CDA

1. Propósito de la unidad

Entender las propiedades de las soluciones químicas, reconocer sus componentes (soluto y solvente) en distintos estados, e interpretar y aplicar distintas formas de expresar la concentración y realizar cálculos estequiométricos en reacciones en solución. :contentReference[oaicite:4]{index=4}

2. Conocimientos previos y vocabulario

• Solución: mezcla homogénea formada por soluto (menor cantidad) y solvente (mayor cantidad). :contentReference[oaicite:5]{index=5}
• Solubilidad: cantidad máxima de soluto que puede disolverse en un solvente bajo condiciones dadas (estado insaturado, saturado, sobresaturado).
• Concentración: relación cuantitativa entre soluto y solución o solvente.

3. Tipos de soluciones según estado físico

• Líquidas: como agua con sal o alcohol.
• Gaseosas: aire (mezcla de gases).
• Sólidas: ligas metálicas o piezas plásticas homogéneas.

Explora cómo cambia la solubilidad según temperatura, presión y agitación.

4. Unidades de concentración

• % masa‑masa (% m/m): gramos de soluto por 100 g de solución.
• % masa‑volumen (% m/v): gramos de soluto por 100 mL de solución.
• % volumen‑volumen (% v/v): mL de soluto por 100 mL de solución.
• Molaridad (M): moles de soluto por litro de solución.
• Molalidad (m): moles de soluto por kilogramo de solvente.
• Normalidad (N): equivalentes de soluto por litro de solución.
• Fracción molar: proporción de mol de soluto respecto del total de moles.
• Partes por millón (ppm): unidades usadas en contaminantes ambientales.

5. Fórmulas esenciales

6. Cálculos y ejemplos

• % m/m: 12 g de sal + 200 g agua → % m/m = (12 / 212)×100 ≈ 5,66 %.
• Molaridad: 5,67 moles en 3 L → M = 5,67/3 = 1,89 M.
• Normalidad (ácido‑base): H₂SO₄ 0,5 M → N = 0,5 × 2 = 1 N.

7. Aplicaciones

• Suero fisiológico: solución isotónica usada en medicina.
• Medio ambiente: determinación de contaminantes en ppm.
• Farmacia y laboratorios: preparación de reactivos con molaridad y normalidad precisas.

8. Habilidades científicas

• Observar y registrar la formación de soluciones y su punto de saturación.
• Formular hipótesis sobre cómo se afectan las propiedades físicas con soluto.
• Planificar y ejecutar diluciones y preparación de soluciones con precisión.
• Resolver problemas de cambio de concentración usando C₁V₁ = C₂V₂.

9. Conclusión

Las soluciones químicas, presentes en numerosos ámbitos, requieren comprensión cualitativa y cuantitativa. Saber medir y manipular su concentración permite realizar cálculos precisos y manejar procesos científicos, técnicos y de salud desde una base sólida.

1. Propósito de la unidad

Identificar y analizar los cambios fisicoquímicos que experimenta una solución debido a la interacción entre soluto no volátil y solvente: descenso de presión de vapor, ascenso de ebullición, descenso de punto de congelación y presión osmótica, estableciendo relaciones cuantitativas y cualitativas mediante leyes que modelan estos fenómenos :contentReference[oaicite:1]{index=1}.

2. Conocimientos previos y vocabulario

• Soluto no volátil: partícula que no se vaporiza fácilmente.
• Molalidad (m): moles de soluto por kilogramo de solvente.
• Fracción molar: proporción de soluto o solvente en la mezcla.
• Leyes de Raoult y Van’t Hoff: describen efectos fenoménicos.
• Electrolitos vs no electrolitos: disociación iónica.

3. Descenso de la presión de vapor

Un soluto no volátil reduce la fracción molar del solvente, disminuyendo su presión de vapor según la ley de Raoult:

La disminución de presión de vapor ocurre por la competencia de partículas y las fuerzas atractivas entre soluto y solvente.

4. Ascenso ebulloscópico

Debido a la baja presión de vapor, el solvente debe alcanzar mayor temperatura para hervir. La elevación de ebullición viene dada por:

Donde K_b es la constante ebulloscópica del solvente (ej. agua: 0.512 °C/molal).

5. Descenso crioscópico

La presencia de soluto disminuye el punto de congelación de la solución. Cuantitativamente:

Donde K_f es la constante crioscópica (ej. agua: 1.86 °C/molal).

6. Presión osmótica

Es la presión necesaria para detener la ósmosis.

Para soluciones diluidas, π es proporcional a la molaridad y temperatura absoluta.

7. Aplicaciones prácticas

• Uso de sal para bajar el punto de congelación en carreteras.
• Aumento de punto de ebullición en cocción a presión.
• Osmosis inversa para purificar agua potable.
• Determinación de masas molares por ebulloscopía/crioscopía.

8. Ejemplos cuantitativos

• 0,33 m de soluto en benceno: ΔT_b y ΔT_f calculados paso a paso.
• NaCl en agua: considerar disociación iónica (factor de van’t Hoff).

9. Habilidades científicas

• Diseñar experimentos con tubos en U y membranas semipermeables.
• Calcular molalidad, ΔT, π y constantes coligativas.
• Interpretar resultados en contextos reales (industria, laboratorio).
• Diferenciar efecto en soluciones de electrolitos y no electrolitos.

10. Conclusión

Las propiedades coligativas dependen exclusivamente del número de partículas de soluto presentes y no de su naturaleza. Comprender estos efectos permite explicar fenómenos físicos, diseñar procesos tecnológicos y estudiar soluciones en diversos campos científicos.

1. Propósito de la unidad

Profundizar el conocimiento sobre la química orgánica, enfatizando las propiedades del carbono que permiten la formación de moléculas útiles en seres vivos y en la industria, así como modelar estructuras y comprender su impacto ambiental e industrial :contentReference[oaicite:2]{index=2}.

2. Conocimientos previos y vocabulario

• Tetravalencia del carbono: capacidad de formar cuatro enlaces covalentes, explicada por su configuración electrónica :contentReference[oaicite:3]{index=3}.
• Hibridación: sp, sp², sp³ y los tipos de enlaces σ y π resultantes.
• Representaciones estructurales: molecular, expandida, condensada, topológica y modelo de esferas y varillas.

3. Propiedades del carbono

La capacidad del carbono para formar enlaces simples, dobles y triples, ramificaciones y anillos permite una gran diversidad de compuestos orgánicos y estructuras estables.

4. Hidrocarburos

• Alcanos: enlaces simples; fórmula general CₙH₂ₙ₊₂.
• Alquenos: un doble enlace; fórmula CₙH₂ₙ. Reacciones de adición, polimerización.
• Alquinos: un triple enlace; fórmula CₙH₂ₙ₋₂.
• Cíclicos y aromáticos: estructuras en anillo con propiedades especiales (aromáticos como benzeno).

5. Grupos funcionales

Son átomos o grupos que confieren propiedades químicas específicas a las moléculas.

• Haluros, éteres, alcoholes, sulfuros, aminas, cetonas, aldehídos, ácidos carboxílicos, anhídridos, ésteres, amidas, nitrilos.

6. Modelación molecular

Construcción de modelos para representar estructuras tridimensionales, comprender geometría molecular (VSEPR) y tipos de hibridación.

7. Nomenclatura IUPAC

Reglas para nombrar cadenas principales, ramificaciones y grupos funcionales; comprensión de sufijos y localizadores numéricos.

8. Reacciones orgánicas básicas

• Adición: típico de alquenos (halogenación, hidrogenación, hidratación).
• Polimerización: formación de polímeros como polietileno.
• Oxidación y condensación: transformación de alcoholes, ácidos, ésteres.

9. Impacto ambiental e industrial

Análisis del uso de petróleo, biocombustibles, plásticos, fármacos y contaminantes orgánicos. Evaluación crítica de su sostenibilidad y efectos ecológicos.

10. Habilidades científicas

• Crear modelos moleculares físicos y digitales.
• Usar nomenclatura IUPAC correctamente.
• Diseñar y analizar reacciones orgánicas simples.
• Evaluar impacto ambiental de compuestos.

11. Conclusión

La química orgánica es central para entender biomoléculas y materiales sintéticos. Comprender estructura, nomenclatura y reactividad permite analizar fenómenos naturales e industriales y desarrollar actitudes críticas y responsables frente al uso de compuestos del carbono.

1. Propósito de la unidad

Comprender la diversidad estructural de las moléculas orgánicas mediante representaciones tridimensionales y comprender cómo la disposición espacial afecta sus propiedades y funciones biológicas :contentReference[oaicite:1]{index=1}.

2. Conocimientos previos y vocabulario

• Isómeros constitucionales: misma fórmula molecular, diferente conectividad :contentReference[oaicite:2]{index=2}.
• Estereoisómeros: misma conectividad, diferente orientación espacial :contentReference[oaicite:3]{index=3}.
• Centro quiral: átomo con cuatro sustituyentes distintos; genera enantiómeros (imágenes especulares no superponibles) :contentReference[oaicite:4]{index=4}.
• Configuraciones: sistema R/S (reglas CIP) :contentReference[oaicite:5]{index=5}.
• Proyecciones: Fischer, Newman, caballete para representar tridimensionalidad :contentReference[oaicite:6]{index=6}.
• Geometría E/Z: isomería geométrica en dobles enlaces, según regla CIP :contentReference[oaicite:7]{index=7}.

3. Isomería: constitucional vs estereoquímica

Isómeros constitucionales: difieren en conectividad (cadena, posición, función).

Estereoisómeros: misma conectividad, distinta orientación, incluyen:

• Enantiómeros: imágenes especulares no superponibles; propiedades físicas idénticas excepto rotación óptica :contentReference[oaicite:8]{index=8}.
• Diastereoisómeros: no imágenes especulares, incluyen isómeros geométricos (cis/trans o E/Z) :contentReference[oaicite:9]{index=9}.
• Compuestos meso: múltiples centros quirales pero molécula superponible con su imagen :contentReference[oaicite:10]{index=10}.

4. Quiralidad y actividad óptica

Moléculas quirales rotan el plano de luz polarizada: enantiómeros rotan igual y opuesto, mezcla racémica no rota :contentReference[oaicite:11]{index=11}.

Descubrimientos históricos: Pasteur, Biot, van ’t Hoff explicaron configuraciones tetraédricas :contentReference[oaicite:12]{index=12}.

5. Sistema R y S (Cahn‑Ingold‑Prelog)

1. Asignar prioridades a sustituyentes (número atómico).
2. Orientar el grupo de menor prioridad hacia atrás.
3. Evaluar si la secuencia 1‑2‑3 es R (horario) o S (anti‑horario) :contentReference[oaicite:13]{index=13}.

6. Isomería geométrica (cis/trans, E/Z)

Ejemplo: but‑2‑eno cis y trans, con diferencias de propiedades físicas :contentReference[oaicite:15]{index=15}.

7. Conformaciones y proyecciones

Rotaciones alrededor de enlaces simples generan conformaciones distintas (eclipsada, alternada, armchair, chair). Proyecciones:

• Newman: vista a lo largo del eje de un enlace.
• Fischer: moléculas con múltiples centros quirales.
• Caballetes: ideal para ciclitos como ciclohexano (sillas y barquitos) :contentReference[oaicite:16]{index=16}.

8. Relevancia biológica, farmacéutica e industrial

• Talidomida: uno de los isómeros era teratogénico, el otro no :contentReference[oaicite:17]{index=17}.
• Aminoácidos y azúcares: glucosa D (biológicamente activa) :contentReference[oaicite:18]{index=18}.
• Polímeros: hule natural (cis) vs sintético (trans), propiedades físicas muy distintas :contentReference[oaicite:19]{index=19}.

9. Habilidades científicas

• Identificar centros quirales y asignar configuración R/S en modelos reales o digitales.
• Representar isómeros usando Fischer, Newman y caballete.
• Diseñar separación de enantiómeros.
• Analizar consecuencias de isomería en medicamentos o compuestos naturales.

10. Conclusión

La estereoquímica revela cómo pequeños cambios en la disposición espacial alteran propiedades químicas, físicas y biológicas. Comprender esta unidad permite diseñar moléculas adecuadas en farmacia, biología e industria, y evitar efectos adversos inesperados.