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UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
ESCUELA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
BIOQUÍMICO CLÍNICO
Nombres:
Llumiquinga Fausto
Herrera Natalia
Fecha: 2011-07-20
Asignatura: Espectroscopia
CATIONES Y ANIONES
Un catión es un ion, sea átomo o molécula, con carga eléctrica positiva, es decir, ha
perdido electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo. Las
sales típicamente están formadas por cationes y aniones (aunque el enlace nunca es
puramente iónico, siempre hay una contribución covalente). También los cationes
están presentes en el organismo en elementos tales como el sodio (Na) y el potasio
(K).
Un anión es un ion con carga eléctrica negativa, es decir, que ha ganado electrones.
Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo.
Esquema de clasificación
Clase (A)
Desprenden gases con el ácido clorhídrico o sulfúrico diluido. carbonato, bicarbonato,
sulfito, tiosulfato, sulfuro, nitrito, hipoclorito, cianuro y cianato. Están incluidos los del
(I) con el agregado de los siguientes: floruro, cloruro, bromuro, yoduro, nitrato,
clorato, perclorato, bromato y yodato, borato *, ferrocianuro, ferricianuro, tiocianato,
formiato, acetato, oxalato , tartrato y citrato.
Clase (B)
Reacciones de precipitación, sulfato, persulfato **, fosfato, fosfito, hipofosfito,
arseniato, arsenito,silicato, flousilicato, salicilato, benzoato y succinato. Reacciones de
oxidación y reducción en solución, manganato, permanganato de potasio, cromato y
dicromato.
Métodos para obtener cationes y aniones de carbono
Un carbocatión es un átomo de carbono cargado positivamente. El átomo de carbono
cargado en un carbocatión es un "sexteto", esto es, tiene sólo seis electrones en su
capa de valencia, en vez de los ocho electrones de valencia que aseguran la estabilidad
máxima de la regla del octeto. De ahí que los carbocationes sean frecuentemente muy
reactivos, pues buscan completar el octeto de electrones de valencia, así como volver
a conseguir una carga eléctrica neutra. Se podría asumir que un carbocatión tiene
hibridación sp3 con un orbital sp3 dando la carga positiva. Sin embargo, la geometría y
reactividad del carbocatión es más consecuente con una hibridación sp2 es tetraedrica
Un carbocatión, dada su carga positiva, es un electrófilo. En química orgánica, un
carbocatión suele ser el objetivo del ataque de un nucleófilo, como los iones OH o
iones de halógeno.
Los carbocationes se clasifican en primarios, secundarios, o terciarios, dependiendo del
número de átomos de carbono unidos al carbono ionizado. Los carbocationes
primarios tienen cero o un átomo de carbono unido al carbono ionizado, los
carbocationes secundarios tienen dos átomos de carbono unidos al carbono ionizado,
y los carbocationes terciarios tienen tres átomos de carbono unidos al carbono
ionizado.
La estabilidad de los carbocationes se incrementa con el número de grupos alquilo
unidos al átomo de carbono que lleva la carga. Los carbocationes terciarios son más
estables (y se forman más rápidamente) que los carbocationes secundarios; los
carbocationes primarios son altamente inestable porque, mientras los carbocationes
de orden mayor están estabilizados por hiperconjugación y por impedimento estérico,
los carbocationes primarios no lo están. En consecuencia, reacciones como la reacción
SN1 y la reacción de eliminación E1 normalmente no ocurren si involucrasen a un
carbocatión primario. Una excepción a esto ocurre cuando hay un enlace doble
carbono-carbono en la posición 2 respecto al átomo de carbono ionizado. Tales
cationes, como el catión alilo CH2=CH-CH2+ y el catión bencilo C6H5-CH2+ son más
estables que los otros carbocationes. Las moléculas que pueden formar carbocationes
alilo o bencilo son altamente reactivas.
Los carbocationes sufren reacciones de reordenamiento de estructuras menos estables
a estructuras igualmente estables o más estables con constante de velocidad mayor a
1.0E9 s-1. Este hecho complica las trayectorias de síntesis de muchos compuestos. Por
ejemplo, cuando el 3-pentanol se caliente con HCl acuoso, el carbocatión 3-pentilo
formado se transpone a una mezcla estadística de 3-pentil y 2-pentil. Estos cationes
reaccionan con ion cloruro para producir cerca de 1/3 de 3-cloropentano y 2/3 de 2cloropetano.
Algunos carbocationes como el catión norbornilo exhiben enlaces de tres centro más o
menos simétricos. Los cationes de este tipo suelen ser conocidos como iones no
clásicos. La diferencia de energía entres los carbocationes "clásicos" y los isómeros "no
clásicos" suele ser muy pequeña, y si hay energía de activación involucrada en la
transición entre estructuras clásicas y no clásicas ésta es pequeña. La forma "no
clásica" del carbocatión 2-butilo es esencialmente 2-buteno, con un protón
directamente sobre el centro de lo que sería el enlace doble carbono-carbono. Los
carbocationes "no clásicos" fueron motivo de gran controversia. Una de las principales
contribuciones de George Olah a la química fue la resolución de esta controversia.8
Estabilidad de cationes. Factores que influyen en la estabilidad.
El grado de ruptura de la estructura del agua mas el grado de formación del nuevo ion
o de estructuras entre agua y soluto se mide por medio del calor de hidratación. Los
valores de los calores de hidratación (DH) se pueden medir directamente en un
calorímetro mediante la cantidad de calor que se produce cuando una concentración
conocida de iones ( los cationes y aniones se agregan en forma de sales ) se agrega a
un volumen conocido de agua.
El calor de hidratación se incrementa al aumentar el tamaño iónico dentro de cada
grupo de iones de carga similar, por ejemplo de - 506 kJ/mol para el Li+ hasta - 255 kJ
/ mol para el Cs+. Esta tendencia de reducir la interacción al incrementarse el tamaño
del ion aparece frecuentemente en los fenómenos químicos.
El grado de hidratación se incrementa con la carga iónica. El valor del calor de
hidratación para cationes monovalentes es de varios cientos de kJ/mol ; para cationes
divalentes es de aproximadamente -1600 kJ/mol, y para cationes trivalentes de
aproximadamente -4000 kJ/mol.
Los grandes calores de hidratación (muy negativos) para los iones trivalentes indican
que los cationes polivalentes existen en solución o como especies químicas altamente
hidratadas, como Fe(H2O)63+ (hexaacuo Fe III ) y Al(H2O)63+ (hexaacuo Al III ) en
solución. Los iones y las moléculas de agua en tales complejos se encuentran
fuertemente unidos y juntos se comportan como un solo ion de gran tamaño. Los
iones divalentes de los metales de transición y tal vez el Mg2+ forman estructuras
similares con el agua pero más débiles. Los otros cationes de los metales
alcalinotérreos son más grandes y se asocian con menos fuerza al agua. La relación
entre el tamaño de ion y la fuerza de hidratación es mas compleja que como se plantea
aquí, pero ésta constituye una buena aproximación .
Interacciones soluto- soluto.
Los iones libres no existen en las soluciones acuosas . Todos los iones que se
encuentran disueltos y, probablemente, también todas las moléculas disueltas se
encuentran rodeadas de moléculas de agua las cuales pueden asociarse con el soluto y
ser modificadas por éste. Los iones también interactúan entre sí a distancias variables.
A las interacciones cercanas ion-ion ( menos de 0.5 nm, nanómetros ) se les denomina
iones complejos o pares de iones y se encuentran regulados por las interacciones
específicas entre iones .
Iones complejos y pares de iones.
Las fuerzas entre iones separados se han estimado mediante cálculos de la actividad
(en algunos casos, puede considerarse como la concentración efectiva; a = g M, donde
a es la actividad o potencial químico, y es adimensional; g, gamma, es el coeficiente de
actividad en Litros/mol y M es la concentración molar o molaridad, moles/Litro). El
coeficiente de actividad está definido matemáticamente como el lím g = 1, cuando M
==> 0, lo que significa que mientras más diluida esté la disolución menos interactúan
entre sí los iones, es decir, la disolución tiene un comportamiento ideal. La interacción
entre los iones se incrementa al aumentar la concentración de los iones y con el
cuadrado de su carga.
La actividad de una sal es igual al producto de las actividades de sus iones elevadas a
una potencia de acuerdo a su estequiometría. Por ejemplo, la actividad del cloruro de
calcio (CaCl2) en solución acuosa es: aCaCl2 = (gCa2+. MCa2+)(gC l1- Mcl1-)2 . La molaridad
del ion cloro es el doble de la del ion calcio. Dado que la ecuación química de la
ionización es: CaCl2 <=> Ca2+ + 2 Cl1- .
Cuando los iones y las moléculas interactúan mas íntimamente, se pueden enlazar y
perder sus identidades individuales para formar iones complejos o pares de iones. Un
ejemplo de ellos son los iones Fe(H2O )63+ y Al(H2O )63+ . La molécula de agua se
encuentran asociadas íntimamente al ion central., cuyo grupo actúa como una sola
unidad en solución.
Por lo general, los iones complejos se definen como la combinación de un catión
central con uno o más ligandos. Un ligando es cualquier ion o molécula presente en la
esfera de coordinación del ion central como lo es el agua en el caso de Fe(H 2O )63+ . De
hecho, el agua siempre se considera como parte de los iones complejos por lo que
algunas veces no se considera como ligando. Los otros ligandos penetran la esfera de
hidratación o de solvatación interna del ion central y reemplazan a una o más
moléculas internas de agua. Por otro lado, se piensa que los pares de iones se forman
por asociación de ligandos afuera de la esfera de solvatación interna, como cuando los
iones hidratados y separados se unen mediante las fuerzas electrostáticas y se
comportan como una sola unidad durante un intervalo apreciable. Para asociarse al ion
central, los ligandos deben competir con las moléculas de agua en la esfera de
solvatación primaria del ion central y deben perder algunas de sus propias moléculas
de agua. además, los ligandos son con frecuencia los aniones de ácidos débiles. Como
resultado, el H+ compite con el catión central por el ligando. La asociación entre iones
casi siempre implica una competencia por ligandos entre el catión H+ y entre el agua, el
OH- y los ligandos de iones por el catión central. Si se ignoran las moléculas de agua en
los productos y reactivos se simplifica considerablemente la representación de estas
interacciones.
La fuerza de asociación entre las especies en solución se expresa mediante varias
constantes de equilibrio. Las constantes de estabilidad (formación) se refieren a iones
complejos y a pares de iones; las constantes de hidrólisis o de desprotonación se
refieren a la pérdida de H+ de los ligandos de agua que se encuentran asociados con los
cationes centrales; los productos de solubilidad se refieren a las actividades de los
iones en equilibrio con la fase sólidas.
La formación de iones complejos es el resultado de las fuerzas atractivas catión-anión
que vencen en la competencia entre los cationes H+ por los numerosos ligandos,
incluyendo al agua. Un ejemplo sencillo es la formación del ion complejo
monofluoroalumnio durante la extracción de los suelos del aluminio reactivo:
Al(H2O )63+ + F- <==> AlF(H2O )52+ + H2O
La formación del ion complejo AlF2+ disminuye la actividad del Al(H2O)63+ y si se
encuentra en equilibrio con el Al(OH)3 se disuelve parte de la fase sólida para
mantener el equilibrio. La energía del enlace Al-F es mayor que el de los enlaces ionagua para formar el complejo. De acuerdo con la constante de solubilidad, las
concentraciones del ion complejo AlF2+ se incrementan al aumentar las
concentraciones de los iones Al3+ o del F- o la concentración de HF y disminuye al
aumentar la acidez. De hecho, el ion hexafluoroaluminio Al(H2O)63+ es un ion complejo
que se elimina al extraer el fluoruro de aluminio de los suelos debido a las altas
concentraciones de fluoruro que se emplean.
Los ligandos como H2O, OH- , F- y CN- solamente pueden ocupar una posición alrededor
de un catión central y se les conoce como monodentados. Los ligandos de unión como
O2- , CO32- y PO43- pueden ocupar una posición en las esferas de coordinación de cada
uno de los diferentes cationes y formar un complejo polinuclear (se refiere al ion
central o de coordinación). Generalmente, la solubilidad de los complejos
polinucleares es baja, ya que tienden a polimerizar y a precipitar a partir de la solución.
Un ligando polidentado puede ocupar 2 o más posiciones alrededor de un solo catión y
generalmente, son moléculas orgánicas grandes conocidas como quelatos (del griego,
pinza o tenaza). Por ejemplo, algunas enzimas son ligandos polidentados que ocupan
varias posiciones alrededor de un catión central y que también se enlazan
temporalmente para sustraer moléculas, por lo que catalizan cambios químicos en el
sustrato.
La materia orgánica adsorbe con fuerza a los iones Cu2+ , Zn2+ , Fe (II y III) y otros iones
de metales de transición como quelatos. Un ligando quelante es el ácido
etilendiaminotetracético (H4EDTA), las posiciones alrededor del ion Fe 2+ están
ocupadas por los 2 grupos amino y los 4 acetato. Los quelatos son completamente
solubles y tienden a mantener al fierro, zinc y cobre en solución como fuente de
suministro de nutrientes para las plantas, a menos que un nutriente dado sea
desplazado del complejo por iones que se encuentren en grandes cantidades o que
formen complejos más estables. Los quelatos también se utilizan para extraer de los
suelos a los micronutrientes y los iones de los metales pesados.
A concentraciones de cationes iguales , los de los metales de transición compiten más
efectivamente que otros por ligandos de todo tipo, incluyendo los quelatos. Los iones
de los metales de transición tienen la ventaja de poder cambiar algunos electrones
para acomodar mejor las configuraciones de los ligandos. La capacidad de los ligandos
monodentados de cambiar los orbitales de electrones d y, como consecuencia, formar
iones complejos más fuertes de metales de transición, generalmente se incrementa en
el
siguiente
orden:
I < Br < Cl < F < C2H5 OH < H2O < NH3 < etilendiamina < CN . De la lista anterior, cabe
resaltar la gran fuerza de los ligandos que contienen nitrógeno.
La capacidad relativa de los iones de metales de transición para formar iones
complejos
es
completamente
uniforme
en
el
orden:
Mn2+ < Fe2+ < Co2+ < Ni2+ < Cu2+ < Zn2+ para los cationes divalentes y Cr3+ = Mn3+ > Fe3+
< Co3+ para los cationes trivalentes. El catión divalente más fuerte capaz de formar
complejos es el Cu(II), mientras que el Fe (III) es el ion de los metales de transición de
carga trivalente más débil aunque es más fuerte que otros cationes trivalentes como el
Al3+ y los lantánidos.
El complejo Fe-EDTA predomina en las soluciones ácidas debido a la gran estabilidad
de los complejos Fe-EDTA. El ligando EDTA muestra preferencia por Fe(II y III) a pesar
de las altas concentraciones de los iones Ca2+ y Mg2+ en la solución de suelo. En los
suelos alcalinos las concentraciones de los iones Ca2+ y Mg2+ y la muy baja solubilidad
del hidróxido de Fe(III) favorecen la formación de los complejos de EDTA y Mg-EDTA.
Para determinar los iones Ca2+ y Mg2+ se aprovecha su fuerte asociación entre el calcio,
el magnesio y el EDTA. Para asegurarse de que todos los iones Ca2+ , Mg2+ y EDTA se
encuentran presentes como iones complejo, la solución se lleva a un pH de alrededor
de 10 para precipitar los iones de los metales de transición. Enseguida se agrega CN (que tiene una fuerte tendencia a formar complejos con los metales de transición y
solamente con los iones Ca2+ y Mg2+ ) para formar complejos con los cationes de
cualquier metal de transición que permanezca sin precipitar a este pH.
Posibles usos.
Los iones son esenciales para la vida. Los iones sodio, potasio, calcio y otros, juegan un
papel esencial en la biología celular de los organismos vivos, en particular en las
membranas celulares. Hay multitud de aplicaciones basadas en el uso de iones y cada
día se descubren más, desde detectores de humo hasta motores iónicos. Los iones
inorgánicos disueltos son un componente de los sólidos (sólidos totales disueltos)
presentes en el agua e indican la calidad de esta.
ISOTOPOS
Definición:
Se denominan isótopos (del griego: ἴσος, isos = mismo; τόπος, tópos = lugar) a los
átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen cantidad diferente de neutrones,
y por lo tanto, difieren en masa. La mayoría de los elementos químicos poseen más de
un isótopo. Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo
natural; en contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables.
Características:
Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para
obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.
Una de las dos o más variedades de un átomo que tienen el mismo número atómico,
constituyendo por tanto el mismo elemento, pero que difieren en su número másico.
Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el núcleo, y el
número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los isótopos del
mismo elemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que contienen
PRINCIPALES ISOTOPOS DE C, H, O , N, S, X
CARBONO 14, 13,12
HIDROGENO 1protio, 2deuterio, 3tririo
OXIGENO: 16, 17, 18
NITROGENO: 13, 14, 15
AZUFRE: 32, 33, 34, 35, 36
CLORO: 35, 36, 37
BROMO: 79, 81
YODO: 127, 129, 131
FLUOR: 19
METODOS PARA OBTENER ISOTOPOS Y ABUNDANCIA RELATIVA
La abundancia relativa de un isótopo es un valor expresado en porcentaje (%). Se
calcula dividiendo el número de átomos de un isótopo entre el número total de
átomos del elemento al que pertenece, todo ello multiplicado por 100, obviamente,
para que sea un porcentaje.
La masa promedio de un atomo en la tabla periodica se calcula como el promedio
ponderado de sus isotopos naturales.
M = m1 * A1 + m2 * A2 + m3 * A3...
M: Masa molar promedio del elemento
m1, m2, m3...: masa del isotopo 1, 2, 3...
A1, A2, A3: porcentaje de cada isotopo
Conociendo M, m1, m2, m3... y las abundancias relativas de N-2 isotopos podes calcular las
otras 2.
O sea, si tenes un elemento del que solo existen 2 isotopos naturales, como elñ cloro, su
abundancia se puede calcular.
M = 35.5, m1 = 35, m2 = 37
A1 + A2 = 35.5 = 35 * A1 + 37 * (1 - A1) = -2 * A1 + 37
A1 = 1.5 / 2 = 0.75
A2 = 1- A1 = 0.25
Es decir hay 75% de cloro 35 y 25% de cloro 37
ESTABILIDAD DE ISOTOPOS Y FACTORES QUE INFLUYEN
Uno de los factores que limitan el número de núcleos atómicos estables diferentes
que pueden existir es la inestabilidad del neutrón. El neutrón sólo es radiactivo, por lo
que se desintegra espontáneamente en un protón más un electrón (y un
antineutrino).
No se produce una desintegración espontánea en las reacciones químicas nucleares
en las que la masa final es mayor que la masa inicial. La reacción química nuclear
opuesta, es decir, la desintegración de un protón para formar un neutrón sólo puede
ocurrir
si
hay
una
aportación
externa
de
energía.
Actualmente se conocen alrededor de 1500 núcleos diferentes de los que cerca de
300 son estables, es decir, no presentan tendencia a descomponerse con el transcurso
del tiempo. La estabilidad de un átomo está en función de la relación
neutrones/protones que cambia con el número atómico. Esta relación tiene un valor
próximo a uno para los elementos químicos ligeros, por ejemplo, los isótopos 612C, 714N
y 816O son estables. A medida que aumenta el número atómico la relación
neutrones/protones aumenta hasta cerca de 1.5 en los elementos químicos pesados,
por ejemplo, 82206Pb. Para un determinado elemento químico, son sólo unos pocos
isótopos los que tienen una relación neutrones/protones requerida para ser estables.
POSIBLES USOS:
Existen numerosas aplicaciones que utilizan las diferentes propiedades entre los
isótopos de un mismo elemento;
Utilización de las propiedades químicas
La sustitución isotópica, se puede usar para determinar el mecanismo
de una reacción gracias al efecto cinético isotópico.
En el marcaje isotópico, se usan isótopos inusuales como marcadores de
reacciones químicas. Los isótopos añadidos reaccionan químicamente igual que
los que están presentes en la reacción, pero después se pueden identificar por
espectrometría de masas o espectroscopia infrarroja. Si se usan radioisótopos,
se pueden detectar también gracias a las radiaciones que emiten y la técnica se
llama marcaje radiactivo o marcaje radioisotópico.
La datación radioactiva es una técnica similar, pero en la que se
compara la proporción de ciertos isótopos de una muestra, con la proporción
en que se encuentran en la naturaleza.
Utilización de las propiedades nucleares
La espectroscopia Mössbauer también se basa en las transiciones
nucleares de nucleidos específicos, como el 57Fe.
Diferentes variedades de espectroscopia se basan en las propiedades
únicas de nucleidos específicos. Por ejemplo, la espectroscopia por resonancia
magnética nuclear (RMN), permite estudiar sólo isótopos con un spin distinto
de cero, y los nucleidos más usados son 1H, 2H,13C y 31P.
Los radionucleidos, también tienen aplicaciones importantes, las
centrales nucleares y armas nucleares requieren cantidades elevadas de ciertos
nucleidos. Los procesos de separación isotópica o enriquecimiento isotópico
representan un desafío tecnológico importante.
RADICALES LIBRES
En química, un radical (antes referido como radical libre) es una especie química
(orgánica o inorgánica), en general extremadamente inestable y, por tanto, con gran
poder reactivo por poseer un electrón desapareado.1 No se debe confundir con un
grupo sustituyente, como un grupo alquilo, que son partes de una molécula, sin
existencia aislada.
Poseen existencia independiente aunque tengan vidas medias muy breves, por lo que
se pueden sintetizar en el laboratorio, se pueden formar en la atmósfera por radiación,
y también se forman en los organismos vivos (incluido el cuerpo humano) por el
contacto con el oxígeno y actúan alterando las membranas celulares y atacando el
material genético de las células, como el ADN.
Los radicales tienen una configuración electrónica de capas abiertas por lo que llevan
al menos un electrón desapareado que es muy susceptible de crear un enlace con otro
átomo o átomos de una molécula. Desempeñan una función importante en la
combustión, en la polimerización, en la química atmosférica, dentro de las células y en
otros procesos químicos.
Para escribir las ecuaciones químicas, los radicales frecuentemente se escriben
poniendo un punto (que indica el electrón impar) situado inmediatamente a la derecha
del símbolo atómico o de la fórmula molecular como:
H2 + hν → 2 H· (reacción 1)
Esto se deriva de la notación de Lewis.
Tipos de radicales
Según el número de átomos
Los radicales pueden ser:
monoatómicos, como el radical cloro Cl·, el radical bromo Br·, o el radical
hidrógeno H·, que son simplemente átomos o iones con un número impar de
electrones.
poliatómicos, formados por más de un átomo, como el radical metilo, CH3·
Según el átomo central que posee el electrón impar
Dependiendo de cual sea el átomo central que posee el electrón desapareado, los
radicales pueden ser:
Radicales centrados en el carbono: como un radical alquilo (por ejemplo, el
radical metilo .CH3), o un radical arilo. Dentro de los radicales centrados en C
conviene distinguir, según sea el carbono que porta el electrón desapareado,
entre radicales primarios (como el radical metilo CH3·), radicales secundarios
(como el radical); y radicales terciarios (como el radical trifenilmetilo). Los
radicales terciarios son más estables que los secundarios, y éstos a su vez son
más estables que los primarios.2
Radical primario
Radical secundario
Radical terciario
Radical etinilo
radical 2º derivado
Radical trifenilmetilo
del 1-bromopropano
Radicales centrados en el nitrógeno: como el radical nitrato ·NO3
Radicales centrados en el oxígeno: como el radical hidroxilo ·OH, muy reactivo.
Radicales centrados en átomo de halógeno: como el radical cloro Cl·
Radicales centrados en átomo de metal: como el radical ·SnH3
Según la carga
Los radicales pueden ser neutros, aniónicos o catiónicos, según que no posean carga; o
que ésta sea negativa o positiva.
Radical neutro
Anión radical
Catión radical
Radical metilo (neutro)
Anión radical cetilo
Catión radical formaldehído
(efecto de resonancia)
Reacciones radicalarias
Son reacciones en las que intervienen radicales, generalmente como estados
intermedios, como por ejemplo la halogenación radicalaria de alcanos.
Mecanismo general de una sustitución radicalaria
Mecanismo general de una reacción de sustitución radicalaria.
Las reacciones en las que intervienen radicales libres se llaman reacciones radicalarias.
Se dividen normalmente en tres fases: iniciación, propagación y terminación.
La reacción global de sustitución mostrada en la ecuación 1 se puede descomponer en
los siguientes procesos:
Reacciones de iniciación Son las reacciones que producen un aumento en el número
de radicales libres.
La ecuación 2 corresponde a una ruptura homopolar provocada por termólisis
o fotólisis.
La ecuación 3 corresponde a una ruptura favorecida por un radical iniciador
Init·
Reacciones de propagación: Se producen reacciones entre radicales. Corresponde a
las etapas 4 y 5.
Reacciones de terminación: Finalmente, se recombinan los radicales para formar
moléculas más estables. Corresponde a las etapas 6 y 7.
Estabilidad de los radicales libres:
Los radicales libres son más estables cuanto más sustituidos estén. Los radicales libres
siguientes están escritos por orden decreciente de estabilidad.
El orden de estabilidad decreciente para los radicales libres es 3° > 2° > 1° > Metilo.
Principales aplicaciones:
Los radicales se producen en la respiración con la presencia de oxígeno que aunque es
imprescindible para la vida celular de nuestro organismo, también induce la formación
de éstas moléculas reactivas, que provocan a lo largo de la vida efectos negativos para
la salud debido a su capacidad de alterar el ADN (los genes), las proteínas y los lípidos
o grasas ("oxidación"). En nuestro cuerpo existen células que se renuevan
continuamente como las células de la piel, del intestino, y el hígado, y otras sin
capacidad de renovación como las neuronas. En el transcurso de los años, los radicales
libres pueden producir una alteración genética sobre las células que se dividen
continuamente contribuyendo a aumentar el riesgo de cáncer por mutaciones
genéticas o bien, disminuyen la funcionalidad de las células que no se dividen tanto,
disminuyendo el número de mitocondrias, que es característico del envejecimiento.
Las situaciones que aumentan la producción de radicales libres son:
La contaminación ambiental.
El tabaquismo.
Las dietas ricas en grasas.
Exposición excesiva a las radiaciones solares.
La ingesta de aceites "vegetales" que fueron refinados, ya que estos contienen
radicales libres al ser sometidos a altas temperaturas.
El estrés.
BIBLIOGRAFÍA:
http://es.wikipedia.org/wiki/Hal%C3%B3gen
http://definicion.de/isotopo/
http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno
http://espanol.answers.yahoo.com/question/index?qid=20070831142915
AABF4nh
http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/isotopos