fundacion barcelo – facultad de medicina

FUNDACION BARCELO – FACULTAD DE MEDICINA
Licenciatura en Nutrición
Curso Introductorio
Introducción a la Bioquímica
Módulo 1 Leccion 2
1
FUNDACION BARCELO – FACULTAD DE MEDICINA
MOLÉCULAS Y COMPUESTOS
Objetivos
•
Describir los dos tipos fundamentales de enlaces químicos.
•
Describir las variedades de uniones intermoleculares que se establecen entre las moléculas.
•
Comparar las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes.
•
Clasificar los compuestos como iónicos o covalentes.
•
Definir y distinguir entre formula empírica, formula molecular y formula estructural.
•
Definir, calcular y relacionar peso formula y peso molecular.
•
Definir los conceptos de masa atómica absoluta, masa atómica relativa, átomo gramo, masa
molecular absoluta, masa molecular relativa, masa molar y número de Avogadro.
•
Explicar el concepto de mol.
1. Enlaces químicos y uniones intermoleculares . Vea los siguientes materiales
en el índice del módulo
a. Enlaces químicos y uniones intermoleculares
b. Enlace químico
c. Uniones intermoleculares
2. Compuestos iónicos y moleculares
•
Los compuestos moleculares o covalentes están formados por moléculas.
o
Cada molécula contiene desde dos átomos (moléculas biatómicas) hasta miles de
átomos (moléculas biológicas).
o
Cada molécula tiene la misma composición de elementos y propiedades con el
compuesto.
o
•
Ejemplos: H2O, CO2, C6H12O6, NH3, CH4
Los compuestos iónicos están formados por iones positivos (cationes) y iones negativos
(aniones).
o
Los cationes se combinan con los aniones en una relación justa de números para
producir compuestos eléctricamente neutros.
o
Los metales forman fácilmente cationes y los no metales forman aniones, por lo tanto,
los compuestos metal/no metal son frecuentemente iónicos
o
Los cationes y aniones se organizan en estructuras ordenadas sólidas que pueden
convertirse en móviles cuando se fusionan
o
Las moléculas individuales, normalmente, no existen
o
Sinónimo: sales
o
Ejemplos: NaCl, KBr, Na2S, MgBr2
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Tabla: Comparación entre compuestos moleculares y iónicos.
Compuestos moleculares
Compuestos iónicos
La menor particular
Moléculas
Iones
Presenta elementos
Cercanos en la tabla periódica
Muy separados en la tabla
periódica
Conductividad eléctrica
Pobres
Buenos, cuando se fusionan o
disuelven
Estado a temperatura
ambiente
Sólidos, líquidos o gaseosos
Sólidos
Otra denominación
Compuestos covalentes
Sales
2.1 Formulas para los compuestos moleculares
•
Una fórmula molecular muestra el tipo y numero de átomos de la molécula
•
El tipo de está indicado por el símbolo del elemento
•
El número de átomos por molécula está indicado por el subíndice
o
H2O contiene 2 átomos de hidrógenos y 1 átomo de oxígeno por molécula.
o
CF4, tetrafluoruro de carbono, contiene 4 átomos de fluor y 1 átomo de carbono por
molécula.
•
Los átomos en las fórmulas se encuentran , a veces, agrupados para mostrar como se encuentran
unidos en la molécula
o
El metanol es usualmente escrito como CH3OH, para mostrar que 3 átomos de
hidrógeno están unidos al carbono y otro hidrógeno está unido al oxígeno.
o
El ácido acético puede ser escrito como CH3COOH o HC2H3O2 o C2H4O2. La primera
fórmula muestra como están dispuestos en conjunto; la segunda fórmula enfatiza que un
hidrógeno es diferente de los demás; la tercera fórmula es menos informativa dado que
solamente muestra el número y tipo de átomos en la molécula.
•
Los grupos que aparecen más de una vez en la molécula se escriben entre paréntesis
o
CH3(CH2)3CH3 puede ser escrito como C5H12, pero se pierde toda la información acerca
de la estructura de la molécula.
o
•
(CH3CH2)4P2O7 contiene 8 carbonos, 20 hidrógenos, 2 fósforos y 7 oxígenos.
Peso molecular = suma de los pesos de los átomos de la molécula
o
El peso molecular de CH3OH es 12 + 4 x 1 + 16 = 32, dado que el carbono, hidrógeno y
el oxígeno tienen pesos atómicos de 12, 1 y 16 respectivamente.
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2.2 Formulas para los compuestos iónicos
•
La fórmula empírica da la composición de elementos de un compuesto
o
La fórmula muestra los elementos a través de sus símbolos
o
Los subíndices indican la relación de iones o átomos en el compuesto
CuSO4 contiene 4 átomos de O y 1 átomo de S por cada átomo de Cu.
Na2CO3 contiene 2 átomos de Na y 3 átomos de O por cada átomo de C.
•
Escribiendo fórmulas iónicas empíricas
1. escribir la fórmula del catión, incluyendo su carga
2. escribir la fórmula del anión, incluyendo su carga
3. combinar suficientes cationes con suficientes aniones para dar una carga total de cero

truco: intercambiar las cargas como subíndices

no escribir las cargas cuando los iones están combinados
4. Utilizar la menor relación catión-anión posible
5. Escribir primero el catión y luego el anión
Iones potasio (K+) y iones cloruro (Cl-) se combinan para dar cloruro de potasio, KCl
Iones calcio (Ca2+) y iones bromuro (Br-) se combinan para dar bromuro de calcio, CaBr2
Iones aluminio (Al3+) y iones sulfuro (S2-) se combinan para dar sulfuro de aluminio, Al2S3
•
Nombrando compuestos iónicos a partir de las fórmulas
1. nombrar los aniones
2. nombrar los cationes

recordar que todos los nombres de los cationes de metales de transición y de
los grupos principales deben incluir su carga como número romano entre
paréntesis.
Na2S contiene iones sodio y iones sulfuro. El compuesto es sulfuro de sodio. SnCl4 contiene un
catión estaño y cuatro iones cloruro. Cada cloruro tiene una carga –1, entonces el estaño debe
tener una carga +4. El compuesto es cloruro de estaño (IV).
•
El peso fórmula es la suma de los pesos atómicos en la fórmula
2.3 Iones poliatómicos
•
Definición: iones formados por más de un átomo
•
ejemplos: amonio (NH4+), hidróxido (OH-), nitrato (NO3-), sulfato (SO4-)
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(a) Fórmulas estructurales
•
definición: un mapa que muestra como se unen los átomos dentro de la molécula
Fórmula molecular
Fórmula estructural
Modelo molecular
H2O
•
Las fórmulas estructurales de los iones poliatómicos llevan corteches con la carga indicada e el
superíndice
NH4+
•
Las líneas indican pares de electrones compartidos. Puede ser simple, doble o triple.
HC2H3O2
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3. Masas atómicas y masas moleculares
3.1 Masa atómica absoluta (Masa atómica)
Es la masa (peso) de un átomo. Es un valor pequeño y tiene unidades de masa (gramos, etc.).
Ej: la masa atómica del Hidrógeno o masa de un átomo de Hidrógeno: 1,66 × 10-24 g.
Este número es tan pequeño, que para darse cuenta del tamaño que estamos hablando, conviene
expresarlo con sus ceros delante de la coma:
0,00000000000000000000000166 gramos (23 ceros detrás de la coma!!!!)
Es también: 1,66 / (1.000.000.000.000.000.000.000.000), es decir, la cuatrillonésima parte de
1,66 gramos.
3.2 Masa atómica relativa (A.r.)
Obviamente que la mente humana no está preparada para comprender una cantidad de materia
tan chica y tiende normalmente a comparar con algo que le sirva de referencia, y así surge el concepto de
masa atómica relativa.
Es la masa (peso) real de un átomo comparado con la masa real de otro átomo tomado como
unidad.
Masa atómica de un elemento (en gramos)
Ar =

Masa atómica de un elemento de comparación (en gramos)
El resultado es un número sin unidades y por ello relativo.
Actualmente se toma como unidad de comparación la doceava parte del átomo de 12C que es el isótopo
del carbono mas frecuente en la naturaleza.
Por ejemplo, la masa atómica relativa del sodio se calcula:
Masa de 1 átomo de Na
ArNa =

12
Masa de 1 átomo de C
Masa de 1 átomo de Na
=
  = 23
Masa de la 1/12 de 1 átomo de 12C

12
La Masa atómica relativa del Na es 23. Esto significa que cada átomo de Na es 23 veces más
pesado que la 1/12 del peso de un átomo de 12C.
Se mide cuantas veces más pesado es el átomo en cuestión que esa unidad de comparación (unidad
de masa atómica ó u.m.a.; 1 u.m.a.)
La u.m.a es la 1/12 del átomo de 12C. Su valor es 1,66 × 10-24 g. (También se llama Dalton)
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Un átomo de Na es 23 veces mas pesado que 1 u.m.a.(1/12 masa del 12C).
Nota: obsérvese que la u.m.a. tiene el mismo valor que la Masa Atómica del Hidrógeno. Por esto la Ar del
H es 1.
3.3 Átomo gramo (A.g)
Es la masa atómica relativa expresada en gramos.
Ej: Ar. Na = 23
A.g. Na = 23 g
Se define como "la masa de 1 mol de átomos". Veremos más adelante que 1 mol de átomos es la masa del
Número de Avogadro de átomos.
3.4 Masa molecular absoluta (Masa molecular)
El mismo razonamiento que hemos aplicado para los átomos es válido para las moléculas. Por lo
tanto la Masa molecular absoluta, es la masa (peso) de una molécula. Es también un valor pequeño.
Por ejemplo: la Masa Molecular Absoluta del Hidrógeno o Masa de una Molécula de Hidrógeno
es 3,32 . 10-24 g. (el doble que la masa de 1 átomo de Hidrógeno ya que es biatómico)
3.5 Masa molecular relativa (M.r.)
Es la masa (peso) real de una molécula comparado con la 1/12 de la masa de un átomo de 12C
(u.m.a.).
El resultado es un número sin unidades (relativo) que indica cuántas veces más pesada es la
molécula de un compuesto comparada con la doceava parte de masa de un átomo de 12C.
Masa de una molécula de un elemento
Mr = 
Masa de la 1/12 del 12C
También se puede calcular la masa molecular relativa (Mr) sumando las masas atómicas
relativas (Ar) de los átomos que forman la molécula.
Ejemplo: Mr CO2 = 44
Ar C = 12
+
2 x Ar O = 16 x 2 → 12 + 32 = 44
La molécula de CO2 es 44 veces más pesada que la 1/12 de la masa del 12C.
3.6 Masa molar (M)
Es la masa molecular relativa expresada en gramos.(Es la masa en gramos numéricamente
igual a la Masa Molecular Relativa).
Ej: Mr. CO2 = 44
M. CO2 = 44 g. (44 g/mol.)
Se define como "la masa de 1 mol de moléculas". Veremos más adelante que 1 mol de moléculas
es la masa del Número de Avogadro de moléculas.
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El concepto de Masa Molar se utiliza para átomos y moléculas y su valor numérico coincide con la Masa
Atómica Relativa (Ar) y con la Masa Molecular Relativa (Mr).
En la Masa Molar de una partícula (átomos, moléculas, iones, etc.) habrá 1 mol de dichas
partículas. Es decir: La masa de 1 mol de átomos, moléculas u otras partículas de una sustancia se
denomina MASA MOLAR.
Ejemplos:
23 g de Na
=
1 mol de átomos de Na. (El Na es monoatómico)
23 g de Na
=
1 mol de moléculas de Na
Se puede decir que 1 mol de Na pesa 23 g.
44 g de CO2
=
1 mol de moléculas de CO2
De la misma manera 2 moles de moléculas de CO2 pesan 88 g.
Por lo tanto:
- Mr H2O = 18
M H2O = 18 g.
→
18 g.
- Mr HCl = 36,5
M HCl = 36,5 g.
→
36,5 g = 1 mol de HCl
= 1 mol de H2O
3.8 Número de Avogadro (N)
Es el número de partículas elementales que hay en un mol de dichas partículas.
Su valor es 6,02 × 1023 .
Representa:
-El número de átomos que hay en 1 mol de átomos
-El número de moléculas que hay en 1 mol de moléculas
-El número de iones que hay en 1 mol de iones
-El número de electrones que hay en 1 mol de electrones
Ejemplo:
1 mol de átomos de Cl2 pesan 35,5 g. y contienen 6,02 ×1023 átomos.
1 mol de átomos de Fe pesan 55,5 g. y contienen 6,02 × 1023 átomos.
1 mol de moléculas de Cl2 pesan 71 g. y contienen 6,02 × 1023 moléculas.
Se debe tener en cuenta:
a) Si elemento y su molécula es monoatómica:
- 1 mol de átomos de Na pesan 23 g. y contienen 6,02 × 1023 átomos.
- 1 mol de moléculas de Na pesan 23 g. y contienen 6,02 × 1023 moléculas.
b) Si la molécula tiene atomicidad distinta a 1:
- 1 mol de átomos de Cl2 pesan 35,5 g. y contienen 6,02 × 1023 átomos.
- 1 mol de moléculas de Cl2 pesan 71 g y contienen 6,02 × 1023 moléculas pero
el doble de átomos. Es decir que 1 mol de Cl2 contiene 12,04 × 1023 átomos.
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3.9 Mol
El mol es la cantidad de materia correspondiente a un Número de Avogadro de partículas.
Es decir: 1 mol es la masa del Nº de Avogadro de partículas.
Conociendo la masa de un átomo o de una molécula y multiplicándola por 6,02 × 1023 se obtiene la
masa de un mol de átomos o de un mol de moléculas, respectivamente.
Conceptualmente se puede explicar de la siguiente forma: así como decir docena significa decir 12
unidades, decir mol significa decir 6,02 × 1023 unidades. Ahora bien, cuando decimos docena tenemos
que aclarar una docena de qué (de lápices, de fósforos, de huevos, de manzanas, etc.). Lo mismo ocurre
con el mol, tenemos que aclarar de qué tipo de partículas se trata ( de átomos, de moléculas, de iones,
etc.).
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