo de separación cuando se va a decantar dos líquidos inmiscibles entre sí, otro embudo
cuando se desea filtrar, o la tela metálica amiantada, sobre la cual se
pone un recipiente o una sustancia que sea necesario calentar (fig. 34)

Fig. 34 Aro o anilla

Cucharilla de combustión: presenta un mango largo y en su
extremo tiene una cavidad en forma de copilla, en la cual se
deposita la sustancia que se desea calentar. Se emplea para el
ensayo de la combustión de varias sustancias sólidas en atmósfera de ciertos gases, por ejemplo, de dioxígeno. Por lo general es
de hierro (fig. 35).

Fig. 35 Cucharilla de combustión

346

QUÍMICA

Nuez o mordaza: pieza de metal que tiene dos aberturas de
diámetro fijo, con un tornillo en cada una de ellas. Uno de los tornillos se utiliza para fijar la nuez o mordaza a un soporte universal, y
el otro para sostener una pinza de extensión por un tubo macizo y
recto o un aro (fig. 36).

Fig. 36 Nuez o mordaza

Pinza de extensión: instrumento de metal constituido por dos
partes. Una parte tiene forma de V y mediante ella se sujeta un recipiente, regulando su diámetro de abertura por medio de un
tornillo. La otra parte la compone un tubo macizo y recto. Para fijarla a un soporte universal es necesario disponer de una nuez o
mordaza. También se fabrican pinzas de extensión con mordaza (fig. 37).

Fig. 37 Pinza de extensión

Pinza para bureta: instrumento de metal o de plástico que se
emplea para sostener una o dos buretas mediante la presión de un
muelle o de un tornillo (fig. 38).

347

QUÍMICA

Fig. 38 Pinza para bureta

Pinza para crisol: Instrumento de metal en forma de X con el
cual se puede agarrar un crisol o una cápsula de porcelana caliente (fig. 39).

Fig. 39 Pinza para crisol

Pinza para tubo de ensayos: Instrumento de metal o de madera. Se usa para sujetar un tubo de ensayos que esté caliente, que
contenga una o más sustancias que sea necesario calentarlas para
que reaccionen o en el que se vaya a verter una sustancia sólida o líquida (fig. 40).

Fig. 40 Pinza para tubo de ensayos

348

QUÍMICA

Pinza para vaso de precipitados: Instrumento de metal que se
usa para agarrar un vaso de precipitados entre los extremos opuestos al mango (fig. 41).

Fig. 41 Pinza para vaso de precipitados

Soporte universal: está formado por una barra metálica vertical y una base o plataforma, la cual puede tener diferentes formas.
Su función es sostener los equipos, utensilios, etcétera, necesarios
para el montaje de los distintos aparatos (fig. 42).

Fig. 42 Soporte universal

Tela metálica amiantada: rejilla cuadrada de hierro o de cobre, con amianto. Se coloca sobre el aro o el trípode cuando se

349

QUÍMICA

desea calentar una sustancia. Se utiliza para que el calor del mechero de alcohol o del quemador de gas se extienda por toda su
superficie y se logre un calentamiento homogéneo (fig.43).

Fig. 43 Tela metálica amiantada

Trípode: aro sostenido por tres partes, todo de metal, en el que
se coloca el recipiente con la sustancia que se calentará (fig. 44).

Fig. 44 Trípode

V) Equipos
Balanza: existen diferentes modelos con distintos grados de
precisión y de sensibilidad. Se utiliza para determinar la masa de
sustancias. La más usada en el laboratorio escolar es la balanza
de tres brazos. Cada brazo graduado está provisto de masas deslizantes (fig. 45).

350

QUÍMICA

Fig. 45 Balanza

Mechero de alcohol: consta de tres partes: una base o recipiente
que se utiliza como depósito de combustible (etanol o alcohol etílico) y que termina en una boquilla de menor diámetro, un tapón con
aditamento para la mecha y una tapa o casquete para cubrir la mecha
y apagar la llama. Es la fuente de calor más comúnmente empleada en
el laboratorio escolar. Puede ser de vidrio, de metal o plástico (fig. 46).

Fig. 46 Mechero de alcohol

Con el fin de evitar un incendio u otro tipo de accidente, al trabajar
con el mechero de alcohol deben cumplirse las medidas siguientes:
1. Manipula el mechero con cuidado para evitar que se
derrame el alcohol.
2. Enciende el mechero con un fósforo y no con otro
mechero encendido.
3. No añadas alcohol al mechero cuando está encendido.

351

QUÍMICA

4. Apaga el mechero cubriendo la llama con la tapa y no soplándola.
5. Mantén cubierta la mecha con la tapa cuando no se esté utilizando el mechero.
6. Para calentar sustancias utiliza la cápsula de porcelana, el crisol,
el tubo de combustión o los recipientes de vidrio siguientes: tubo
de ensayo (resistente al calor), vaso de precipitados, erlenmeyer,
balón, balón de destilación y matraz.
7. Al calentar una sustancia contenida en un recipiente, coloca este
en la zona o tercio superior de la llama, pues es la que posee una
temperatura más elevada. Si el recipiente es un tubo de ensayos,
evita que su fondo toque la mecha, ya que pudiera rajarse.
8. En caso de incendio cubre las llamas con un paño, con
agua o con arena.
Termómetro: se usa para medir temperaturas. Consta de un pequeño recipiente lleno de líquido (mercurio o alcohol), prolongado por
un tubo capilar en el cual se ha practicado el vacío. Las variaciones de
temperatura provocan en esa masa de líquido una dilatación o una
contracción que hacen variar su volumen. El nivel que alcanza dicho líquido indica en la escala dispuesta a lo largo del tubo, la temperatura a
la que funde o hierve una sustancia, que tienen las sustancias formadas
en una reacción química, etcétera (fig. 47).

Fig. 47 Termómetro

352

Aclaración necesaria
Con el ánimo de brindar a nuestros estudiantes las oportunidades
de adentrarse más en el conocimiento de esta fascinante disciplina,
se han añadido a este libro de Química 12.o grado algunos anexos
que, esperamos, te ayuden a encontrar las bellezas de esta ciencia
y la explicación a algunos fenómenos de la vida que nos rodea, relacionados con los contenidos recibidos a lo largo de estos años de
preuniversitario.
Son el producto del trabajo de un equipo de profesores, encabe­
zados por el Licenciado en Química y Profesor asistente en la
Universidad de Ciencias Informáticas (UCI) Ariel Luis Pérez y el Colectivo de profesores de la disciplina Química en la carrera de Ingeniero
en Bioinformática de la UCI.
Si logramos motivarte y que desees continuar profundizando en
esta ciencia, nos sentiremos satisfechos.
Colectivo de autores
del libro de texto Química 12.o grado

ANEXOS
Masas molares de algunas sustancias
Sustancias simples
Metales y no metales
Metales
Ag
Al
Ba
Ca
Co
Cr
Cu
Fe
K
Li
Mg
Na
Ni
Pb
Sn
Zn

M(X)/g·mol–1
108
27
137
40
59
52
64
56
39
7
24
23
59
207
119
65

No metales
As
At2
B
Br2
C
Cl2
F2
H2
I2
N2
O2
P4
S8
Se
Si
Te

M(X)/g·mol–1
75
420
11
160
12
71
138
2
254
28
32
124
256
79
28
128

Sustancias compuestas
Óxidos
Óxidos metálicos

M(X)/g·mol–1

Óxidos no metálicos

M(X)/g·mol–1

Ag2O

232

CO

28

Al2O3

102

CO2

44

BaO

153

Cl2O

87

CaO

56

Cl2O7

183

Cr2O3

152

l2O5

334

355

QUÍMICA
Óxidos metálicos

M(X)/g·mol–1

Óxidos no metálicos

M(X)/g·mol–1

Cu2O

144

NO

30

CuO

80

NO2

46

FeO

72

N2O6

108

Fe2O3

160

P2O5

142

HgO

217

SO2

64

K 2O

94

SO3

80

Li2O

30

SiO2

60

MgO

40

Na2O

62

NiO

75

Ni2O3

166

PbO

223

ZnO

81

Hidróxidos
Hidróxidos
metálicos

M(X)/g · mol–1

Hidróxidos
no metálicos

M(X)/g · mol–1

AgOH

125

H3BO3

62

Al(OH)3

78

H2CO3

62

Ba(OH)2

171

HClO4

100,5

Ca(OH)2

74

HNO2

47

CuOH

81

HNO3

63

Cu(OH)2

98

H3PO3

82

Cr(OH)3

103

H3PO4

98

Fe(OH)2

90

H2SO3

82

Fe(OH)3

107

H2SO4

98

KOH

56

Compuestos binarios
hidrogenados

M(X)/g·mol–1

LiOH

24

H2O

18

356

QUÍMICA
Mg(OH)2

58

HBr

81

NaOH

40

HCl

36,5

Ni(OH)2

93

HI

128

Ni(OH)3

110

H2S

34

Zn(OH)2

99

NH3

17

Pb(OH)2

241

PH3

34

Sales
Sales binarias

M(X)/g·mol-1

Oxisales

M(X)/g·mol-1

AgCl

143,5

AgNO3

170

Ag2S

248

AlPO4

122

AlBr3

267

Al2(SO4)3

342

AlCl3

133,5

BaCO3

197

All3

408

BaSO4

233

Al2S3

150

CaCO3

100

BaCl2

208

Ca(HClO)2

145

CaC2

64

Ca(HCO32)

162

CaBr2

200

Ca(NO32)

164

CaCl2

111

CaSO4

136

CaS

72

CuCO3

123

CuCl2

135

CuSO4

160

CuS

96

FeCO3

116

FeCl2

127

FeSO4

152

FeCl3

162,5

Fe2(SO43)

400

FeS

88

K2CO3

138

KBr

119

K2CrO4

194

KCl

74,5

KNO3

101

357

QUÍMICA
Sales binarias

M(X)/g · mol–1

Oxisales

M(X)/g · mol–1

KI

166

K2SO3

158

K2S

71

K2SO4

174

MgBr2

184

MgCO3

84

MgCl2

95

Mg(NO3)2

148

Mgl2

278

MgSO4

120

MgS

56

NaClO

74,5

MnCl2

126

Na2CO3

106

NaBr

103

NaHCO3

84

NaCl

58,5

NaHSO4

120

NaI

150

NaNO3

85

Na2S

78

Na2SO3

126

NiCl2

130

Na2SO4

142

NiS

91

Na2SiO3

122

PbCl2

278

NH4Cl

53,5

PbS

239

NH4NO3

80

ZnBr2

225

(NH4)2 SO4

132

ZnCl2

136

Pb(NO3)2

331

Znl2

319

Zn(NO3)2

189

ZnS

97

ZnSO4

161

358

QUÍMICA

Serie de actividad de los metales
Consideraciones:
Disminuye el carácter reductor
Li K Ba Ca Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au

■ Los metales que se encuentran a la “izquierda” del hidrógeno

(metales activos y muy activos) en la serie de actividad de los metales reaccionan con los hidrácidos para producir la sal binaria correspondiente y dihidrógeno (H2).
■ Los metales muy activos (Li, K, Ba, Ca y Na) reaccionan con el
agua para producir el hidróxido metálico correspondiente y
dihidrógeno (H2). El resto de los metales activos, cuando reaccionan, forman óxidos.
■ Los óxidos de los metales que se encuentran a la “derecha” del
hidrógeno (metales poco activos) en la serie de actividad de los
metales reaccionan con el dihidrógeno para producir el metal
correspondiente y agua.

359

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

Cl-

l-

S2-

NO3-

SO32-

SO42-

CO32-

SiO32-

PO43-

P

P

P

P

P

S

I

I

I

—

Ag+

I

I

P

I

P

S

I

S

S

S

Ba2+

I

P

I

P

P

S

—

S

S

P

Ca2+

—: sustancia que se descompone por la acción del agua.

I: sustancia prácticamente insoluble.

S

S

S

S

S

S

S

S

S

S

NH4+

P: sustancia poco soluble.

S: sustancia soluble.

Leyenda:

S

S

OH-

Na+

K+

Iones

Tabla de solubilidad

I

—

P

S

P

S

—

S

S

I

Mg2+

I

I

—

S

P

S

I

S

S

I

Zn2+

—

—

—

S

—

S

I

S

S

I

Cu2+

P

I

I

P

I

S

I

I

P

I

Pb2+

I

I

I

S

P

S

I

S

S

I

Fe2+

P

—

—

S

—

S

I

—

S

I

Fe3+

I

—

—

S

—

S

—

S

S

I

Al3+

I

I

—

S

—

S

I

S

S

I

Ni2+

QUÍMICA

Aniones poliatómicos más comunes
Grupo de
la tabla

Símbolo
de los elementos
químicos

Fórmulas
químicas
de los aniones

Nombres
de los aniones

IV A (14)

C

CO32-

carbonato

–
3

hidrógeno­carbonato

2–
3

silicato

NO

–
2

nitrito

NO

–
3

nitrato

3–
3

fosfito

3–
4

fosfato

3–
3

arsenito

HCO
Si
V A (15)

N
P

SiO

PO

PO
As

AsO

3–
4

Sb
VI A (16)

S

AsO

arseniato

SbO33–

antimonito

SbO43–

antimoniato

SO

2–
3

sulfito

SO

2–
4

sulfato

–
4

hidrógenosulfato

2–
3

selenito

2–
4

seleniato

TeO

2–
3

telurito

TeO

2–
4

telurato

-

hipoclorito

HSO
Se

SeO

SeO
Te
VII A (17)

Cl

Br

ClO

–
2

ClO

clorito

ClO3–

clorato

ClO4–

perclorato

BrO

-

hipobromito

–
2

bromito

–
3

bromato

–
4

BrO

perbromato

-

hipoyodito

–
2

yodito

–
3

yodato

–
4

peryodato

BrO

BrO
I

IO
lO

lO
lO

361

QUÍMICA

Entalpía de formación molar de algunas sustancias compuestas
en condiciones estándar (100 kPa) y a temperatura 25 ºC
Sustancia

ΔH0f /kJ/mol

Sustancia

ΔH0f /kJ/mol

Sustancia

ΔH0f /kJ/mol

AgCl(s)

–127,0

CuO(s)

–155,3

K2SO4(s)

–1433,7

AgNO3(s)

–123,1

Cu(OH)2

–791,9

MgCl2(s)

–644,5

Al2O3(s)

–1670,3

CuSO4(s)

–769,8

MgCO3(s)

–1112,9

Al2S3(s)

–508,9

FeO(s)

–265,6

MgO(s)

–602,0

BaCl2(s)

–860,4

Fe2O3(s)

–822,2

Mg(OH)2(s)

–924,7

BaO(s)

–1216,7

Fe(OH)3(s)

–824,5

NaCl(s)

–411,0

BaSO4(s)

–1465,6

FeS(s)

–96,2

Na2O(s)

–416,0

CH4(g)

– 74,9

HBr(g)

–36,2

NaOH(s)

–427,0

C2H2(g)

+226,8

HCl(g)

–92,3

NaNO3(s)

–466,9

C2H4(g)

+52,3

HF(g)

–268,6

Na2SO4(s)

–1384,5

C2H6(g)

–84,7

HI(g)

+25,9

NH3(g)

–46,2

C3H8(g)

–103,9

H2O(g)

–241,9

NH4Cl(s)

–315,4

C4H10(g)

–146,2

H2O(l)

–285,9

NO(g)

+90,4

CO(g)

–110,6

HNO3(l)

–174,1

NO2(g)

+33,9

CO2(g)

–393,6

H2S(g)

–20,6

PH3(g)

+23,0

CaCl2(s)

–795,2

H2SO4(l)

–811,3

P2O5(l)

–1531,0

CaCO3(s)

–1207,0

HgO(s)

–90,1

PbO(s)

–217,3

CaO(s)

–635,5

KCl(s)

–436,0

PbSO4(s)

–919,9

Ca(OH)2(s)

–986,6

K2O(s)

–361,6

SO2(g)

–296,2

CaSO4(s)

–1432,7

KOH(s)

–425,8

SO3(g)

–395,3

362

QUÍMICA

¿De qué está hecho un ser humano?
Siempre ha sido una preocupación del hombre conocer cuál es su
constitución, esta puede ser una explicación…
La canción de Steeleye Span, The making of a man, ofrece una
receta poética, aunque no del todo exacta:
Hierro suficiente para hacer un clavo,
Cal suficiente para pintar una pared,
Agua suficiente para ahogar a un perro,
Azufre suficiente para detener las pulgas,
Potasa suficiente para lavar una camisa,
Oro suficiente para comprar un frijol,
Plata suficiente para recubrir un alfiler,
Plomo suficiente para lastrar a un pájaro,
Fósforo suficiente para iluminar la ciudad,
Veneno suficiente para matar a una vaca,
Pero eso no es suficiente para hacerte un hombre.
Un hombre tiene fuerza suficiente para construir una casa.
Y tiempo suficiente para sostener a un niño.
Y amar lo suficiente para romper un corazón.
En la complejidad del ser humano, la química juega un papel
fundamental, revelando la sorprendente composición de nuestro
cuerpo más allá de lo obvio. Esta canción, The making of a man,
nos ofrece una metáfora sobre los elementos básicos que nos forman, aludiendo a componentes químicos que encontramos en
nuestro organismo.
Desde un punto de vista químico, nuestro cuerpo está constituido principalmente por agua, un compuesto vital que representa
alrededor del 60 % de nuestro peso. Esta molécula es esencial
para la vida, facilitando procesos como la digestión y el transporte
de nutrientes. Además, elementos como el carbono, hidrógeno,

363

QUÍMICA

oxígeno y nitrógeno son fundamentales en la estructura de nuestras células, formando las proteínas, lípidos y ácidos nucleicos
que nos definen.
El hierro, que en pequeñas cantidades forma parte de nuestras hemoglobinas, es crucial para el transporte de oxígeno en la
sangre. El azufre juega un papel importante en la formación de
ciertos aminoácidos, mientras que el fósforo es clave en la producción de energía y en la formación de nuestro ADN. Elementos
como el oro y la plata, aunque presentes en cantidades mínimas,
nos recuerdan lo valioso y precioso que es nuestro ser, no solo
en términos materiales, sino en la riqueza de nuestras experiencias y emociones.
Es fascinante pensar que nuestra existencia no se define únicamente por la química que nos compone, sino también por
la capacidad de nuestros corazones y mentes de amar, crear
y construir. Cada elemento en nuestro cuerpo, desde el más
sencillo hasta el más complejo, se une para formar algo extraordinario: un ser humano.
A medida que exploramos la química detrás de la vida, recordemos que somos más que la suma de nuestros componentes. La
fuerza que tenemos para construir, el tiempo que dedicamos a
quienes amamos y la capacidad de romper corazones son aspectos
que trascienden lo químico. En este viaje de descubrimiento, les
invito a ver la química no solo como una ciencia, sino como una
fuente de inspiración para entender la belleza de lo que significa ser humano.

364

QUÍMICA

Un lamentable hecho que desentrañó un misterio
El desastre de la talidomida
Imagina descubrir un medicamento que calma el sueño y las
náuseas, que parece sencillo y seguro, y que en poco tiempo se
convierte en una tragedia de alcance internacional. Esa es la historia de la talidomida: un fármaco lanzado en la década de 1950 que,
durante años, fue recetado como sedante y como solución contra
las náuseas del embarazo. Al principio, la noticia pareció buena:
mujeres que antes sufrían intensamente encontraron alivio. Pero
pronto se observó un patrón devastador: nacían bebés con malformaciones de las extremidades y otros problemas congénitos. Las
estimaciones sugieren que entre 10 000 y 20 000 niños en todo el
mundo pudieron verse afectados por estos daños, y la magnitud
humana del suceso impulsó cambios profundos en la ciencia y la
regulación sanitaria.
¿Por qué ocurrió algo así desde el punto de vista químico? Aquí
es donde entra una de las lecciones más fascinantes y a la vez inquietantes de la talidomida: la importancia de la estereoquímica
(existencia de moléculas con la misma fórmula molecular, pero con
una disposición diferente de los átomos en el espacio, isómeros).
Muchas moléculas –y la talidomida es un ejemplo clásico– existen
en dos formas especulares llamadas enantiómeros, como nuestras
manos izquierda y derecha. Aunque comparten la misma fórmula,
su “orientación” en el espacio difiere, y en biología eso puede cambiarlo todo. Durante años se dijo que un enantiómero (el llamado
R) aliviaba las náuseas, mientras que el otro (el S) causaba las malformaciones. Sin embargo, la realidad química resultó ser todavía
más compleja: en el cuerpo la talidomida puede racemizar, es decir, los enantiómeros pueden convertirse uno en el otro, de modo
que administrar solo uno no evitaba el riesgo. Además, las proteínas

365

QUÍMICA

y las enzimas del organismo son estructuras quirales –es decir, “prefieren” una mano sobre la otra– y por eso la interacción entre una
molécula y su diana biológica puede ser totalmente distinta según
su estereoquímica.
Con los avances de la biología molecular se ha profundizado
aún más en los mecanismos: la talidomida se une a una proteína
llamada cereblón, que forma parte de un sistema celular encargado de marcar otras proteínas para su degradación. Al alterar este
sistema en etapas críticas del desarrollo embrionario, la talidomida interfiere con procesos fundamentales, como la formación de
vasos sanguíneos y la regulación de genes esenciales para la formación de miembros y órganos. Es decir, una molécula pequeña
puede desencadenar una cascada de efectos que afectan al crecimiento y la estructura del embrión.
El desastre de la talidomida también dejó lecciones organizativas
y éticas. A comienzos de los años sesenta se produjeron reformas
regulatorias importantes en muchos países. En Estados Unidos, por
ejemplo, la Ley Kefauver-Harris de 1962 reforzó los requisitos de
eficacia y seguridad para los medicamentos y fortaleció los ensayos
clínicos controlados. Desde entonces la evaluación de fármacos se
ha vuelto más rigurosa: pruebas en modelos celulares y animales,
ensayos clínicos en fases, evaluación de riesgos, consentimiento
informado y sistemas de farmacovigilancia que detectan efectos
adversos una vez el fármaco está en el mercado. Hoy, para medicamentos con riesgos teratogénicos como la talidomida, existen
programas muy estrictos de control que incluyen pruebas de embarazo, medidas anticonceptivas y seguimientos continuos para
evitar exposiciones durante la gestación.
Curiosamente, la historia no terminó con la retirada masiva del
fármaco. Investigaciones posteriores demostraron que la talidomida tiene propiedades inmunomoduladoras y antiangiogénicas
que pueden ser útiles en enfermedades concretas. Bajo protocolos

366

QUÍMICA

médicos muy controlados, se utiliza hoy en el tratamiento de la lepra (especialmente para el eritema nodoso leprosum) y en algunos
tipos de cáncer, como el mieloma múltiple. Pero su uso actual ilustra otra enseñanza esencial: la ciencia puede reciclar y reinterpretar
conocimientos, aprovechando beneficios potenciales siempre que
se gestionen y minimicen los riesgos de forma ética y rigurosa.
Para terminar, no se trata solo de recordar una tragedia, sino
de comprender qué nos enseña. La talidomida nos muestra que
la química no actúa en un vacío: las moléculas interactúan con
sistemas biológicos complejos y la más mínima diferencia estructural puede tener consecuencias enormes. También nos recuerda la
responsabilidad colectiva: investigadores, médicos, reguladores y
la sociedad deben exigir y aplicar el rigor científico y la prudencia
ética. Si te interesa la ciencia —sea química, biología, farmacia o
cualquier otra disciplina— encontrarás en esta historia un llamado a combinar curiosidad con responsabilidad. Aprender a pensar
críticamente, a diseñar experimentos sólidos y a valorar el impacto humano de tus decisiones es tan importante como dominar
fórmulas y mecanismos. Las herramientas que hoy estudiáis en el
laboratorio pueden mejorar vidas, pero siempre requerirán del juicio y la ética de quienes las usan.

367

QUÍMICA

¿Recuerdas? Medioambiente, capa de ozono…
Clorofluorocarbonos (CFC): pequeñas moléculas, gran agujero
En la década de 1930, los clorofluorocarbonos (CFC) aparecieron
en escena como una solución innovadora para refrigerantes y aerosol. Estos compuestos se promocionaban como seguros, estables
y no inflamables, convirtiéndolos en el remedio ideal para diversas
aplicaciones industriales y domésticas. Sin embargo, esta aparente
perfección se desmoronó cuando se descubrió que su destino final
podría ser mucho más problemático de lo que se imaginaba.
Una vez que los CFC alcanzan la estratosfera, donde la contaminación es menos densa, la energía de la radiación ultravioleta (UV)
actúa de manera destructiva. Este tipo de radiación es capaz de
romper los enlaces C–Cl en las moléculas de CFC, liberando átomos
de cloro. Estos átomos son altamente reactivos y se convierten en
catalizadores en una cadena de reacciones que pueden destruir
miles de moléculas de ozono.
La disminución del ozono en la estratosfera se traduce en un
aumento de la radiación UV que llega a la superficie de la Tierra.
Este fenómeno tiene consecuencias devastadoras tanto para la salud humana, con un incremento en la tasa de cáncer de piel, como
para los ecosistemas, que dependen del equilibrio del ozono para
protegerse de la radiación dañina.
El descubrimiento del papel perjudicial de los CFC llevó a la
comunidad internacional al Protocolo de Montreal en 1987, un
acuerdo significativo para eliminar el uso de estas sustancias peligrosas. Este caso subraya una enseñanza valiosa desde el punto
de vista químico: la estabilidad de un compuesto en la troposfera
no garantiza que sea inocuo. La persistencia y el comportamiento
atmosférico de una molécula son factores cruciales para evaluar su
impacto ambiental.

368

QUÍMICA

Para aquellos que estudian química, esta experiencia es un recordatorio poderoso de que conocer las rutas de degradación y la
reactividad de los compuestos en diferentes entornos, así como sus
efectos a gran escala, es tan importante como la síntesis de nuevos compuestos. La responsabilidad moderna de un químico no se
limita a la creación de moléculas útiles; también incluye prever el
“viaje” de esos compuestos desde el laboratorio hasta el planeta. En un mundo que enfrenta desafíos ambientales cada vez más
complejos, esta consideración es esencial para guiar la investigación y desarrollo hacia un futuro más sostenible.

369

QUÍMICA

Haber‑Bosch: la molécula que alimentó al mundo
A comienzos del siglo xx, la pregunta no era sólo de laboratorio: era una cuestión de supervivencia. El planeta tenía más bocas
que antes y los suelos agrícolas no daban abasto. Durante siglos, los
agricultores habían recurrido a abonos naturales (estiércol, guano
de aves marinas, depósitos de nitrato en Chile) para aportar nitrógeno, un nutriente esencial para el crecimiento de las plantas. Pero
esas fuentes eran limitadas y, además, políticamente sensibles: en
tiempos de guerra el acceso a guano y salitre se podía cortar. ¿Había manera de tomar el nitrógeno inerte del aire –que constituye
casi cuatro quintas partes de nuestra atmósfera– y transformarlo en
algo útil para las plantas?
La solución vino en dos etapas y con dos protagonistas: Fritz
Haber, que en el laboratorio demostró en 1909 que era posible convertir N2 y H2 en NH3 bajo las condiciones adecuadas, y Carl Bosch,
que llevó ese descubrimiento al mundo real construyendo los enormes reactores industriales necesarios alrededor de 1913. El proceso
que desarrollaron se resume en la ecuación conocida por todos
los estudiantes:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Pero detrás de esa fórmula hay retos químicos y de ingeniería
considerables. La molécula de dinitrógeno (N2) posee un enlace
triple N ≡ N extraordinariamente fuerte –romperlo requiere gran
cantidad de energía– y además la reacción es reversible y exotérmica (libera energía). Dos ideas claves explican por qué la receta de
Haber‑Bosch funciona:
■ Equilibrio y temperatura: como la formación de amoníaco libera

energía, temperaturas bajas favorecen la formación de NH3 según
el principio de Le Châtelier. Sin embargo, a temperaturas demasiado bajas la reacción es muy lenta. La solución práctica fue

370

QUÍMICA

encontrar un compromiso: se opera a temperaturas moderadamente altas (alrededor de 400 ºC–500 ºC) para obtener una velocidad razonable, aceptando una conversión por paso moderada.
■ Presión y leyes de los gases: la reacción consume cuatro moles de

gas (N2 + 3H2) y produce dos moles (2NH3). Aumentar la presión desplaza el equilibrio hacia el lado con menos moles (es decir, hacia el
amoníaco). Por eso el proceso industrial utiliza presiones elevadas
(decenas o cientos de atmósferas; típicamente 150 atm–300 atm)
para favorecer la producción.
Aun así, las condiciones de temperatura y presión no bastan:
hacía falta un buen catalizador. En la superficie del catalizador de
hierro (mejorado con pequeñas cantidades de óxidos que actúan
como “promotores”) las moléculas de N2 se adsorben y el enlace
triple puede “romperse” mediante un proceso llamado disociación
adsortiva. Desde esa superficie los átomos de nitrógeno se van hidrogenando paso a paso hasta formar NH3, que se libera. En términos
sencillos: el catalizador ofrece un andamio donde la molécula de N2
se acomoda lo suficiente como para ceder sus átomos de nitrógeno y formar compuestos útiles, pero sin consumirse en la reacción.
Haber estableció el principio químico; Bosch resolvió el problema
de ingeniería: aleaciones de acero capaces de resistir alta presión
y temperatura, grandes compresores, diseño de lechos catalíticos,
recirculación del gas no convertido… todo eso convirtió la idea de
laboratorio en producción masiva.
Impacto social y global
El efecto fue enorme. El amoníaco sintetizado se transformó
en fertilizantes nitrogenados (urea, nitrato amónico, etc.) que incrementaron dramáticamente las cosechas. Se atribuye al proceso
Haber‑Bosch la capacidad de sostener a buena parte de la población humana del siglo xx y xxi: sin estos fertilizantes, habría sido

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QUÍMICA

imposible soportar el crecimiento demográfico tal y como ocurrió.
En cifras aproximadas, se estima que una proporción muy elevada
–cifras comunes rondan el 40 %–50 %– de la producción de alimentos moderna depende, directa o indirectamente, del nitrógeno
fijado industrialmente.
No obstante, como suele ocurrir con grandes innovaciones tecnológicas, hubo consecuencias no previstas y complejas. Entre ellas:
■ Efectos ambientales por exceso de nitrógeno: parte de los fer-

tilizantes aplicados no es asimilado por las plantas y se moviliza
por el suelo hacia ríos, lagos y costas, provocando eutrofización:
proliferación de algas que, al descomponerse, consumen dioxígeno y generan “zonas muertas” donde apenas sobrevive la vida
acuática (un ejemplo conocido es la gran zona hipóxica en el
Golfo de México).
■ Contaminación de aguas subterráneas: el nitrato (NO3−) es muy
soluble y puede llegar a acuíferos, con riesgos para la salud humana
(por ejemplo, la metahemoglobinemia infantil).
■ Gases de efecto invernadero y ozono: procesos microbianos del
suelo transforman nitrógeno reactivo en óxidos de nitrógeno y,
especialmente, en óxido nitroso (N2O), un gas de efecto invernadero muy potente y además destructor del ozono estratosférico
en determinadas reacciones. Además, la fabricación convencional de hidrógeno para el proceso (vía reformado de gas natural) libera CO2.
■ Dependencia energética: el proceso consume mucha energía; a

escala global, la producción de amoníaco representa una fracción
relevante del consumo energético mundial (orden de 1 %-2 %
según diversas estimaciones), ligada hoy en gran parte a combustibles fósiles.
Un punto moral e histórico que no puede obviarse es que el propio Fritz Haber protagonizó una figura compleja: además de sus

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QUÍMICA

aportes a la química, participó en el desarrollo de armas químicas
durante la Primera Guerra Mundial. Es un recordatorio de que el
conocimiento científico puede emplearse con fines muy distintos, y
que la responsabilidad ética del científico es un tema real.
La química ingeniosa que abrió preguntas nuevas
Lo admirable del logro Haber‑Bosch es que combinó comprensión molecular (cómo romper el enlace triple del nitrógeno),
termodinámica y cinética (equilibrio vs velocidad), y escala industrial
(materiales, alta presión, control de procesos). Fue un triunfo de la
química aplicada y la ingeniería: identificar el mecanismo catalítico
y luego diseñar equipos capaces de sostener millones de reacciones
por segundo, de forma continua, durante décadas.
Hoy ese desafío se ha transformado: ya no se trata sólo de producir grandes cantidades de amoníaco, sino de hacerlo de forma que
no comprometa el clima ni los ecosistemas. Por eso la investigación
actual trabaja en varias direcciones:
■ Hidrógeno “verde”: sustituir el dihidrógeno obtenido de gas natu-

ral por dihidrógeno producido mediante electrólisis del agua con
energías renovables. Si se alimenta un proceso Haber‑Bosch con
este dihidrógeno, la huella de carbono baja mucho.
■ Nuevos catalizadores y procesos a menor presión: investigar materiales más activos (por ejemplo, catalizadores basados en rutenio
o procesos electroquímicos) para reducir las temperaturas y presiones necesarias.
■ Síntesis directa por vía electroquímica o por plasma: métodos que
intentan fijar nitrógeno usando electricidad renovable sin pasar
necesariamente por H2 gaseoso; son prometedores, pero, aún no
competitivos a gran escala.
■ Manejo agronómico inteligente: mejorar la eficiencia del uso del

nitrógeno en el campo (fertilización de precisión, nitrificación

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QUÍMICA

inhibidores, recuperación de nitrógeno de aguas residuales) para
disminuir pérdidas al medio ambiente.
¿Qué podemos aprender como estudiantes y ciudadanos?
La historia del Haber‑Bosch es una lección en varias capas.
Muestra cómo una cuestión práctica –alimentar más bocas– puede impulsarnos a resolver problemas fundamentales en química.
Al mismo tiempo, enseña que las soluciones técnicas, por brillantes
que sean, pueden generar efectos en sistemas amplios y complejos
(ecosistemas, clima, salud pública) que hay que prever y gestionar.
La química no es sólo fórmulas: es una herramienta poderosa que
transforma el mundo. Esa potencia exige conocimiento, imaginación y también responsabilidad.
Si en el futuro os interesa la ciencia o simplemente queréis ser
ciudadanos informados, recordad dos ideas: primero, entender la
naturaleza molecular de los problemas ayuda a proponer soluciones; segundo, pensar en el ciclo completo –cómo se produce y usa
una sustancia y qué hace al final de su vida– es imprescindible. El
reto contemporáneo es tomar el ingenio de Haber y Bosch y reconvertirlo hacia la sostenibilidad: producir nitrógeno útil para nuestras
cosechas sin empobrecer los recursos naturales ni el clima que todos compartimos.

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QUÍMICA

Fuegos artificiales: color, energía y claves espectrales
Imagina la noche en que el cielo explota en colores: rojos profundos, verdes vivos, azules eléctricos, destellos blancos como estrellas.
Detrás de ese espectáculo hay mucha más química de la que parece:
cada tono, cada chispa y cada duración son el resultado de decisiones químicas y de ingeniería diseñadas para manipular átomos,
moléculas y energía. Aquí explicamos por qué se producen esos colores desde un punto de vista químico —con ejemplos y conceptos
que conectan con lo que estudiaste— y qué factores controlan la
pureza y el brillo de cada matiz.
1. ¿De dónde sale el color? — Emisión atómica y molecular
Los colores de los fuegos artificiales suelen deberse, fundamentalmente, a átomos de metales que han sido calentados hasta
vaporizarse y excitarse. Cuando un átomo absorbe energía, uno
de sus electrones salta a un nivel energético superior. Al volver
al nivel original (estado fundamental) emite esa energía en forma de fotón: luz. Cada elemento tiene un conjunto característico
de niveles electrónicos, por eso emite colores “propios” y actúa
como una firma: la espectroscopía de emisión.
■ Ejemplos conocidos: el sodio da un amarillo intenso y muy carac-

terístico (las famosas líneas D del sodio); el estroncio produce
rojos; el bario, verdes; el cobre, azules/turquesas y el calcio,
tonos anaranjados.
■ No solo átomos: radicales y moléculas que aparecen en las llamas (como CH*, CN*, C2*) también emiten bandas coloreadas y
contribuyen a la “textura” espectral de la combustión.
2. Vaporizar al metal: por qué se usan sales y haluros
Para que un metal emita luz atómica eficazmente debe estar en
fase gaseosa o formar especies volátiles. La mayoría de los metales puros son poco volátiles; por eso en pirotecnia se emplean

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QUÍMICA

sales (cloruros, nitratos, carbonatos, etc.) y, especialmente,
haluros (por ejemplo, SrCl2, BaCl2). Los haluros suelen formar
compuestos volátiles que liberan átomos o moléculas emisoras
en la parte caliente de la llama, lo que potencia un color más
puro y brillante.
3. Temperatura de la llama y equilibrio entre espectros
La temperatura de la combustión es decisiva:
■ Aumenta la volatilización y la excitación de átomos (más átomos

en estado excitado → más emisión atómica).
■ Pero si la temperatura es demasiado alta puede ionizar los átomos o descomponer demasiado las especies que favorecen un
color limpio; además, el continuo térmico (una emisión de tipo
cuerpo negro), generado por partículas incandescentes, puede
“blanquear” o enmascarar colores atómicos finos.
■ Por el contrario, temperaturas más bajas favorecen las emisiones
moleculares (bandas) y la formación de partículas sólidas incandescentes que producen los característicos amarillos y naranjas
de las chispas.
4. Oxidantes, combustibles y donantes de cloro: la receta química
Un montaje pirotécnico contiene: oxidante (suministra oxígeno), combustible (genera calor y gases), agente colorante (sales
metálicas) y a menudo un “donante de cloro” (compuestos que
facilitan la formación de haluros volátiles). Oxidantes comunes son el nitrato de potasio (KNO3), el perclorato de potasio
(KClO4) o el clorato (aunque los cloratos pueden ser peligrosos
y hoy se evitan). El combustible puede ser carbón, azufre, o metales en polvo (aluminio, magnesio) que aumentan el brillo o
producen chispas.
El donante de cloro (o directamente el uso de sales halogenadas)
es clave para colores puros: sin cloro, muchos metales forman

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óxidos poco volátiles que no emiten eficazmente; con cloro se
forman haluros volátiles que llegan al “plato” caliente donde
emiten su luz característica.
5. Chispas y “efectos metálicos”
No todo color surge de emisiones atómicas. Las chispas doradas o
plateadas se deben a partículas metálicas incandescentes (hierro,
aluminio, titanio). El tamaño de las partículas controla la duración y el color: partículas grandes brillan más tiempo y se ven
anaranjadas; partículas muy finas producen destellos blancos intensos porque alcanzan temperaturas elevadas rápidamente.
6. Pureza del color y contaminantes
Un problema práctico: pequeñas impurezas, sobre todo sodio,
pueden dominar el color porque las líneas del sodio son extremadamente intensas y saturan la visión. Para demostrar esto en
el laboratorio basta con colocar una lámina de vidrio de cobalto
(filtro azul) frente a una llama con sodio: el amarillo se atenúa
y otros colores aparecen más puros. Por eso en pirotecnia profesional se cuida mucho la calidad de las materias primas y se
añaden inhibidores para evitar que impurezas enmascaren los
tonos deseados.
7. Seguridad, impacto y alternativas
Desde el punto de vista químico y ambiental, la pirotecnia plantea retos: uso de percloratos, liberación de metales pesados
(bario, cobre, estroncio en ciertas formas no ideales) y partículas que contaminan el aire y el agua. Por eso hay investigación
hacia formulaciones más limpias (reductores de percloratos,
sustitución de componentes tóxicos), así como alternativas tecnológicas como espectáculos con drones LED que reproducen
colores sin combustión.

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QUÍMICA

8. De la llama al laboratorio: espectroscopía como puerta de entrada
Los fuegos artificiales son una invitación perfecta a la espectroscopía práctica. Un experimento escolar sencillo es la “prueba de
llama”: depositar una pequeña cantidad de una sal metálica en
la llama de un mechero y observar el color, o mejor aún, mirar el
espectro con un espectroscopio didáctico. Verás líneas discretas
(huellas atómicas) o bandas (moleculares): entenderás que cada
elemento “tiene su color” por razones cuánticas, y que la química aplicada puede convertir esas líneas en arte visual.
Conclusión
Los fuegos artificiales combinan termodinámica, cinética, química de materiales y espectroscopía en un mismo espectáculo.
Aprender por qué un metal colorea una llama es, al fin y al cabo,
aprender cómo la energía excita la materia y cómo esa energía puede ser transformada en información visual. Ese conocimiento no
solo alimenta la curiosidad: es la base para diseñar colores más puros, efectos más seguros y, cada vez más, soluciones que tengan en
cuenta la protección del medio ambiente.

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QUÍMICA

La Ley periódica: ¿una utopía?
Uno de los rasgos más admirables —y hoy casi poéticos— del
trabajo de Dimitri Mendeleiev fue su valentía para admitir la ignorancia. Cuando, al ordenar los elementos conocidos por sus
propiedades, advertía que faltaba un eslabón, no lo tapaba con
trucos: dejaba un hueco en la tabla. Aquel gesto sencillo —dibujar
un espacio en blanco donde la intuición decía que debía estar algo
todavía desconocido— fue la semilla de algunas de las predicciones
científicas más espectacularmente acertadas del siglo xix.
Cuando Mendeleiev se detuvo ante el lugar situado justo debajo
del silicio, lo llamó ekasilicio —“eka” viene del sánscrito y significa
“uno”, la forma elegante en la que él señalaba «el elemento que
está una posición más abajo». Usó el silicio y el estaño, dos vecinos
con quimismos muy diferentes (el primero más tipo no metal, el
segundo con comportamiento metálico) como referencia para dibujar las fronteras de lo posible: ¿qué masa atómica tendría?, ¿cuál
sería su densidad aproximada?, ¿qué óxidos formaría?, ¿cuántos
enlaces tendería a hacer? y ¿cómo reaccionaría con el oxígeno o
con los ácidos? No eran simples conjeturas: Mendeleiev combinaba
observación, patrones y una intuición matemática que, a ojos de
entonces, parecía casi alquimia racional.
La pregunta “¿dónde está el ekasilicio?” quedó rondando en laboratorios y gabinetes químicos. La respuesta llegó tiempo después
y con su propia anécdota: en 1886, Clemens Winkler, químico alemán, examinando un mineral procedente de una mina en Freiberg,
encontró un conjunto de propiedades que no encajaban con ningún elemento conocido. Tras separar meticulosamente impurezas
y analizar los productos, aisló un nuevo elemento: lo llamó germanio por su país de origen. Fue la confirmación experimental de una
predicción teórica hecha diecisiete años antes. En otras palabras,

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QUÍMICA

Mendeleiev había escrito en su tabla el contorno de una figura que
otros, con paciencia experimental, colorearon años más tarde.
¿Por qué costó tanto encontrarlo? Desde el punto de vista práctico
y geológico hay varias razones. El elemento resultó ser relativamente escaso en la corteza terrestre y no aparece en pepitas puras: está
“escondido” en minerales, mezclado con otros metales y distribuido en cantidades diminutas. Además, sus propiedades químicas lo
hacen similar a otros elementos del mismo grupo —la columna que
comparte con el carbono, el silicio y el estaño— lo que complica su
separación química con los métodos de la época. En suma, para los
químicos del siglo xix era como buscar una aguja escasa en montañas de paja parecida.
Desde la química molecular hay una lección preciosa detrás de
este episodio. Los elementos de una misma columna de la tabla periódica comparten el mismo número de electrones de valencia: en el
caso del grupo 14 (VIA) (carbono, silicio, germanio, estaño, plomo)
son cuatro. Esos cuatro electrones dictan las tendencias de valencia
(la capacidad de formar hasta cuatro enlaces), los tipos de enlaces
que predominan (covalentes o metálicos) y, con ello, las propiedades
macroscópicas: dureza, conductividad eléctrica, comportamiento
frente al oxígeno y más. Pero hay matices. A medida que bajamos en
la columna, los átomos se vuelven más grandes, los electrones de la
capa externa están menos fuertemente ligados al núcleo por efecto
de apantallamiento y cambian las energías relativas de los orbitales:
el resultado es que el comportamiento químico va transformándose
gradualmente, en una escala continua que Mendeleiev supo leer.
El germanio, por ejemplo, se ubica entre el silicio y el estaño:
comparte con el silicio la tendencia a formar redes covalentes y, con
el estaño, ciertas características metálicas. A nivel molecular esto se
traduce en que el germanio puede comportarse como semiconductor: sus electrones ocupan bandas de energía con una separación

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QUÍMICA

(band gap) que le permite conducir electricidad cuando se dopan
con pequeñas cantidades de impurezas o cuando se calienta. Esa
propiedad lo convirtió, a principios del siglo xx, en protagonista de
la primera generación de transistores y radios, hasta que el silicio,
por su abundancia y porque forma una capa de óxido estable y útil
(SiO2), terminó desplazándolo en la industria electrónica. Es una curiosa historia de cómo una propiedad electrónica a escala atómica
se traduce en revolución tecnológica.
También hay una moraleja metodológica que merece subrayarse: la tabla de Mendeleiev no solo ordenó lo que se sabía, sino
que dejó huecos para lo que debía ser descubierto. Predijo, además, que algunos de esos huecos corresponderían a elementos con
propiedades intermedias, no idénticas a las de sus vecinos y que
su existencia podría explicar anomalías en patrones observados.
Cuando los químicos buscamos patrones —en reactividad, en masas
atómicas, en energías de enlace— estamos practicando la misma
habilidad que llevó a Mendeleiev a dibujar aquellas casillas vacías:
mirar lo que es repetitivo y atreverse a imaginar lo que todavía no
aparece en la mesa.
Para un estudiante de bachillerato hay dos enseñanzas prácticas
y una invitación. La primera: la ciencia no es solo acumulación de
datos; es también la capacidad de ver orden en esa acumulación y
usar ese orden para predecir. La segunda: la teoría y la experimentación son socios inseparables; a veces la teoría guía la búsqueda
experimental y otras veces la observación sorprende a la teoría y la
obliga a mejorar. La invitación, finalmente, es a cultivar la paciencia
y la curiosidad, detrás de un hueco en una tabla puede haber una
historia de décadas, de días laboriosos en el laboratorio y de un descubrimiento que cambia tecnologías y comprensiones. Mendeleiev
dejó espacios; su legado nos enseña a no temer a los vacíos, sino a
verlos como oportunidades para pensar y buscar.

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QUÍMICA

¡Las estrellas nos hablan en código químico!
¿Qué es esa misteriosa «huella dactilar química» en la luz
de las estrellas?
Imagina que cada estrella en el vasto universo es como un gigantesco laboratorio cósmico y la luz que emite es su mensaje cifrado.
Pues bien, los astrónomos y químicos descubrieron hace tiempo que
en esa luz hay una especie de “huella dactilar química”. Piensa en
ella como un código secreto que cada elemento químico escribe en
el lenguaje de la luz. ¡Y este código es vital para que los astrónomos
puedan descifrar los misterios del cosmos!
La magia de desbloquear el código: Bunsen y Kirchhoff
A mediados del siglo xix, dos mentes brillantes, Robert Bunsen
y Gustav Kirchhoff, se propusieron entender este código. Bunsen,
conocido por su famoso quemador, tenía un talento especial para
trabajar con llamas y la química de los elementos. Kirchhoff, por
su parte, era un físico con una mente analítica brillante. Juntos,
realizaron un experimento que cambiaría para siempre nuestra
comprensión del universo.
Bunsen descubrió que, al calentar diferentes elementos en una
llama, cada uno producía un color único y característico, como si
cada elemento tuviera su propio “show de fuegos artificiales” en el
espectro de la luz. Lo más asombroso fue cuando Kirchhoff se dio
cuenta de que este “show de luces” no era solo de emisión, sino que
también de absorción.
El experimento revelador con sodio y luz solar
Kirchhoff tomó una llama con sodio, que emitía esa característica
luz amarilla intensa. Luego, hizo algo realmente ingenioso: colocó
esa llama con sodio en el camino de un rayo de luz solar que pasaba
por un prisma (que descompone la luz en sus colores constituyentes,
creando un espectro).

382

QUÍMICA

¿Qué observó? ¡Algo asombroso! En el espectro de la luz solar,
donde antes había un brillo amarillo continuo, ahora aparecieron
dos líneas oscuras, finas y perfectamente definidas, justo en la posición exacta donde la llama de sodio emitía su luz amarilla (como si
fueran marcas negras en un arcoíris).
¿Qué significaba esto?
Parecía que el gas de sodio, al estar en la llama, estaba absorbiendo energía de la luz solar de manera muy específica. Absorbió
la luz solar, precisamente en las mismas “frecuencias” (o colores)
que él mismo era capaz de emitir. Era como si el sodio dijera: “¡Esta
luz es mía, la devuelvo a mi estado original!”.
Este descubrimiento fue revolucionario
■ Para la Química: demostró que cada elemento tiene una firma

espectral única, tanto de emisión como de absorción, como una
huella dactilar atómica. ¡Esto permitió identificar la composición
química de sustancias desconocidas con una precisión asombrosa!
Bunsen, usando este conocimiento, descubrió nuevos elementos
como el cesio y el rubidio.
■ Para la Física: ayudó a entender la naturaleza de la luz y la materia
a nivel atómico, sentando las bases para la mecánica cuántica.
■ Para la Astronomía: ¡abrió las puertas a leer la composición quí-

mica de estrellas y galaxias lejanas sin tener que ir hasta ellas! Al
analizar la luz que llega de estrellas a millones de años luz, los
astrónomos pueden saber de qué elementos están hechas, su temperatura e incluso su movimiento.
Anécdota curiosa: imagina a Kirchhoff, un poco desconcertado
al principio, pensó que tal vez el gas de sodio estaba absorbiendo
más energía de la que podía emitir. ¡Y tenía razón! Era la prueba
irrefutable de que los átomos solo pueden absorber y emitir luz en
cantidades discretas de energía, como si fueran peldaños específicos
en una escalera, nunca entre peldaños.

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QUÍMICA

Reflexión para ti, estudiante
Este experimento de Bunsen y Kirchhoff nos enseña algo muy poderoso: que incluso las cosas que parecen invisibles o lejanas como la
luz de una estrella o el interior de un átomo, guardan información
detallada si sabemos cómo “leerla”. La curiosidad, la observación
meticulosa y la conexión entre diferentes campos del saber (la química de las llamas de Bunsen y la física de los espectros de Kirchhoff)
nos permiten descifrar secretos asombrosos del universo. Así que,
la próxima vez que veas a las estrellas piensa en todos los secretos
acerca de los elementos químicos que nos pueden develar.

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QUÍMICA

Calorías: ¡la chispa química que nos mueve!
¿Lo que comes, te da realmente esas “calorías” de las
que todos hablan?
Seguro que has escuchado sobre calorías: que si “son muchas”,
que si “hay que quemarlas”, que si son la “medida de la energía” de
la comida. Pero, ¿alguna vez te has preguntado qué es una caloría
realmente? ¡No es algo que puedas ver o tocar directamente en tu
plato! Es una unidad de medida, como los metros o los segundos,
pero para la energía térmica.
Piensa en esto: una caloría (cal) es la cantidad de calor que se necesita para calentar una pequeña cantidad de agua (exactamente
1 gramo) en tan solo 1 grado Celsius. Es una unidad tan pequeña que, en el mundo de la comida, usamos una unidad mucho
más grande: la kilocaloría (kcal), que es como decir “mil calorías”.
Por eso, cuando ves que una manzana tiene unas 80 calorías, en
realidad son 80 kilocalorías, ¡la cantidad de calor necesaria para
calentar 80 000 gramos de agua un grado Celsius!
La química oculta en cada bocado: energía almacenada
Las calorías en los alimentos son, en esencia, energía química
almacenada. Los alimentos están compuestos por moléculas como
carbohidratos, grasas y proteínas. Estas moléculas son como pequeñas “baterías” químicas, con enlaces que guardan una enorme
cantidad de energía.
Cuando comes, tu cuerpo actúa como un fantástico motor químico. A través de procesos complejos como la respiración celular
(un tipo de combustión controlada a nivel molecular), tu cuerpo
rompe esos enlaces en las moléculas de los alimentos. Al romperse
esos enlaces, la energía química almacenada se libera en forma de
calor y se transforma en la energía que necesitas para todo: pensar,
moverte, crecer, ¡incluso para latir el corazón!

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QUÍMICA

Una anécdota química: el poder de un azúcar
Imagina la glucosa, el azúcar más simple y fundamental para
tu cuerpo. La glucosa es un carbohidrato con la fórmula C6H12 O6.
Cuando tu cuerpo la “quema” (oxida) en un proceso controlado, los
enlaces C – H, C – C y C – O se rompen y se reorganizan para formar
dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Cada gramo de glucosa (o
de un carbohidrato similar) libera aproximadamente 4 kilocalorías
de energía. Esa energía liberada es la que tus células usan para realizar sus funciones. Es como si cada molécula de glucosa fuera un
pequeño motor que, al “quemarse”, te diera el combustible para
seguir adelante.
Te invitamos a que busques la “Tabla de entalpía de combustión de alimentos”, en el libro Fisicoquímica, de R. A. Aristegui,
publicado por la Editorial Santillana, en 2001 y que puedes encontrar en Google.
En esta tabla encuentras una maravilla de la química. Es como un
encontrar una lista de “combustibles para tu cuerpo, pero en lugar
de gasolina, tienes carbohidratos, grasas y proteínas. La entalpía de
combustión es la cantidad de calor liberado cuando una sustancia
se quema completamente en presencia de oxígeno. Los químicos
miden esta energía liberada (generalmente en kJ/mol o kcal/g) para
cada tipo de nutriente.
Piensa en la tabla como un “menú energético” que te dice cuántas kilocalorías (y, por ende, cuánta energía térmica) tu cuerpo
puede extraer de 100 gramos de ese alimento. Por ejemplo, la tabla te dirá que:
■ Los carbohidratos (como la glucosa) y las proteínas aportan apro-

ximadamente 4 kcal/g.
■ Las grasas, que son moléculas más densas en energía química y

tienen más enlaces C-H y C-C, aportan unas 9 kcal/g. ¡Por eso son
una fuente de energía más concentrada!

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QUÍMICA

Esta información no es solo para dietistas; es fundamental para
entender la termodinámica de la nutrición, cómo la energía química
se transforma en energía útil para tu cuerpo y cómo el exceso o la
deficiencia de esta energía impacta en tu salud.
Reflexión para ti, estudiante
Cada vez que comes, estás interactuando con un mundo fascinante
de química a nivel molecular. Los alimentos no son solo “sustancia”,
son verdaderas fábricas de energía química que tu cuerpo, a través
de reacciones controladas, transforma para que puedas aprender,
correr, pensar y soñar. Entender las calorías es entender la química
de tu propio cuerpo, el motor más increíble que haya existido.

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QUÍMICA

El frasco naranja: ¡un guardián químico para tus medicinas!
¿Alguna vez te has preguntado por qué tantos frascos de medicamentos tienen un color naranja o ámbar, casi como si fueran
botellas de cerveza o algún refresco especial? No es solo por estética, ¡es un secreto químico que protege tu salud! Estos frascos opacos
son en realidad pequeños escudos diseñados para una misión muy
importante: mantener intacta la potencia de tus medicinas.
El enemigo invisible: la luz ultravioleta (UV)
Resulta que existe una radiación invisible que emana del Sol,
llamada luz ultravioleta (UV). Aunque no podamos verla, esta radiación es como un guerrero invisible con una energía considerable.
Para muchos compuestos químicos, especialmente aquellos que
componen los medicamentos, la leche o incluso la cerveza, la exposición prolongada a la luz UV puede ser devastadora.
A nivel molecular, la luz UV tiene suficiente energía para excitar
los electrones de las moléculas. Piensa en los electrones como si fueran pequeñas cargas eléctricas que orbitan alrededor de los átomos.
Cuando la luz UV los golpea, les da un “empujón” de energía. Si
este empujón es muy fuerte, los electrones pueden saltar a niveles
de energía más altos, o peor aún, los enlaces químicos que mantienen unidas a las moléculas pueden romperse.
Cuando esto sucede en un medicamento, se desencadenan reacciones fotoquímicas. Estas reacciones pueden alterar la estructura
de las moléculas del medicamento, descomponerlas en compuestos diferentes y, lo más importante, reducir su efectividad o incluso
volverlas inútiles. Imagina que la pastilla pierde su “fuerza” poco a
poco cada vez que le da el sol.
Un viaje a través de la Historia: de vidrio transparente a
ámbar protector
Hace mucho tiempo, cuando el plástico aún no era el material omnipresente que es hoy, la industria farmacéutica utilizaba,

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QUÍMICA

principalmente, frascos de vidrio transparente para sus medicamentos. Pero se dieron cuenta de un gran problema: los medicamentos,
con el tiempo, perdían su potencia. ¿La causa? Justamente esa exposición a la luz, que desencadenaba las reacciones fotoquímicas.
Ante este desafío, buscaron soluciones. Al principio, probaron
con vidrio y cerámica de colores opacos, como el azul, el rojo y el
verde muy oscuros, casi negros. Estos colores sí bloqueaban una parte de la luz, pero no eran la solución perfecta.
Fue entonces cuando descubrieron el poder del color ámbar. Los
frascos de vidrio ámbar resultaron ser ideales para filtrar la dañina
luz UV, protegiendo mejor los medicamentos. Además, su producción era menos costosa.
Hoy en día, el color ámbar, o más comúnmente el naranja, se ha
convertido casi en un símbolo de los medicamentos. Se ha mantenido vigente no solo por su efectividad en proteger los compuestos
químicos sensibles, sino también por esa asociación simbólica que
nos ayuda a reconocer instantáneamente la función del envase.
Más allá del Sol: otros enemigos invisibles (y visibles)
Pero, la luz no es el único factor que puede afectar tus medicinas.
El calor también es un enemigo potente. Ciertos medicamentos,
como el lorazepam o el diazepam, pueden ver reducida su potencia
significativamente si se exponen a temperaturas elevadas. ¡Incluso
algunos inhaladores, que no suelen venir en frascos naranjas, pueden ser peligrosos si se exponen a calor intenso, llegando a explotar!
Incluso los envases “especiales”, como los blísteres o los de aluminio, aunque parezcan protectores, no siempre son perfectos contra
el calor o la humedad. Por eso, una regla de oro: ¡nunca saques
tus medicamentos de su envase original! El envase está diseñado
específicamente para proteger la composición química sensible de
la medicina del aire, la humedad, la luz y el calor, manteniéndola
estable y efectiva.

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QUÍMICA

Una lección de Química en el día a día: la luz y el cambio
Esta sensibilidad de las medicinas a factores externos no es tan
extraña. ¡Piensa en tus propias fotografías! Una foto expuesta a
la luz, con el tiempo, empieza a cambiar de color. Las fotos antiguas, que a menudo se guardaban en álbumes con páginas oscuras
(para protegerlas de la luz), solían perder los tonos verdes y azules,
volviéndose rojizas. La luz acelera la degradación química del material fotográfico.
Incluso nuestra propia piel reacciona a la luz solar, volviéndose
más oscura por la producción de melanina. La luz es un agente de
cambio poderoso que acelera o inicia muchas reacciones químicas.
Reflexión para ti, estudiante
La próxima vez que tengas una medicina en tus manos, tómate
un segundo para apreciar el frasco naranja. No es solo un envase,
es un guardián químico diseñado con ciencia. Entender por qué las
cosas se degradan y cómo podemos protegerlas nos da una perspectiva fascinante de cómo funciona el mundo a nivel molecular. Desde
la luz solar hasta el calor, estos factores afectan la composición química de todo lo que nos rodea, y la química nos da las herramientas
para comprender y controlar estos cambios, ¡asegurando que las
medicinas lleguen a nosotros en perfectas condiciones para cuidar
de nuestra salud! La química está protegiendo tu bienestar, ¡incluso
desde el estante de tu botiquín!

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QUÍMICA

Tu jarabe: ¡un cóctel químico diseñado para curarte!
¿Alguna vez te has preguntado por qué esos jarabes medicinales
son tan espesos, dulces y, a veces, vienen en polvo para mezclar?
Detrás de cada cucharada de jarabe se esconde un mundo fascinante de química, diseñado para que la medicina funcione mejor y
sepa un poco más agradable. ¡Es como tener un pequeño laboratorio en tu botella!
Ingrediente secreto: el azúcar y su doble vida química
El protagonista principal de muchos jarabes es el azúcar. ¡Pero no
pienses solo en el azúcar que le pones al café! En química, el azúcar
es un tipo de carbohidrato y en los jarabes medicinales, juega varios
roles esenciales, como si fuera un químico multiusos:
■ El dulce sabor: su función más obvia es ser un edulcorante. Agrega

un sabor dulce que hace que tomar el medicamento sea mucho
más tolerable, especialmente para los niños, que, a menudo, son
los que más lo necesitan. A nivel molecular, el azúcar (como la
sacarosa o la glucosa) tiene una estructura con muchos grupos
hidroxilo (– OH) que interactúan con los receptores de sabor de
nuestra lengua, enviando esa señal de “dulce” a nuestro cerebro.
■ El poder de la viscosidad: ¿has notado lo espesos que son algunos
jarabes? El azúcar, al disolverse en agua, forma una solución viscosa.
Esto ocurre porque las moléculas de azúcar, al ser grandes y tener
muchos grupos hidroxilo, pueden formar puentes de hidrógeno
con las moléculas de agua y entre sí. Imagina que las moléculas de
azúcar se “enganchan” unas a otras y al agua, creando una red más
densa y lenta. Esta alta viscosidad tiene beneficios clave.
■ Retarda la sedimentación: ayuda a mantener los ingredientes medicinales (que a veces son partículas sólidas suspendidas) distribuidos uniformemente en el líquido, evitando que se

391

QUÍMICA

asienten rápidamente en el fondo. ¡Así, cada dosis tiene la cantidad correcta de medicina!
■ Mejora la estabilidad: La alta concentración de azúcar puede
actuar como un agente estabilizador, protegiendo las moléculas
del principio activo de la degradación. A veces, el azúcar ayuda a
“proteger” a las moléculas de la medicina del agua y de la oxidación, como un pequeño escudo.
■ Un conservante discreto: además, una alta concentración de

azúcar puede actuar como un conservante. Las bacterias y otros
microorganismos necesitan agua para vivir y reproducirse. En una
solución tan concentrada de azúcar, hay muy poca agua “libre”
disponible para estos microbios, lo que dificulta su crecimiento y
ayuda a preservar el jarabe por más tiempo. ¡Es como un desierto
químico para las bacterias!
Suspensiones y el arte de mezclar: ¡a batir antes de usar!
Muchos jarabes medicinales son, en realidad, suspensiones. Esto
significa que el principio activo (la medicina) no está completamente disuelto en el líquido espeso, sino que son partículas sólidas muy
finas suspendidas en él. Piensa en un jugo de naranja con pulpa,
¡pero con medicina!
Por eso, es importante agitar el frasco antes de cada dosis. Al
agitar, mueves esas partículas de medicina que podrían haberse
asentado, distribuyéndolas uniformemente por todo el jarabe. Si
no agitas, podrías tomar una dosis demasiado concentrada o, peor
aún, casi nada de medicina.
Anécdota química: la penicilina en polvo, ¡una estrategia
de estabilidad!
¿Sabías que uno de los antibióticos más famosos, la penicilina, se
solía vender en polvo y se mezclaba con agua justo antes de usar?
¡Esto tiene una explicación química muy inteligente!

392

QUÍMICA

La penicilina, una vez disuelta en agua, comienza a descomponerse con el tiempo. Las moléculas del antibiótico son sensibles al
agua, que puede interactuar con ciertos enlaces químicos de la penicilina y romperlos, volviéndola inactiva. Al mantenerla en forma
de polvo, se reduce la cantidad de agua con la que está en contacto,
lo que prolonga enormemente su tiempo de vida activa y su potencia. Cuando la disuelves, le das a la penicilina el “entorno” necesario
para actuar, pero, a costa de un tiempo de vida más limitado. Es un
balance entre disponibilidad inmediata y potencia a largo plazo.
Reflexión para ti, estudiante
La próxima vez que tomes un jarabe, detente un momento a pensar en la química que hay detrás. Ese sabor dulce, esa textura espesa,
incluso la necesidad de agitarlo, son todas ingeniosas soluciones
químicas para hacer que la medicina sea efectiva, segura y tolerable. El azúcar no es solo un ingrediente para hacer las cosas ricas; es
un pilar fundamental en la formulación farmacéutica, un verdadero
químico multifacético. Y la penicilina en polvo es un recordatorio
de cómo los científicos manipulan la materia a nivel molecular para
optimizar la vida útil y la eficacia de los medicamentos. La química
está trabajando para tu salud en cada gota y en cada palabra de la
etiqueta de tu medicina. ¡Es ciencia en acción para cuidarte!

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QUÍMICA

¡El color del delito! Cómo un cambio químico detecta
al conductor ebrio
¿Alguna vez te has preguntado cómo la policía sabe si alguien ha
bebido demasiado para conducir? No, no es magia ni adivinanza.
Es pura química, y la herramienta se llama alcoholímetro. Y lo más
sorprendente es que esta prueba se basa en algo tan común como
tu propio aliento ¡y en un cambio de color muy revelador!
El aliento habla un lenguaje químico secreto
El alcohol que consumimos, principalmente el etanol, entra en
nuestro torrente sanguíneo. Pero no se queda solo allí. Una pequeña parte de este alcohol viaja hasta nuestros pulmones y se mezcla
con el aire que exhalamos. ¡Sí, tu aliento puede ser un pequeño
laboratorio de química en movimiento! Los científicos han descubierto que la cantidad de alcohol en tu aliento está directamente
relacionada con la cantidad de alcohol en tu sangre. Es como si tu
aliento fuera un espejo que refleja el nivel de alcohol en tu cuerpo.
El “químico” del alcoholímetro: un cambio de color explosivo
Cuando un conductor es sometido a la prueba del alcoholímetro,
el aire exhalado pasa a través de un dispositivo que contiene una
sustancia química especial: una disolución ácida de dicromato de
potasio. Esta sustancia, con ese nombre tan imponente, tiene un
color característico, entre amarillo y naranja intenso.
Ahora, aquí viene la parte interesante. Cuando el etanol de tu
aliento entra en contacto con esta disolución, ocurre una reacción
química dramática, una verdadera transformación de colores:
1. El alcohol se transforma: el etanol (CH3CH2OH), el tipo de alcohol que bebemos, actúa como un agente reductor en esta
reacción. Piensa en él como un dador de electrones. En presencia

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QUÍMICA

del dicromato y el ácido, el etanol se oxida, es decir, pierde electrones y se transforma en ácido acético (CH3COOH), que es el
componente principal del vinagre. ¡Sí, tu aliento, al reaccionar
con el dicromato, puede generar vinagre!
2. El dúo dinámico: cromo (VI) y cromo (III), el verdadero “mago” del
color es el cromo. En la disolución inicial, el cromo está en un estado de oxidación llamado cromo (VI), presente en el ion dicromato
(Cr2O72-). Este ion tiene ese llamativo color naranja-amarillo.Cuando el etanol se oxida (pierde electrones), el ion dicromato se reduce
(gana electrones). Al ganar electrones, el cromo cambia su estado
de oxidación a cromo (III), formando el ion cromo (III) (Cr3+).
3. ¡El gran cambio de color! Y aquí está el espectáculo: el ion cromo
(III) tiene un color verde intenso. Por lo tanto, a medida que el
etanol en tu aliento reacciona con el dicromato, ¡la disolución
pasa del naranja-amarillo al verde!
La Química en el medidor
El alcoholímetro moderno no solo se basa en el cambio de color,
sino que tiene sensores que miden la intensidad de este cambio. Cuanto más alcohol haya en tu aliento, más dicromato reaccionará, más
ion cromo (III) se formará y más verde se volverá la disolución (o más
intenso será el cambio medido electrónicamente). El instrumento está
calibrado para correlacionar la intensidad del cambio de color con la
concentración de alcohol en tu sangre. ¡Es como tener un laboratorio
miniaturizado que te dice exactamente cuánto alcohol has consumido!
Anécdota histórica: un descubrimiento accidental de la Química
forense
Este principio de oxidación del etanol por el dicromato, que es la
base de los alcoholímetros más antiguos y aún de algunos modelos

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QUÍMICA

modernos, tiene sus raíces en el siglo xix con los trabajos de químicos
como Otto von Fürth. Aunque Von Fürth no estaba pensando en
conducir ebrio, investigaba las reacciones de oxidación del alcohol
en el cuerpo. La idea de usar esta reacción en un dispositivo portátil para pruebas de alcoholemia se desarrolló posteriormente, ¡un
gran avance para la seguridad vial!
Reflexión para ti, estudiante
La próxima vez que veas un alcoholímetro, recuerda que estás
viendo un ejemplo fascinante de cómo la química puede ser una herramienta poderosa para la sociedad. Una reacción química simple,
un cambio de color que todos podemos observar, se ha convertido
en un método crucial para la seguridad pública. Nos muestra que,
incluso los procesos que ocurren a nivel atómico y molecular, como
la transferencia de electrones y el cambio de estado de oxidación de
un metal, pueden tener un impacto directo y significativo en nuestras vidas. La química no solo explica cómo funcionan las cosas, sino
que también nos da herramientas para tomar decisiones más seguras y justas. ¡Así que recuerda, la próxima vez que soples en uno de
esos dispositivos, estás participando en un experimento químico con
consecuencias muy reales!

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QUÍMICA

El color que salva vidas: ¡el mágico cambio de color
que detecta el azúcar!
¿Alguna vez te has preguntado cómo los científicos y hoy en día
las personas con diabetes, saben si hay azúcar en la orina? No es adivinación, ¡es un truco de química ingenioso que utiliza un cambio de
color como señal de alerta! Y todo gracias a dos brillantes químicos,
Hermann von Fehling y el Dr. Stanley Benedict, quienes descubrieron reacciones que son como “detectives moleculares” de azúcares.
El dilema del azúcar y el descubrimiento de Fehling
Allá por 1849, un químico alemán llamado Hermann von Fehling
se enfrentaba a un desafío: cómo identificar la presencia de azúcares
reductores, como la glucosa, en una mezcla. Los azúcares reductores
tienen una propiedad química especial: son agentes reductores, es
decir, pueden donar electrones a otras moléculas. Esta capacidad de
“donar electrones” es clave para una reacción que cambia de color.
Fehling ideó una solución azul brillante que contenía iones de
cobre con carga +2 (Cu2+). Cuando esta solución azul se mezclaba
con un azúcar reductor (como la glucosa) y se calentaba suavemente, ¡ocurría la magia! El azúcar reductor, en una reacción química,
se oxidaba (perdían electrones y se transformaban en ácido acético, por ejemplo) y, al hacerlo, donaba electrones a los iones de
cobre (Cu2+). Estos iones de cobre, al recibir electrones, se reducían
y cambiaban a un estado de oxidación menor, formando iones de
cobre(I) (Cu+).
¡Y aquí viene la pista visual! Los iones de cobre(I) no son azules;
forman un compuesto llamado óxido de cobre(I) (Cu2O), que precipita como unas diminutas partículas de color rojo ladrillo. ¡Así,
de un azul transparente a un rojo ladrillo turbio, Fehling tenía una
señal inequívoca de la presencia de azúcares reductores!

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QUÍMICA

La diabetes y la búsqueda de una prueba sencilla
En el siglo xx, la diabetes se convirtió en una enfermedad muy extendida. Las personas con diabetes necesitan monitorear sus niveles de
glucosa en sangre constantemente. Imagina la necesidad de una prueba casera, rápida y visual.
Ahí es donde entra Stanley Benedict, otro químico ingenioso. Similar
a Fehling, buscó una reacción que utilizara cobre para detectar azúcares
reductores. Desarrolló una solución que, aunque funcionaba bajo principios similares, tenía una ligera ventaja: era más estable en el tiempo y
se podía calentar a una temperatura más alta, lo que hacía la reacción
más rápida y robusta. ¡La solución de Benedict se convirtió en la favorita
para las pruebas caseras de glucosa en orina!
El mecanismo químico: oxidación y reducción en acción
Profundicemos un poco en lo que sucede a nivel molecular:
■ El agente oxidante: en ambas reacciones (Fehling y Benedict), el ion

cobre (II) (Cu2+) es el agente oxidante. Esto significa que su propósito
principal es “robar” electrones de otra sustancia. El cobre en estado +2
tiene una “afinidad” por los electrones.
■ El agente reductor: la glucosa, como otros azúcares reductores, tiene un
grupo aldehído (– CHO) en su estructura (o puede ciclarse para exponer
un grupo aldehído o cetona que se comporta como tal). Este grupo
aldehído tiene un átomo de carbono con un doble enlace a un oxígeno
(C = O) y es esta parte de la molécula la que es susceptible de ser oxidada.
La glucosa, al donar electrones a los iones Cu2+, se oxida a un ácido (ácido
glucónico, en este caso), comportándose como agente reductor.
El intercambio electrónico: esencialmente, la glucosa “apaga” el
poder oxidante del cobre. En el proceso, el ión cobre II (que recordamos, es azul) gana electrones y se transforma en ión cobre I (que se
manifiesta como el precipitado rojo ladrillo). Piensa en ello como un

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QUÍMICA

intercambio: la glucosa se “despoja” de algo (electrones) y el cobre
“se hace con ellos”. Esta transferencia de electrones es la chispa que
enciende el espectáculo de colores.
Un toque histórico: la rivalidad amistosa de la Química
Aunque tanto Fehling como Benedict buscaban detectar azúcares
reductores con cobre, sus soluciones no son exactamente idénticas. La
solución original de Fehling suele venir en dos partes (una con sulfato
de cobre y otra con tartrato de sodio e hidróxido de sodio) que se mezclan justo antes de su uso. Esto se debe a que el ion tartrato es crucial
para mantener los iones de cobre disueltos en la solución alcalina. Sin
el tartrato, el cobre tendería a precipitarse como hidróxi­do de cobre,
volviendo la solución inútil para la prueba.
Por otro lado, la solución de Benedict, desarrollada más tarde, utiliza
citrato de sodio en lugar de tartrato. El citrato también cumple la función de quelante, es decir, “abraza” al ion cobre y lo mantiene estable.
Sin embargo, la formulación de Benedict es generalmente considerada más estable a largo plazo y soporta temperaturas de ebullición más
altas sin descomponerse, lo que la hacía ideal para las pruebas más rápidas y controladas que se buscaban en la práctica clínica.
Imagínate a estos químicos, trabajando en sus laboratorios a siglos
de distancia, con el mismo objetivo en mente: desentrañar los secretos de estas moléculas dulces. Fehling, con su elegante (aunque quizás,
un poco menos estable) solución azul, sentó las bases. Benedict, con su
versión mejorada y más robusta, la llevó a la práctica, haciendo posible
que miles de personas pudieran vigilar su salud de forma sencilla. Es una
bella historia de cómo la ciencia avanza, construyendo sobre los descubrimientos de quienes vinieron antes.
¿Y qué pasa con los azúcares no reductores?
Aquí viene un detalle interesante: la reacción de Fehling y Benedict es
específica para azúcares reductores. ¿Qué significa eso? Azúcares como

399

QUÍMICA

la sacarosa (el azúcar de mesa común) o el almidón, no reaccionarán directamente con estas soluciones. ¿Por qué? Porque en su estructura, no
tienen ese grupo aldehído (o cetona, que se pueda exponer fácilmen­te)
libre para actuar como agente reductor.
Sin embargo, ¡la química tiene formas de lidiar con todo! Si quisiéramos detectar sacarosa, podríamos realizar un paso previo: calentarla
en una solución ácida para hidrolizarla, es decir, romperla en sus componentes más simples: glucosa y fructosa. ¡Y sorpresa! Tanto la glucosa
como la fructosa son azúcares reductores y sí reaccionarían con las soluciones de Fehling o Benedict.
Más allá de la diabetes: otras aplicaciones
Si bien la detección de glucosa en orina es su uso más conocido, estas
reacciones tienen aplicaciones en otros campos:
■ Industria alimentaria: se utilizan para determinar la cantidad de azú-

cares reductores en alimentos y bebidas, como miel, jugos de frutas o
productos de panadería.
■ Farmacia: para controlar la calidad y pureza de productos farmacéuticos que contienen azúcares.
■ Investigación bioquímica: como una herramienta básica para identificar y cuantificar azúcares en diversas muestras biológicas.
En resumen: un cambio de color con gran significado
Las soluciones de Fehling y Benedict son un ejemplo maravilloso de
cómo la química, la curiosidad científica y la comprensión de las reacciones a nivel atómico y molecular pueden traducirse en herramien­tas
prácticas que salvan vidas y mejoran nuestra comprensión del mundo.
Nos muestran que un simple cambio de color puede ser una señal de
alerta vital, un indicio de lo que está sucediendo dentro de nuestro propio cuerpo. ¡La próxima vez que veas un frasco de medicina, recuerda
que la química está trabajando en secreto para ti!

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QUÍMICA

¡Comer para vivir! La fascinante química de la energía
que nos mueve
¿Alguna vez te has preguntado de dónde saca tu cuerpo la energía
para correr, pensar, aprender o incluso para simplemente respirar?
¡La respuesta está en tu plato! Cada vez que sientes hambre, es tu
cuerpo enviándote una señal: «¡Necesito combustible!». Y ese combustible viene en forma de alimentos, que son verdaderas «baterías
químicas» esperando ser descargadas.
El gran químico Lavoisier y su curiosidad sobre el calor
Hace mucho tiempo, un científico francés llamado Antoine Lavoisier (a menudo llamado el “padre de la química moderna”) se
hizo una pregunta fundamental: ¿De dónde viene el calor cuando
quemamos algo, como la madera o el carbón? ¡Era un misterio que
lo intrigaba profundamente!
Lavoisier era un observador increíblemente curioso. Pensó que la
respuesta debía estar en la combustión, en la reacción que ocurre
cuando algo “arde”. Se dio cuenta de que los materiales que arden,
como el carbón o el aceite, son ricos en carbono. Y cuando arden,
se unen al dioxígeno (O2) del aire para formar dióxido de carbono
(CO2) ¡El carbono se oxida!
La chispa de la inspiración: el cuerpo humano como un motor
de combustión lenta
Fue entonces cuando a Lavoisier se le ocurrió una idea brillante,
casi revolucionaria: ¿Y si nosotros, los seres vivos, funcionamos de
manera similar a una llama? Pensó que, si al quemar combustible
se libera calor y CO2 y si nuestro cuerpo también consume oxígeno
y produce dióxido de carbono (¡lo que hacemos al respirar!), entonces quizás nosotros también obtenemos nuestra energía de una
especie de “combustión lenta” de los alimentos.

401

QUÍMICA

Imagina la audacia de esa idea: ¡tu propio cuerpo, como un pequeño motor de combustión interna, pero que funciona de manera
controlada y elegante con comida en lugar de gasolina!
El experimento con su “colega” conejillo de Indias humano:
¡Séguin y las mediciones precisas!
Para probar su asombrosa hipótesis, Lavoisier necesitó ayuda. ¿Y
quién mejor que su amigo y colega Armand Séguin para ser su “cobaya” científica? ¡Sí, un ser humano realizando experimentos sobre
sí mismo y sobre sus amigos para entender la vida!
Lavoisier y Séguin montaron un experimento ingenioso. Séguin
se sentaba en una cámara especial, respirando dioxígeno (O2) a través de un tubo, mientras Lavoisier medía cuidadosamente cuánto
dioxígeno consumía y cuánto dióxido de carbono (CO2) producía.
¡La clave era ver cómo cambiaba esto según lo que hacía Séguin!
■ Descanso vs. trabajo: primero, Séguin descansaba. Lavoisier medía

el consumo de O2.
■ Comer para recuperar energía: luego, Séguin comía una comida
sustanciosa. Lavoisier volvía a medir.
■ ¡Movimiento y combustión!: y, para poner a prueba la hipótesis de
la “combustión”, Séguin realizaba ejercicio físico.
Los fascinantes descubrimientos de Lavoisier
Los resultados fueron claros y contundentes:
■ Comer aumenta el consumo de dioxígeno: cuando Séguin comía,

su cuerpo consumía más dioxígeno que cuando estaba en ayunas.
¡Esto tenía sentido! El cuerpo necesitaba ese dioxígeno para “quemar” la comida y liberar la energía almacenada en ella.
■ El ejercicio acelera la combustión: y aún más interesante, cuando

Séguin trabajaba o se ejercitaba, su consumo de dioxígeno

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QUÍMICA

aumentaba aún más en comparación con cuando descansaba.
¡Esto era la prueba irrefutable! Más actividad significaba más
“combustión” de alimento para obtener energía.
Lavoisier concluyó triunfalmente: “Nosotros y las demás criaturas obtenemos energía por la lenta combustión del alimento”.
¡Había descubierto la base química de cómo obtenemos energía de la comida!
A nivel atómico: la danza de los electrones y los enlaces
¿Qué ocurre exactamente cuándo tu cuerpo “quema” la comida?
1. Las moléculas de alimento: los alimentos están hechos de moléculas grandes y complejas como carbohidratos (azúcares,
almidones), grasas (lípidos) y proteínas. Estas moléculas están
compuestas principalmente por átomos de carbono (C), hidrógeno (H) y oxígeno (O), unidos por enlaces covalentes.
2. Respiración celular: la combustión controlada, cuando comes,
estas moléculas llegan a tus células. En un proceso llamado respiración celular, tu cuerpo utiliza el dioxígeno (O2) que respiras
como un oxidante. Este dioxígeno reacciona con los componentes de los alimentos.
3. Rompimiento de enlaces y liberación de energía: en las reacciones
de respiración celular, los enlaces en las moléculas de alimento
(especialmente los enlaces C – H y C – C) se rompen. La energía
que mantenía unidos a esos átomos se libera. Es como “abrir”
esas pequeñas baterías químicas.
4. Formación de productos finales: el carbono de los alimentos reacciona con el dioxígeno para formar dióxido de carbono (CO2),
que luego exhalas. El hidrógeno reacciona con el oxígeno para
formar agua (H2O).
5. El combustible para la vida: la energía liberada durante estas reacciones de oxidación no se libera de golpe como en una

403

QUÍMICA

explosión, sino de forma controlada. Esta energía se almacena
temporalmente en moléculas especiales, como el ATP (adenosín
trifosfato), que es como la “moneda energética” de la célula. Tu
cuerpo utiliza el ATP para realizar todas sus funciones: mover
músculos, pensar, reparar células, ¡todo!
Reflexión para ti, estudiante
El trabajo de Lavoisier nos enseña que la vida misma es un proceso
químico increíble. El simple acto de comer es una compleja operación química que transforma la materia y la energía. Tu cuerpo es
un laboratorio extraordinario que realiza miles de reacciones por
segundo para mantenerte vivo. Así que la próxima vez que comas,
piensa en la energía química que estás ingiriendo y en la maravillosa “combustión lenta” que ocurre dentro de ti. ¡Eres una máquina
química viviente, y la comida es tu combustible! Entender esto no
solo te ayuda a comprender tu cuerpo, sino también a apreciar la
química que está presente en cada aspecto de tu vida, ¡desde el aire
que respiras hasta la energía que te impulsa!

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QUÍMICA

¡Un trago, una odisea química en tu cuerpo!
¿Qué le pasa a ese trago de alcohol que tomas? ¿Cómo viaja por
tu cuerpo y, lo más importante, cómo logra tu cuerpo deshacerse de
él? Lo que parece una simple bebida es en realidad el inicio de un
fascinante y, a veces, peligroso viaje químico a través de ti.
El inicio del viaje: un pase rápido por boca y garganta
Aunque la mayor parte del alcohol (etanol) que bebes se absorbe en el intestino delgado, una pequeña porción, ¡cerca del 5 %!,
empieza su viaje incluso antes de llegar allí. Los tejidos de tu boca y
garganta pueden absorber una pizca de este etanol. Es una primera
parada rápida, pero ya empieza a distribuirse en tu sistema.
El gran reparto: cerebro e hígado, los destinos principales
El alcohol es un viajero muy rápido. Se distribuye rápidamente en
los órganos que tienen una gran cantidad de sangre circulando: ¡tu
cerebro y tu hígado son los primeros grandes destinos!
■ El cerebro y el etanol: una interferencia peligrosa: el etanol es una

molécula pequeña y soluble en agua y grasa, lo que le permite
atravesar fácilmente las membranas celulares y la barrera hematoencefálica que protege tu cerebro. Una vez allí, actúa sobre los
neurotransmisores, alterando la comunicación entre las neuronas.
Por eso, los efectos del alcohol se sienten en la coordinación, el
juicio, el habla y el estado de ánimo. Es una interferencia química
directa con tu centro de control.
■ El hígado, el gran procesador: tu hígado es el órgano principal
encargado de “limpiar” tu cuerpo del alcohol. Alrededor del
90 % del alcohol que consumes es procesado aquí. El hígado trabaja arduamente para desintoxicarte.

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QUÍMICA

El misterio de la cirrosis: cuando el hígado se rinde
Pero, ¿qué pasa si exiges demasiado a tu hígado? El hígado realiza el metabolismo del alcohol en dos pasos principales, ambos
mediados por enzimas.
1. Primer acto: ¡de etanol a acetaldehído! La primera y crucial transformación la realiza una enzima llamada alcohol deshidrogenasa
(ADH), que se encuentra en las células hepáticas (y también,
en menor medida, en el estómago). En presencia de cofactores
(moléculas que ayudan a la enzima a hacer su trabajo, como el
NAD+), el etanol (CH3CH2OH) se oxida y se convierte en acetaldehído (CH3CHO).
■ Curiosidad química: el acetaldehído, el villano intermedio. El

acetaldehído es una molécula mucho más tóxica que el propio etanol. Es altamente reactiva y puede dañar el ADN y
las proteínas. En un hígado sano, este acetaldehído se procesa rápidamente.
■ Diferencias biológicas: hombres vs. Mujeres. Curiosamente,
las mujeres tienden a tener niveles más bajos de la enzima
alcohol deshidrogenasa en el estómago que los hombres.
Esto significa que una mayor proporción de alcohol puede
llegar al torrente sanguíneo sin ser metabolizada inicialmente, lo que contribuye a que las mujeres puedan alcanzar
concentraciones de alcohol en sangre más altas con la misma
cantidad de bebida.
2. Segundo acto: del acetaldehído a un compuesto inofensivo. El
acetaldehído producido es rápidamente transformado por otra
enzima, la acetaldehído deshidrogenasa (ALDH), en ácido acético (CH3COOH$), que es un compuesto mucho menos tóxico y
que el cuerpo puede metabolizar fácilmente (incluso se usa como
fuente de energía).

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QUÍMICA

El problema: ¿qué pasa cuando el proceso se sobrecarga?
Si consumes alcohol en exceso y de forma crónica, el hígado se ve
sobrepasado. El proceso de transformar el etanol en acetaldehído y
luego en ácido acético se puede alterar o dañar.
■ Acumulación de acetaldehído: si la ALDH no puede procesar

al acetaldehído tan rápido como se produce, este compuesto
toxico se acumula en el hígado. El acetaldehído puede unirse a
ADN y otros componentes celulares, dañándolos y produciendo
inflamación crónica.
■ Estrés oxidativo: el metabolismo del alcohol puede generar otros
compuestos que son causantes del daño de las células hepáticas.
■ Formación de tejido cicatricial: con el tiempo la inflamación crónica puede llevar a la formación de tejido conectivo fibroso sano,
este proceso se conoce como fibrosis, que avanza y puede convertirse en cirrosis hepática. En esta el hígado se endurece y pierde su
capacidad de funcionar, lo cual es irreversible y mortal.
Mitos relacionados con el consumo de alcohol
Por los pasillos de la historia y la cultura popular circulan infinidad de mitos sobre el consumo de alcohol, muchos de los cuales han
sobrevivido a generaciones de estudiantes, reuniones familiares y
noches de fiesta. ¿Quién no ha oído alguna vez que “comer antes
de beber te salva de la borrachera”, que “el café te despeja después
de unas copas” o que “un poco de ejercicio te ayuda a eliminar el alcohol más rápido”? Sin embargo, la química nos cuenta una historia
diferente, mucho más fascinante y, a veces, sorprendente.
¿Comer antes de beber ayuda a no emborracharse?
Imagina una mesa llena de entremeses y comida, risas y vasos
que tintinean. Alguien, convencido, afirma: “Si comes bien antes de

407

QUÍMICA

beber, no te emborrachas”. Lo cierto es que comer antes o durante
la ingesta de alcohol no impide la embriaguez, aunque sí puede
retrasar sus efectos. Cuando el estómago está vacío, el alcohol pasa
rápidamente al intestino delgado, donde se absorbe con gran eficacia y en pocos minutos llega a la sangre. Por el contrario, si hay
alimentos –especialmente ricos en hidratos de carbono, como pan o
pasta–, el vaciamiento gástrico se ralentiza. El alcohol queda “atrapado” temporalmente en el estómago, y su absorción se distribuye
a lo largo de más tiempo. Así, la persona tarda más en notar los
efectos, pero estos acabarán llegando. Como decía un viejo camarero: “Comer no te salva de la borrachera, solo la retrasa; al final, el
alcohol siempre encuentra su camino”.
El café: ¿antídoto milagroso?
Otro mito clásico: tras una noche de copas, alguien propone “una
taza de café bien cargado para despejarse”. La cafeína, un estimulante del sistema nervioso central, puede hacer que una persona se
sienta más despierta, pero no reduce los niveles de alcohol en sangre ni revierte la intoxicación etílica. De hecho, puedes convertirte
en un “borracho bien despierto”, pero no menos ebrio. Incluso el
famoso truco de mascar granos de café para engañar al alcoholímetro es inútil: el test mide el alcohol en el aire exhalado desde los
pulmones, no el que queda en la boca.
¿El ejercicio quema el alcohol más rápido?
Finalmente, surge la idea de que “un poco de ejercicio te ayuda
a eliminar el alcohol más rápido”. La realidad es que el metabolismo del alcohol ocurre principalmente en el hígado, y el ejercicio
físico no acelera significativamente este proceso. Si bien es cierto
que el alcohol se elimina en pequeñas cantidades a través del sudor
y la respiración, la proporción es mínima en comparación con la que

408

QUÍMICA

procesa el hígado. Hacer ejercicio intenso después de beber puede
incluso ser contraproducente, ya que el cuerpo ya está lidiando con
la deshidratación y el estrés del alcohol, y el esfuerzo físico adicional puede agravar estos efectos y aumentar el riesgo de lesiones. La
única forma segura de eliminar el alcohol es darle tiempo al hígado
para que haga su trabajo.
En resumen, la ciencia desmitifica muchas de las creencias populares sobre el alcohol, demostrando que, aunque algunas prácticas
puedan tener un efecto placebo o retrasar momentáneamente la
sensación de embriaguez, no existen atajos ni soluciones milagrosas
para evitar o acelerar la eliminación del alcohol del organismo. La
moderación y el tiempo son los únicos aliados verdaderos.

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QUÍMICA

Mitos relacionados con el consumo de alcohol
¿Realmente funcionan los “trucos” para evitar la borrachera?
En cada fiesta, reunión familiar o salida con amigos, siempre aparece algún “experto” en remedios caseros para combatir los efectos
del alcohol. Seguramente has oído frases como: “Bebe agua y se te
pasará la borrachera”, “Si vomitas, eliminas el alcohol más rápido”
o “Mastica chicle, así no te pillan en el control de alcoholemia”.
Pero, ¿qué hay de cierto en estos consejos? La química tiene mucho
que decir al respecto.
¿Beber agua le quita la borrachera?
Imagina a tu amigo después de varias copas, convencido de que
un par de vasos de agua lo devolverán a la sobriedad. La realidad es
que beber agua puede ayudar a combatir la deshidratación asociada al consumo de alcohol, pero no acelera el proceso de eliminación
del etanol en el organismo. El alcohol (etanol, para ser precisos), una
vez absorbido en el estómago e intestino delgado, se distribuye rápidamente por todo el cuerpo a través del torrente sanguíneo. Es un
proceso fascinante pero peligroso: el etanol interactúa con las membranas celulares y, lo más importante, con los receptores del sistema
nervioso central, provocando sus efectos sedantes y de desinhibición.
Solo hay un órgano capaz de metabolizar el alcohol: el hígado.
Aquí, una enzima llamada alcohol deshidrogenasa (ADH) transforma el etanol en acetaldehído, una sustancia tóxica que luego es
procesada por otra enzima, la aldehído deshidrogenasa (ALDH),
convirtiéndola en acetato, que finalmente se descompone en dióxido de carbono y agua. Este proceso es metabólicamente lento. Se
estima que el hígado puede procesar, en promedio, unos 0,1 g de
alcohol por litro de sangre por hora.
Así que, aunque te conviertas en un “borracho sin sed”, el agua no
diluye el alcohol en el torrente sanguíneo ni acelera su eliminación.

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QUÍMICA

Lo que sí hace es reponer los líquidos que el alcohol, como diurético,
te hace perder, ayudando a mitigar los síntomas de la deshidratación, como el dolor de cabeza o la sequedad de boca al día siguiente
(la famosa resaca), pero no te hará sobrio antes.
¿Vomitar elimina el alcohol del cuerpo?
Otra escena típica: alguien, sintiéndose mareado, intenta “vaciar
el estómago” para librarse de la borrachera. Sin embargo, como
hemos dicho, la absorción del alcohol es muy rápida. Para cuando
una persona se siente lo suficientemente mal como para vomitar, la
mayor parte del alcohol ya ha pasado del estómago al intestino delgado, donde la absorción es mucho más eficiente. En ese momento,
solo queda en el estómago un pequeño porcentaje (alrededor del
2 %) del alcohol consumido.
Por lo tanto, vomitar solo expulsa el contenido gástrico y ese minúsculo residuo de alcohol, pero el 98 % restante ya está circulando
por tu cuerpo, afectando a tu cerebro, hígado y demás órganos.
Es como intentar vaciar una piscina tirando de un tapón cuando
el agua ya se ha desbordado por completo. Además, el vómito,
especialmente provocado, puede ser peligroso por sí mismo, aumentando el riesgo de aspiración (que el contenido del estómago
pase a los pulmones).
¿Masticar chicle ayuda a pasar el control de alcoholemia?
Quizá hayas escuchado que mascar chicle o caramelos puede
“engañar” al alcoholímetro. La idea detrás de este mito es que la
menta u otros sabores fuertes podrían enmascarar el olor a alcohol
en el aliento, o que el chicle en sí podría absorber parte del etanol
que se libera en la boca. La realidad química es mucho más tozuda.
Los controles de alcoholemia, ya sean los tradicionales mediante un soplo en un dispositivo o los más modernos que miden la
concentración de alcohol en el aire espirado, se basan en detectar el etanol que el cuerpo exhala. Una vez metabolizado por el

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QUÍMICA

hígado, el etanol se convierte en acetaldehído y otros compuestos,
pero el alcohol que queda en la sangre sigue siendo detectable en
el aliento. Masticar chicle puede ayudar a enmascarar temporalmente el olor a alcohol, pero no reduce la concentración de etanol
en tu sistema. Así que, aunque el chicle puede dejar un aliento
fresco, no te salvará de las consecuencias legales o de salud si has
bebido en exceso.
Reflexión final
Es fundamental entender que los mitos alrededor del consumo
de alcohol no solo son erróneos, sino que pueden ser peligrosos. La
cultura del “trago” a menudo minimiza los riesgos asociados con el
consumo excesivo de alcohol, y los “trucos” para evitar la borrachera pueden dar una falsa sensación de seguridad. La química detrás
del alcohol y su efecto en nuestro cuerpo es clara: una vez que consumes alcohol, no hay atajos para reducir su efecto.
La mejor manera de disfrutar de una bebida es hacerlo con moderación y responsabilidad. Conocer cómo funciona el alcohol en
nuestro organismo nos permite tomar decisiones informadas y cuidar nuestra salud. Al final del día, el verdadero “truco” para evitar
la borrachera es saber cuándo parar y optar por alternativas más
saludables. Así que, la próxima vez que estés en una reunión social,
recuerda que la diversión no tiene que ir acompañada de excesos;
disfrutar de un buen momento puede ser igualmente satisfactorio
sin necesidad de perder el control.

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QUÍMICA

¡El alcohol y la ciencia detrás de los mitos!
¿Alguna vez te has preguntado si esas escenas de películas en las que
un chorro de agua helada milagrosamente “despierta” a un personaje
ebrio son reales? ¿O si untarte de aceite es la clave para convertirte en
un campeón de la resistencia alcohólica? En este anexo, vamos a desmantelar algunos de estos mitos populares sobre el consumo de alcohol,
no solo con humor, sino también desvelando la fascinante química que
se esconde detrás de cada uno. Prepárate para ver el alcohol con otros
ojos, ¡y sin mojarte ni engrasarte innecesariamente!
Mito 1 La ducha fría: ¿el despertador mágico o un peligro congelante?
El relato: imagina la escena típica de película. Nuestro protagonista
ha bebido un poco (o bastante) más de la cuenta en una fiesta. De
repente, sus amigos, preocupados, pero con una solución “infalible”,
lo arrastran al baño. Un grifo abierto, un chapuzón de agua fría y, ¡voilà!, el personaje sale como nuevo, listo para seguir la fiesta o conducir
a casa (¡ejem!). Suena tentador, ¿verdad? Como si la temperatura del
agua pudiera borrar los efectos de unas cuantas copas.
La química al descubierto: lamentablemente, esta escena de película
es tan irreal como un unicornio conduciendo un coche. La estrella de esta
historia es el etanol, el tipo de alcohol que encontramos en las bebidas
alcohólicas. Cuando ingieres etanol, tu cuerpo empieza un proceso complejo para metabolizarlo, principalmente en el hígado. El hígado utiliza
enzimas, como la alcohol deshidrogenasa (ADH), para convertir el etanol
en acetaldehído, una sustancia tóxica. Luego, otra enzima, la aldehído
deshidrogenasa (ALDH), transforma el acetaldehído en acetato, que es
mucho menos dañino y se descompone en dióxido de carbono y agua.
¿Y la ducha fría? El agua fría es un estímulo para tu sistema nervioso.
Provoca una vasoconstricción periférica (los vasos sanguíneos se
estrechan en la piel) y una mayor liberación de adrenalina. Esto puede
hacer que te sientas temporalmente más alerta y despierto, como si

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hubieras salido de un letargo. Sin embargo, la ducha fría no afecta en
absoluto a la velocidad a la que tu hígado está procesando el etanol. La
cantidad de alcohol en tu torrente sanguíneo sigue siendo la misma, y
sus efectos en tu cerebro (disminución de la coordinación, alteración del
juicio, etc.) persisten.
La anécdota: piensa en la adrenalina. Es como si tu cuerpo apretara
el acelerador para “despertarte” externamente, pero el motor principal
(tu hígado) sigue funcionando a su propio ritmo, sin importar cuánta
cafeína o cuánta agua fría le lances. Un borracho mojado y temblando
de frío solo se suma el malestar físico a la intoxicación, y el falso sentido
de lucidez puede llevar a decisiones aún más imprudentes.
Reflexión para ti: la química nos enseña que los procesos biológicos,
como el metabolismo del alcohol, son complejos y requieren tiempo.
Los “atajos” o soluciones rápidas que vemos en la ficción rara vez se traducen en la realidad. En lugar de buscar remedios milagrosos, es crucial
entender que el único camino para eliminar el alcohol del organismo
es darle tiempo a tu hígado para que haga su trabajo. ¡Y la seguridad
siempre debe ser la prioridad número uno!
Mito 2 El aceite vegetal: ¿tu escudo protector o un deslizamiento
peligroso?
El relato: ha llegado la fiesta del año y tu objetivo es simple: disfrutar, pero sin perder el control. De repente, un viejo amigo te susurra un
secreto ancestral: “Antes de empezar, tómate dos cucharadas de aceite
vegetal. Te dejará beber el doble sin problemas”. Con una sonrisa pícara, te imaginas como un héroe invencible, capeando las copas como si
fueran gotas de lluvia.
La química al descubierto: aquí, el protagonista es el etanol nuevamente, pero esta vez entra en escena un elemento adicional: el aceite
vegetal. La idea detrás de este mito es que el aceite recubre el estómago
y, al hacerlo, ralentiza la absorción del alcohol en el torrente sanguíneo.
Sin embargo, la realidad es muy diferente.

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QUÍMICA

Cuando consumes alcohol, este se absorbe principalmente en el estómago y el intestino delgado. El etanol entra rápidamente en el torrente
sanguíneo, y aunque el aceite podría crear una barrera temporal, no
detiene la absorción del etanol de manera significativa. De hecho, al
combinar alcohol con grasas, podrías incluso aumentar la tasa de absorción del etanol, ya que las grasas pueden facilitar el paso del alcohol a
través de las membranas celulares.
La anécdota: imagina que estás en una carrera de obstáculos. El aceite puede parecer un escudo que te protege de los peligros (en este caso,
el alcohol), pero en realidad, solo te está dando una falsa sensación
de seguridad. En lugar de ser un escudo, actúa más como un resbalón,
facilitando que el etanol se deslice más rápido a tu sistema. Así que, en
lugar de convertirte en un campeón de la resistencia alcohólica, podrías
terminar más intoxicado sin darte cuenta.
Reflexión para ti: este mito resalta la importancia de conocer cómo
funcionan realmente las sustancias que consumimos. La química del alcohol y su interacción con otros compuestos nos enseña que no hay
atajos seguros. La mejor estrategia sigue siendo la moderación y la responsabilidad. Así que, antes de confiar en remedios caseros, recuerda
que tu salud es lo primero.
Mito 3 Beber café: el despertador eficaz
El relato: después de una noche de fiesta, te despiertas con resaca y
la única solución parece ser una taza humeante de café. El aroma del
café te envuelve y piensas: “Esto me pondrá en marcha”. Imaginas que
el café te devolverá la lucidez y eliminará los efectos del alcohol como
por arte de magia.
La química al descubierto: aquí es donde entra la cafeína, un estimulante que actúa sobre el sistema nervioso central. Al igual que con la
ducha fría, el café puede hacerte sentir más alerta temporalmente. Sin
embargo, no elimina el alcohol de tu sistema ni contrarresta sus efectos.
La cafeína puede engañar a tu cerebro haciéndote sentir más despierto,
pero no afecta al nivel de etanol en tu sangre.

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QUÍMICA

De hecho, mezclar alcohol con cafeína puede ser peligroso. La combinación puede llevar a un estado de “desinhibición” donde sientes que
puedes hacer más de lo que realmente puedes, aumentando el riesgo
de tomar decisiones imprudentes o incluso poner en peligro tu salud.
La anécdota: piensa en un coche con dos motores: uno es el etanol
y el otro es la cafeína. Aunque ambos motores funcionan, no se comunican entre sí. El etanol sigue causando efectos sedantes mientras
que la cafeína intenta acelerar tu percepción. Al final, puedes terminar
en un choque de realidades, sintiéndote alerta pero aún bajo los efectos del alcohol.
Reflexión para ti
Este mito nos recuerda que las soluciones rápidas no siempre son
efectivas y pueden ser engañosas. La química detrás del alcohol y la cafeína nos muestra que cada sustancia tiene su propio efecto en nuestro
cuerpo. Es esencial ser consciente de cómo interactúan estas sustancias
y tomar decisiones informadas para proteger nuestra salud.
Conclusión final
A través de estos relatos y reflexiones, hemos desmantelado algunos mitos comunes sobre el consumo de alcohol. La química es una
herramienta poderosa que nos ayuda a entender cómo funcionan realmente las cosas en nuestro cuerpo. Al final del día, lo más importante
es tomar decisiones informadas y responsables. Recuerda siempre que
la seguridad y la salud deben estar por encima de cualquier mito o
creencia popular.
Así que la próxima vez que estés en una fiesta o en una reunión
social, piensa en lo que hemos aprendido aquí. La diversión no tiene
por qué ir acompañada de excesos; disfrutar con moderación es la clave para vivir momentos memorables sin comprometer tu bienestar.
¡Salud y ciencia!

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QUÍMICA

La química de la borrachera: desmontando mitos
sobre el alcohol
¿Alguna vez has escuchado la frase «el que bebe mucho no se
emborracha tanto»? O tal vez, ¿mezclar el alcohol con un refresco
te hace beber menos o te protege de los efectos más desagradables? Estas ideas son tan comunes como persistentes, pero, ¿qué
dice la ciencia, y en particular la química, sobre ellas? Acompáñanos
en este viaje molecular para desmantelar algunos de los mitos más
extendidos sobre el consumo de alcohol.
Mito 1 “Quien está más acostumbrado a beber, se emborracha
menos”
La fantasía de la “resistencia” y la dura realidad molecular
Esta creencia es quizás una de las más peligrosas. La idea de que
el cuerpo se “acostumbra” al alcohol y, por lo tanto, sus efectos se
minimizan, es una ilusión peligrosa. Lo que en realidad ocurre no es
que la embriaguez desaparezca, sino que el cuerpo y el cerebro se
adaptan a procesar y a enmascarar los efectos del etanol, la molécula responsable de la embriaguez.
A nivel químico: tolerancia y adaptación cerebral
El etanol es un depresor del sistema nervioso central. Su principal
modo de acción es interactuar con los receptores de neurotransmisores en el cerebro, especialmente con los receptores GABA (ácido
gamma-aminobutírico). El GABA es el principal neurotransmisor
inhibidor del cerebro, y el etanol potencia su efecto. Esto significa que el cerebro se vuelve menos activo, lo que se traduce en
los efectos típicos de la intoxicación: habla arrastrada, pérdida de
coordinación, lentitud en los reflejos y deterioro del juicio.
Cuando una persona bebe alcohol de forma regular, su cerebro comienza a adaptarse a la presencia constante del etanol.
El cerebro puede:

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QUÍMICA
■ Reducir la sensibilidad de los receptores GABA: El cerebro “apaga”

un poco la respuesta a la señal del GABA para intentar mantener un equilibrio.
■ Aumentar la producción de neurotransmisores excitadores: Para

contrarrestar la inhibición generalizada, el cerebro puede intentar
aumentar la actividad de neurotransmisores como el glutamato.
■ Cambiar la forma en que las membranas celulares responden: Las
membranas de las neuronas, que son estructuras lipídicas, pueden volverse más fluidas o rígidas en respuesta a la presencia crónica de alcohol.
El resultado de estas adaptaciones es lo que llamamos tolerancia.
La persona necesita consumir más alcohol para alcanzar el mismo
nivel de intoxicación que antes. Sin embargo, esto no significa que
esté menos “borracha” a nivel bioquímico. Simplemente, los signos
externos de la embriaguez son menos evidentes. El etanol sigue actuando en su cerebro, afectando sus funciones cognitivas y motoras.
La apatía, la pérdida de coordinación y la disminución de reflejos
siguen presentes, solo que la persona puede ser menos consciente
de ellos o ser capaz de disimularlos mejor.
Una anécdota oscura: el “alcohólico anónimo” que dejó de serlo
Imagina a Juan, un estudiante que empezó a beber socialmente y pronto notó que podía aguantar más que sus amigos. Con el
tiempo, su consumo aumentó y su tolerancia creció. Ya no sentía
la euforia inicial, ni la torpeza evidente. Sus amigos decían “Juan
tiene aguante”. Pero la realidad era que Juan estaba desarrollando una dependencia. Sus adaptaciones cerebrales significaban
que su cerebro funcionaba “normalmente” solo en presencia de
alcohol. Cuando no bebía, podía experimentar síntomas de abstinencia. El mito de la “resistencia” lo había llevado a una adicción,
donde la dependencia física y psicológica eclipsaba la ilusión de

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QUÍMICA

control. No era un “alcohólico anónimo” en el sentido de que su
problema era invisible, sino que su problema se había vuelto tan
intrínseco a su funcionamiento que resultaba difícil de identificar externamente.
Reflexión para el estudiante
La tolerancia al alcohol no es un signo de fortaleza, sino una
señal de que el cuerpo está sufriendo cambios perjudiciales. Es crucial entender que, aunque puedas sentirte capaz de manejar más
alcohol, los efectos nocivos siguen acumulándose y pueden tener
consecuencias serias para tu salud a largo plazo. La química del alcohol es compleja y, a menudo, engañosa; ser consciente de ello es
el primer paso hacia un consumo responsable.
Mito 2 Comer antes de beber previene la resaca
La creencia del “escudo” alimenticio
Es común escuchar que comer antes de beber puede prevenir la resaca o incluso disminuir los efectos del alcohol. La idea
es que un estómago lleno actúa como una barrera, ralentizando
la absorción del etanol en el torrente sanguíneo. Pero, ¿es esto
realmente cierto?
La realidad química: absorción y metabolismo del alcohol
Cuando consumes alcohol, este se absorbe principalmente en el
estómago y el intestino delgado. Si bien es cierto que tener comida
en el estómago puede ralentizar la absorción inicial del alcohol, no
significa que evites sus efectos. De hecho, la presencia de alimentos
puede influir en cómo se metaboliza el etanol.
Los alimentos, especialmente aquellos ricos en grasas y proteínas, pueden ralentizar el vaciamiento gástrico. Esto significa que

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QUÍMICA

el alcohol podría entrar en el torrente sanguíneo más lentamente,
pero eventualmente, todo el etanol será absorbido. Además, algunos estudios sugieren que consumir alimentos grasos antes de
beber puede aumentar la concentración de alcohol en sangre a
largo plazo, ya que las grasas pueden facilitar la absorción del etanol a través de las membranas celulares.
Una anécdota sabrosa: la cena de navidad
Imagina una cena familiar en Navidad. Todos se sientan a la
mesa y disfrutan de un banquete con congrí, puerco asado, viandas fritas. Después de la cena, la familia decide brindar con vino.
Algunos miembros, confiados en que la comida les protegerá,
beben más de lo habitual. Al final de la noche, algunos terminan sintiéndose mareados y con resaca al día siguiente. La cena
no fue un escudo; fue simplemente una forma de disfrutar más
del alcohol sin darse cuenta de que su cuerpo aún estaba procesando el etanol.
Reflexión para el estudiante
Comer antes de beber puede moderar temporalmente la velocidad a la que se siente el efecto del alcohol, pero no es una solución
mágica. La mejor manera de evitar una resaca es beber con moderación y ser consciente de tus límites.
Mito 3 Beber café después de emborracharse te despierta
El despertador eficaz: café y alcohol
Después de una noche de fiesta, muchos recurren al café como
una solución rápida para contrarrestar los efectos del alcohol. La
creencia común es que la cafeína puede ayudar a “despertarte” y
eliminar los efectos sedantes del etanol. Pero, ¿qué dice la ciencia?

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QUÍMICA

La química detrás del mito: estimulantes vs. depresores
La cafeína es un estimulante que actúa sobre el sistema nervioso central, mientras que el etanol es un depresor. Cuando mezclas
ambos, puedes sentirte más alerta debido a los efectos de la cafeína, pero esto no significa que el alcohol haya desaparecido de tu
sistema. La cafeína no acelera el metabolismo del alcohol ni elimina
sus efectos; simplemente puede ocultar temporalmente la sensación de embriaguez.
Además, mezclar cafeína con alcohol puede ser peligroso. Puede
llevar a una falsa sensación de sobriedad, lo que aumenta el riesgo
de tomar decisiones imprudentes o de consumir más alcohol del que
realmente puedes manejar.
Una anécdota energizante: la fiesta universitaria
Imagina a un grupo de estudiantes universitarios después de una
fiesta. Algunos deciden preparar café para “despertarse” antes de
continuar la noche. Se sienten más alertas y creen que están listos para seguir bebiendo. Sin embargo, esa combinación los lleva
a perder la noción de su estado real. Al final de la noche, algunos
terminan con una mezcla peligrosa de excitación y embriaguez, lo
que resulta en decisiones riesgosas.

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Mitos sobre el consumo de alcohol y la conducción
– ¡la Química nos pone en guardia!
Todos hemos oído alguna vez ese comentario: “Si me espero una
hora después del último trago, ya puedo conducir sin problemas”.
¿Suena familiar? A menudo, esta frase se dice con la ligereza de quien
cree tener la situación bajo control, como si el alcohol desapareciera mágicamente de nuestro sistema al marcar un reloj. Pero, amigos
míos, la química, esa ciencia que a veces parece tan lejana, nos grita
desde las entrañas de nuestro propio cuerpo que esta idea es, en el
mejor de los casos, un espejismo peligroso.
El engaño del “tiempo de gracia”: ¿qué pasa realmente ahí dentro?
Cuando bebemos, el alcohol (etanol, para ser exactos, C2H5OH) no
se queda esperando pacientemente a que pase el tiempo. Entra en
acción en nuestro organismo casi de inmediato. Una parte se absorbe
directamente en la boca y el esófago, pero la gran mayoría se dirige
al estómago y, sobre todo, al intestino delgado. Allí, se absorbe rápidamente en el torrente sanguíneo. Y una vez que el alcohol está en la
sangre, es como un invitado insistente que llega a todas las habitaciones de la casa: llega al cerebro, al hígado, a los riñones, a todas partes.
La cuestión clave aquí es la metabolización. Nuestro cuerpo es una
fábrica química increíblemente eficiente, y tiene un “plan maestro”
para deshacerse de las sustancias extrañas, incluido el alcohol. El hígado es el principal protagonista de esta tarea. Aquí, unas enzimas
especiales, principalmente la alcohol deshidrogenasa (ADH), entran
en juego. Imaginen a estas enzimas como pequeños “robots químicos” que actúan sobre el etanol.
La reacción química en acción
La ADH, en presencia de una molécula llamada NAD+ (nicotinamida adenina dinucleótido), transforma el etanol en acetaldehído.

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QUÍMICA

Aquí, el NAD+ actúa como un “transportador de electrones”,
ayudando a la reacción. El problema es que el acetaldehído es una
sustancia mucho más tóxica que el propio etanol. Si se acumulara
en el cuerpo, sería un desastre. Por suerte, nuestro hígado tiene un
segundo equipo de “robots químicos”, liderado por la enzima acetaldehído deshidrogenasa (ALDH), que se encarga de convertir el
acetaldehído en acetato.
El acetato, que es básicamente vinagre diluido, es mucho menos
perjudicial y puede ser descompuesto posteriormente en dióxido de
carbono y agua, que nuestro cuerpo puede eliminar sin problemas.
La limitación crucial: la velocidad de la fábrica
Aquí es donde entra la matemática y, por ende, la química. La velocidad a la que nuestro hígado puede realizar estas transformaciones
es limitada. Los “robots químicos” tienen una capacidad de trabajo
finita. El texto original nos da una cifra clave: el cuerpo humano es
capaz de metabolizar aproximadamente 100 mg de alcohol por kilogramo de peso corporal por hora.
Vamos a desgranarlo con un ejemplo práctico:
Supongamos que una persona pesa 70 kg. Según esa cifra, su hígado podría metabolizar 7 gramos de alcohol por hora.
Ahora, pensemos en una cerveza típica de tercio (330 mL) con una
graduación del 5 % de alcohol por volumen. ¿Cuántos gramos de
alcohol contiene?
■ El volumen de alcohol es:330 mL /5 % = 16,5 mL de etanol.
■ La densidad del etanol es aproximadamente 0,789 g/mL.
■ Por lo tanto, el peso del alcohol en esa cerveza es: $16,5 · 0,789 =13 g

de alcohol.
Por lo tanto, si una persona de 70 kg consume una cerveza de
330 mL con un 5 % de alcohol, su hígado tardaría aproximadamente
1 h en metabolizar completamente ese alcohol. Esto significa que, si

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decides beber una cerveza y luego piensas que puedes conducir una
hora después, en realidad estás justo en el límite de lo que tu cuerpo puede manejar.
Reflexión final: la responsabilidad es clave
Ahora que hemos desmitificado algunas creencias comunes sobre el consumo de alcohol y su metabolización, es esencial recordar
que la química detrás del etanol no solo afecta cómo nos sentimos,
sino también nuestras decisiones. La combinación de alcohol y conducción es una mezcla peligrosa, y entender cómo funciona nuestro
cuerpo puede ayudarnos a tomar decisiones más seguras.
La próxima vez que te encuentres en una situación donde consideres beber y conducir, recuerda la química que está en juego. No
solo se trata de esperar un tiempo; se trata de conocer tus límites y
ser responsable. La vida es demasiado valiosa como para arriesgarla
por un momento de imprudencia.

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