lOMoARcPSD|15623046 Ud 1 tema 1 Bioquímica (Fundación Barceló) StuDocu is not sponsored or endorsed by any college or university Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 LICENCIATURA EN NUTRICIÓN GESTIONADO CON MODALIDAD A DISTANCIA Asignatura Unidad didáctica Bioquímica 1. Composición química de los seres vivos Tema 1. Introducción a la química: materia, átomos y moléculas; uniones químicas Autor Gustavo Bertot Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Índice Introducción Objetivos 1. La materia 1.1. Clasificación 1.1.1. Propiedades 1.1.2. Sustancias 1.1.3. Mezclas 1.2. Estados 1.2.1. Gases: átomos en libertad 1.2.2. Líquidos: las moléculas en acción 1.2.3. Sólidos: estructuras apretadas 1.2.4. Transición de fases o cambios de estado 2. La estructura del átomo: una visión simple 2.1. El núcleo 2.1.2. Isótopos 2.2. Nube electrónica y orbital atómico 3. Tabla periódica: clasificación de los elementos 3.1. Propiedades periódicas 3.1.1. Radio atómico 3.1.2. Energía de ionización 3.1.3. Afinidad electrónica 3.1.4. En resumen 4. Moléculas, iones y compuestos 5. Fórmulas químicas 5.1. Acerca de las fórmulas para los compuestos moleculares 5.2. Acerca de las fórmulas para los compuestos iónicos 6. Relaciones de masa: masas atómicas y masas moleculares 6.1. Masa atómica absoluta 6.2. Masa atómica relativa 6.3. Átomo gramo 6.4. Masa molecular absoluta 6.5. Masa molecular relativa 6.6. Masa molar 6.7. Número de Avogadro 6.8. Mol 7. Enlaces químicos 7.1. Enlaces interatómicos 7.1.1. Enlace iónico 7.1.2. Enlace covalente 7.1.3. Enlaces iónicos y enlaces covalentes: resumen 7.1.4. Enlace metálico 7.2. Uniones intermoleculares 7.2.1. Fuerzas de van der Waals 7.2.2. Fuerzas Ion-Dipolo 7.2.3. Resumen en imágenes 7.2.4. Las fuerzas intermoleculares y los líquidos 7.2.5. Las fuerzas intermoleculares y los sólidos Ideas clave Solucionario Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) 3 3 5 5 6 8 9 14 15 16 17 18 19 20 21 23 25 28 28 28 29 30 32 34 35 36 38 38 38 39 40 40 41 42 43 46 47 47 48 52 53 53 54 57 57 58 61 63 67 lOMoARcPSD|15623046 Introducción La química es la ciencia que estudia la materia, su estructura, sus propiedades y sus transformaciones. En este tema, iniciaremos el estudio de la química en el nivel macroscópico, y veremos cómo definimos y caracterizamos a la materia y a sus propiedades; luego iniciaremos la exploración del mundo microscópico de átomos y moléculas, sus características y cómo se unen. Objetivos Al finalizar el trabajo con este tema serás capaz de: • Clasificar las propiedades de la materia como extensivas, intensivas, físicas y químicas. • Clasificar las muestras de materia como sustancias puras, mezclas homogéneas, mezclas heterogéneas, compuestos y elementos. • Distinguir entre gases, líquidos y sólidos, y explicar a nivel molecular la diferencia entre estos estados. • Comprender las características principales de la estructura del átomo; conocer las partículas que constituyen el núcleo atómico y las fuerzas fundamentales que mantienen unida a la materia; definir el concepto de número atómico y número másico. • Describir la tabla periódica; nombrar sus grupos principales y regiones e identificar los elementos que pertenecen a esos grupos. • Distinguir entre metales, no metales y metaloides. • Definir y reconocer las características de los isótopos. • Comprender los conceptos de radio atómico, energía de ionización y afinidad electrónica. • Definir moléculas e iones • Comparar las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes. • Clasificar los compuestos como iónicos o covalentes. Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 • Definir y distinguir entre formula molecular y formula estructural. • Definir, calcular y relacionar peso fórmula 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. • Reconocer los enlaces que mantiene unidos los átomos en las moléculas. • Definir las características de cada tipo de unión química. • Diferenciar los distintos tipos de enlace químico para establecer las propiedades de cada compuesto. • Comprender las características de los distintos tipos de uniones intermoleculares. Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 1. La materia Todo en el universo está hecho de materia, desde el más delgado espiral de gas hasta el planeta más denso. RECORDÁ: La materia presenta tres formas fundamentales: sólida, líquida y gaseosa, y está constituida por elementos, mezclas y compuestos. Pero una comprensión elemental de las clases de materia se enriquece al profundizar en las características del átomo, la mínima cantidad de materia para la mayoría de los propósitos prácticos. La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. Incluye lo que podemos ver y tocar (como el agua, la tierra y los árboles) y lo que no podemos ver ni tocar (como el aire). La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. 1.1. Clasificación Los químicos distinguen varios subtipos de materia con base en su composición y sus propiedades. La clasificación de la materia, además de los átomos y las moléculas, incluye: • Sustancias. - Elementos. - Compuestos. • Mezclas. - Homogéneas. - Heterogéneas. 5 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Hidrógeno, oro, hierro, agua, azúcar, agua salada, aleación, espumas, gomitas, mayonesa, humos, nieblas, nubes, tinta china: con sus diferencias, todos son materia. RECORDÁ: Sustancia es la clase de materia de la que están formados los cuerpos (una porción delimitada de la materia), y tiene composición definida. Mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la que estas conservan sus propiedades distintivas. Materia Separación por métodos físicos Mezclas Mezclas homogéneas Mezclas heterogéneas Compuestos Sustancias Separación por métodos químicos Elementos 1.1.1. Propiedades Cada sustancia tiene un conjunto único de propiedades, características que permiten reconocerla y distinguirla de otras sustancias. Las propiedades de la materia se pueden agrupar en dos categorías: • Propiedades físicas: podemos medir las propiedades físicas sin cambiar la identidad ni la composición de la sustancia. Estas propiedades incluyen el color, el olor, la densidad, el punto de fusión y de ebullición, etc. • Propiedades químicas: las propiedades químicas describen la forma en que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otras sustancias. Por ejemplo, la inflamabilidad, la capacidad de una sustancia para arder en presencia de oxígeno. 6 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Algunas propiedades no dependen de la cantidad de muestra que se está examinando mientras que otras sí. Todas las propiedades medibles de la materia corresponden a una de dos categorías adicionales: • Intensivas: son especialmente útiles en química porque muchas de ellas pueden servir para la identificación de la sustancia. No varían con la cantidad de materia. - Densidad. - Peso específico. - Punto de ebullición. • Extensivas: dependen de la cantidad de la muestra e incluyen mediciones de masa y volumen. Tienen que ver con la cantidad de sustancia presente. Varían con la cantidad de materia. - Peso. - Volumen. - Superficie. Verificá tu aprendizaje Actividad 1 Indicá si las siguientes propiedades de la materia son intensivas o extensivas. • Longitud. • Volumen. • Densidad. • Masa. 7 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 1.1.2. Sustancias RECORDÁ: Las sustancias puras constituyen un sistema homogéneo que posee un único componente. Las sustancias pueden ser: • Elementos. • Compuestos. Elemento RECORDÁ: El elemento es aquella sustancia pura que está formada por átomos de un único elemento en sus posibles estados alotrópicos. No puede descomponerse en sustancias más simples. Los elementos se clasifican en metales, no metales y metaloides. Hay 118 elementos conocidos, de los cuales 91 existen en la naturaleza (el resto son artificiales y muy inestables). EJEMPLOS DE SÍMBOLOS DE ALGUNOS ELEMENTOS A PARTIR DE SUS ANTIGUOS NOMBRES Nombre Nombre antiguo Antimonio Sb Stibium Cobre Cu Cuprum Oro Au Aurum Hierro Fe Ferrum Plomo Pb Plumbum Mercurio Hg Hydrargyrum Potasio 8 Símbolo K Kalium Plata Ag Argentum Sodio Na Natrium Tungsteno W Wolfram Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Compuesto RECORDÁ: El compuesto es aquella sustancia pura en cuya composición encontramos varias clases de átomos en una proporción constante y definida (por ejemplo, H2O, CO2, glucosa, aminoácido, etc.). Las propiedades de los compuestos son diferentes de las de sus elementos constituyentes. EJEMPLO: El cloro (Cl) y el sodio (Na) son dos elementos químicos de composición y propiedades muy características y diferenciadas. Cuando cloro y sodio se combinan para formar el compuesto cloruro de sodio (sal común), estos dos elementos pierden las propiedades que los caracterizaban, y se produce una nueva sustancia pura con propiedades y características únicas, diferentes a las de los elementos originales. La sal común es un sólido blanco y poco reactivo. El sodio es un metal brillante y extremadamente reactivo. El cloro es un gas venenoso amarillo-verdoso. 1.1.3. Mezclas RECORDÁ: Las mezclas son una combinación de dos o más sustancias en la que estas conservan sus propiedades distintivas y de tal forma que no ocurre una reacción química. No poseen composición constante y usualmente separan a sus componentes originales por medios físicos. 9 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Las mezclas no producen una sustancia distinta: al Las mezclas no producen combinar sustancias puras para formar una mezcla, una sustancia distinta. las sustancias originales no pierden sus propiedades para dar lugar a una nueva sustancia con nuevas características; por el contrario, las sustancias puras mezcladas continúan conservando sus propiedades e identidades químicas. Sus componentes pueden estar en un estado homogéneo o heterogéneo. Mezclas homogéneas Pueden darse entre: • Sólido en sólido: aleaciones como zinc en estaño (latón). • Gas en sólido: hidrógeno en paladio. • Líquido en sólido: mercurio en plata (amalgama). • Líquido en líquido: alcohol en agua, ácido acético en agua. • Sólido en líquido: sal en agua (salmuera). • Gas en líquido: oxígeno en agua. • Gas en gas: aire. Mezcla homogénea (vinagre, ácido acético 5%). Mezclas heterogéneas Podemos distinguir cuatro tipos de mezclas: • Coloides: son aquellas formadas por dos fases sin la posibilidad de mezclarse los componentes (fase Sol y Gel). Entre los coloides encontramos la mayonesa, la gelatina, el humo del tabaco y el detergente disuelto en agua. • Sol: estado diluido de la mezcla, pero que no llega a ser líquido. Es el caso de las cremas, las espumas, etc. 10 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • Gel: estado con mayor cohesión que la fase Sol, pero esta mezcla no alcanza a ser un estado sólido. Por ejemplo: la jalea. • Suspensiones: mezclas heterogéneas formadas por un sólido que se dispersan en un medio líquido. Mezcla heterogénea (azufre y hierro). Coloide En química, un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema físico-químico compuesto por dos fases: • Fase continua, normalmente fluida. • Fase dispersa, en forma de partículas, por lo general sólidas, de tamaño mesoscópico (es decir, a medio camino entre los mundos macroscópico y microscópico). Así, se trata de partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula. Aunque el coloide por excelencia es aquel en el que la fase continua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículas sólidas, pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación. En la siguiente tabla se recogen los distintos tipos de coloides según el estado de sus fases continua y dispersa. 11 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Fase dispersa (material disperso) Gas Gas Líquido Fase continua (material dispersante) Sólido Líquido Sólido No es posible Nieblas (aerosol porque todos los líquido) gases son solubles (Niebla, bruma, entre sí. nubes, spray de cabello) Humos (aerosol sólido) Espumas Emulsiones Soles (Gaseosa, clara de huevo batida, espuma de afeitar) (Leche, mayonesa, (Pinturas, tinta chicrema de manos, na, iodo, solución sangre) de almidón) Espumas Sólidas Emulsiones sólidas (gel) (Yeso, piedra Pómez, aerogeles) (Gelatina, pastillas de goma, queso, manteca) (Humo, polvo en suspensión) Sol sólido (Perla, porcelana, cristal de rubí, papel) Verificá tu aprendizaje Actividad 2 Indicá si las siguientes sustancias son sustancias simples, sustancias compuestas o mezclas. • Diamante. • Agua salada. • Aire. • Cloro. • Carbono. • Dióxido de carbono. 12 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Actividad 3 Indicá si los siguientes ítems son elementos, compuestos, mezclas homogéneas o mezclas heterogéneas. • Hidrógeno. • Helio gaseoso. • Sal de mesa. • Gaseosa cola. • Agua. • Azúcar. • Agua salada. • Oro. Actividad 4 Indicá si los siguientes alimentos o preparaciones alimenticias son una suspensión, emulsión, espuma o gel. • Leche. • Manteca. • Leche chocolatada. • Crema de leche. • Merengue. • Gelatina. • Bizcochuelo. • Mayonesa. • Postre flan de preparación instantánea. 13 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 1.2. Estados RECORDÁ: La forma en que las partículas que constituyen una sustancia se reúnen o se agregan determina una buena parte de las propiedades físicas; entre ellas, su estado: sólido, líquido o gaseoso. Las leyes que rigen el comportamiento de la materia en la escala ordinaria de observación pueden ser explicadas a partir de teorías que hacen referencia a las interacciones entre sus comSometida a condiciones ponentes elementales. extremas, la materia puede pasar a estados físicos Sometida a condiciones extremas, la materia puede muy especiales. pasar a estados físicos muy especiales. EJEMPLO: Tal es el caso del plasma y de la materia constitutiva de las estrellas de neutrones. En nuestro planeta, la materia se presenta esencialmente bajo tres formas o estados de agregación diferentes: • Estado sólido. • Estado líquido. • Estado gaseoso. 14 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Cada uno de estos tres estados presenta propieCada uno de estos tres dades directamente observables que le son caracestados presenta proterísticas. Así, los sólidos poseen una forma y vopiedades directamente lumen propios; los líquidos, por su parte, aunque observables que le son adoptan la forma del recipiente que los contiene, características. poseen un volumen propio que se mantiene prácticamente constante aun en el caso de ser sometidos a presiones exteriores considerables; los gases, sin embargo, adoptan la forma del recipiente y además ocupan todo su volumen interior. PROPIEDADES DE LOS ESTADOS Gaseoso Líquido Sólido • Baja densidad. • Alta densidad. • Alta densidad. • Muy fácil de expandir o comprimir. • Solo ligeramente compresible. • Virtualmente incompresible. • Adopta el volumen y llena su contenedor. • Tiene un volumen definido, pero adopta la forma del contenedor. • Tiene un volumen y una forma definidos. 1.2.1. Gases: átomos en libertad El aire que respiramos está constituido, como otros gases, de diminutas partículas en rápido movimiento. Los gases, la forma de la materia más leve posible, son, en gran medida, espacio vacío. Incluso en el gas más denso, solo una pequeña parte del volumen es ocupado por las partículas. 15 Los gases, la forma de la materia más leve posible, son, en gran medida, espacio vacío. Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición RECORDÁ: Las partículas en un gas son tan energéticas y se encuentran tan espaciadas que sus atracciones no logran la fuerza necesaria para agruparlas, de modo que se mueven alrededor de todo el espacio, chocando entre sí millones de veces por segundo; se expanden tanto como les es posible para llenar cualquier recipiente que las contenga. EJEMPLO: Los globos aerostáticos se elevan debido a que el calor del quemador hace que las partículas en la bolsa de aire se muevan más rápidamente y colisionen con fuerza entre sí, dispersándose e inflando el globo y haciendo que el aire del interior sea más liviano que el del exterior. El aire más liviano en la bolsa le proporciona al globo un empuje ascendente, que lo eleva. Puesto que el aire del globo se expande sin ganar energía, la misma cantidad de calor se dispersa en un espacio mayor, enfriándolo. A medida que el aire se enfría, el globo desciende. 1.2.2. Líquidos: las moléculas en acción RECORDÁ: En un líquido, las partículas no están muy cohesionadas, lo que les permite fluir en todas las direcciones. A nivel microscópico, el estado líquido se caracteLa densidad de los líriza por que la distancia entre las moléculas es quidos es, salvo algunas sensiblemente inferior a la de los gases. Mientras excepciones, solo algo que en un gas la distancia intermolecular media es inferior a la de los sólidos. igual o mayor que diez veces el tamaño de la molécula, en un líquido viene a ser del mismo orden de magnitud que el diámetro molecular, y solo un poco mayor que en los sólidos. Eso explica que la densidad de los líquidos sea, salvo algunas excepciones, solo algo inferior a la de los sólidos. 16 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición RECORDÁ: La proximidad entre las moléculas hace que se dejen sentir fuerzas atractivas de interacción, que evitan que una molécula pueda “escaparse” de la influencia del resto, como sucede en el estado gaseoso, pero que les permite moverse deslizándose unas sobre otras. Por esta razón los líquidos no poseen forma propia, sino que se adaptan a la del recipiente que los contiene, es decir, pueden fluir. Sin embargo, el hecho de que las moléculas estén ya suficientemente próximas hace de los líquidos fluidos incompresibles. Toda compresión lleva consigo una disminución de la distancia intermolecular; y, si esta fuera apreciable, entrarían en juego las fuerzas repulsivas entre los núcleos atómicos, que se opondrían a dicha compresión y la neutralizarían. 1.2.3. Sólidos: estructuras apretadas Los sólidos se caracterizan por que sus átomos y moléculas se encuentran dispuestos en estructuras apretadas. RECORDÁ: En el estado sólido, las moléculas, átomos o iones que componen la sustancia considerada se encuentran unidos entre sí por fuerzas relativamente intensas, formando un todo compacto. La mayor proximidad entre sus partículas constituyentes es una característica de los sólidos y permite que entren en juego las fuerzas de enlace que ordenan el conjunto, dando lugar a una red cristalina. En ella las partículas ocupan posiciones definidas y sus movimientos se limitan a vibraciones en torno a los vértices de la red en donde se hallan situadas. Por esta razón las sustancias sólidas poseen forma y volumen propios. 17 La mayor proximidad entre sus partículas constituyentes permite que entren en juego las fuerzas de enlace que ordenan el conjunto. Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 1.2.4. Transición de fases o cambios de estado RECORDÁ: Son posibles las conversiones entre los tres estados de la materia sin que cambie la composición de la sustancia. Al calentar un sólido (por ejemplo, el hielo) se funde y se transforma en líquido (agua). (La temperatura en la que ocurre esa transición se denomina punto de fusión). Al calentar adicionalmente el líquido, este se convierte en gas. (Esta conversión sobreviene en el punto de ebullición del líquido). Por otra parte, el enfriamiento de un gas hace que se condense en la forma de líquido. Al enfriar adicionalmente el líquido, este se congela, es decir, toma una forma sólida. Sublimación Vaporización Fusión Sólido Líquido Solidificación Gaseoso Condensación Sublimación inversa Verificá tu aprendizaje Actividad 5 Completá las siguientes frases. 1. El cambio de estado de agua líquida a vapor de agua se denomina ____________. 2. El cambio de estado de cobre sólido a cobre líquido se denomina ____________. 3. El cambio de estado de oxígeno gaseoso a oxígeno líquido se denomina ____________. 4. El cambio de estado de azufre líquido a azufre sólido se denomina ____________. 18 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 2. La estructura del átomo: una visión simple El conocimiento de la estructura atómica es fundamental para poder entender el comportamiento químico de las sustancias. El descubrimiento de las partículas subatómicas como los protones, los electrones y los neutrones, a finales del siglo XIX, impulsó a los químicos de la época a proponer modelos para explicar cómo estaban constituidos los átomos. El conocimiento de la estructura atómica es fundamental para poder entender el comportamiento químico de las sustancias. Entender la estructura del átomo y la manera en que interactúan los átomos permite una visión profunda de las sustancias que nos rodean y de sus transformaciones. Sin embargo, los átomos no son la parte más pequeña de la materia; están hechos de partículas tan diminutas que cada átomo es principalmente espacio vacío. Mientras más aprendemos acerca de la materia, esta parece cada vez más insustancial. Incluso las diminutas partículas subatómicas no son esferas sólidas y tangibles, sino pequeños “paquetes” de energía reunidos por acción de fuerzas curiosas. Los átomos no son la parte más pequeña de la materia; están hechos de partículas diminutas. RECORDÁ: La teoría hoy aceptada es que la materia se compone de átomos que a su vez están formados por un núcleo de carga positiva constituido por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleón, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa. 19 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 2.1. El núcleo RECORDÁ: El núcleo atómico se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases: • Protones: partículas de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y una masa de 1,6726 × 10–27 kg. • Neutrones: partículas carentes de carga eléctrica y una masa de 1,672 × 10–27 kg. EJEMPLO: El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos neutrones. Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. • La cantidad de protones contenidos en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de la tabla periódica de otro. • La cantidad de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Número másico (número de protones + neutrones) A E Z Símbolo del elemento Número atómico (número de protones) 20 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición EJEMPLO: 1 El número másico del hidrógeno es 1 ( H), y el del helio, 4 (4He). El número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He). 2.1.2. Isótopos No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos. RECORDÁ: Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. En general, un elemento químico dado está constituido por varias especies de átomos de masa o peso atómico diferente. A cada especie atómica así definida se la denomina isótopo del elemento dado. Los átomos de cada isótopo tienen el mismo número atómico o de protones (Z), pero distinto número másico (A), lo cual indica que el número de neutrones es diferente y característico para cada isótopo. La palabra “isótopo” (del idioma griego: ‘en el mismo sitio’) se usa para indicar que todos los isótopos de un mismo elemento se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica. Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo. 21 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición RECORDÁ: Un isótopo radiactivo de un elemento se caracteriza por tener un núcleo atómico inestable (por el balance entre neutrones y protones) y emitir energía cuando cambia de esta forma a una más estable. EJEMPLO: En la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números de masa 12, 13 y 14: 12C, 13C y 14C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente 98,89%, 1,11% y trazas. ISÓTOPOS DEL CARBONO Isótopo Abundancia natural isotópica Masa isotópica (daltons) Vida media Carbono-12 98,89% 12 (exactamente, por definición) Estable Carbono-13 1,11% 13,003354 Estable Carbono-14 Trazas 14,003241 5730 años La abundancia isotópica es la “huella” que puede ser utilizada para rastrear el origen de una muestra y permite definir: • Compuestos naturales vs. compuestos sintéticos. • Objetos de origen extraterrestre. • Edad de los objetos. La propiedad de los isótopos radiactivos de emitir espontáneamente radiación alfa, beta y gamma ha encontrado amplia aplicación: se emplea como herramienta para hacer estudios en la investigación científica y, desde el punto de vista práctico, se utiliza en muchas áreas, como en ecología, medicina, agricultura, industria y biología. La propiedad de los isótopos radiactivos de emitir espontáneamente radiación alfa, beta y gamma ha encontrado amplia aplicación. La utilidad que brindan los isótopos depende de sus propiedades, en particular del tipo de radiación que emiten, la energía de esta y su vida media. Como ejemplo, presentamos las siguientes aplicaciones: 22 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • Análisis de elementos que se encuentran en concentraciones muy bajas. • Trazadores en estudios de procesos físicos, químicos, biológicos y médicos. • Control del espesor de hojas y láminas en las industrias del papel, del hule, etc. • Control del llenado de líquidos en frascos y latas en industrias como la cervecera y la de envasado de alimentos. • Fuentes intensas de radiación en radiografías industriales y de la medicina nuclear. • Esterilización de material quirúrgico desechable y de productos químicos y biológicos. 2.2. Nube electrónica y orbital atómico RECORDÁ: Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, que son partículas elementales de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg. La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0. A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partícula con carga neta diferente de cero. El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo. Podemos decir entonces que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados o difusos en el espacio. La combinación de todos los orbitales atómicos da lugar a la corteza electrónica, representada por el modelo de capas, el cual se ajusta a cada elemento químico según la configuración electrónica correspondiente. 23 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Verificá tu aprendizaje Actividad 6 Mencioná cuáles son los tres componentes básicos de la estructura de un átomo. ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ Actividad 7 Completá las siguientes frases. 1. Un elemento está determinado por el número de ____________. 2. El número atómico de un átomo es _________________. 3. Cuando cambia el número de neutrones en un elemento se generan ____________ del elemento. 24 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 3. Tabla periódica: clasificación de los elementos Aunque algunos elementos como el oro, la plata, el estaño, el cobre, el plomo y el mercurio ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en 1669, cuando el alquimista Hennig Brand descubrió el fósforo. El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades físicas y en el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar la gran cantidad de información disponible sobre la estructura y propiedades de las sustancias elementales, condujeron al desarrollo de la tabla periódica, una tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. En la tabla periódica se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. La tabla periódica de los elementos fue propuesta por Dmitri Mendeléyev y Julius Lothar Meyer, quienes prepararon un ordenamiento de todos los elementos conocidos, basándose en la variación sistemática de las propiedades químicas (Mendeléyev) y físicas (Meyer) con la variación de sus masas atómicas. Dmitri Mendeléyev (1834-1907) 25 Julius Lothar Meyer (1830-1895) Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición La tabla fue publicada en 1869, sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos. EJEMPLO: En la tabla periódica moderna los elementos están acomodados de acuerdo con su número atómico (que aparece sobre el símbolo del elemento), en filas horizontales (“períodos”), con propiedades diferentes, pero masas similares (todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales); y en columnas verticales (“grupos”), donde todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia y, por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Los elementos se dividen en tres categorías: • Metales. Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad. • No metales. Un no metal generalmente es mal conductor del calor y la electricidad. • Metaloides. Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales. 26 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición La tabla periódica es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los elementos en forma sistemática y ayuda a hacer predicciones respecto del comportamiento químico. La tabla periódica ayuda a hacer predicciones respecto del comportamiento químico. La reactividad química de los elementos está determinada en gran parte por sus electrones de valencia, que son los electrones que ocupan el nivel de energía externo. RECORDÁ: Al considerar las configuraciones electrónicas de los elementos representativos, surge un patrón claro: todos los elementos en un grupo determinado tienen el mismo número y tipo de electrones de valencia. La similitud de configuraciones electrónicas de valencia es lo que hace que los elementos en un mismo grupo tengan un comportamiento químico parecido. EJEMPLO: Los metales alcalinos (los elementos del grupo 1A) tienen solo un electrón en su capa de valencia y tienden a perder ese electrón para formar cationes monopositivos. De manera similar, todos los metales alcalinotérreos (los elementos del grupo 2A) tienen dos electrones en su capa de valencia y tienden a perder dos electrones para formar los cationes dipositivos. Por otro lado, cuando consideramos, por ejemplo, a los halógenos (los elementos del grupo 7A), tienen 7 electrones en su capa de valencia y, a fin de completar el orbital, tienden a aceptar un electrón para formar aniones mononegativos. Como grupo, los gases nobles se comportan de manera muy similar. El helio y el neón son químicamente inertes, y hay algunos ejemplos de compuestos formados por los otros gases nobles. Esta carencia de reactividad química se debe a que sus subniveles electrónicos están completamente llenos, una condición que suele correlacionarse con alta estabilidad química. 27 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 3.1. Propiedades periódicas 3.1.1. Radio atómico Numerosas propiedades físicas, incluidas la densidad y los puntos de fusión y ebullición, se relacionan con el tamaño de los átomos. RECORDÁ: Una manera específica de definir el tamaño de un átomo es utilizando el radio atómico, que es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos metálicos adyacentes o de una molécula diatómica. 3.1.2. Energía de ionización Las propiedades químicas de cualquier átomo se determinan a partir de la configuración de los electrones de valencia de sus átomos. La estabilidad de estos electrones externos se refleja de manera directa en la energía de ionización de los átomos. 28 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición RECORDÁ: La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. La magnitud de la energía de ionización es una medida de qué tan “fuertemente” se encuentra unido el electrón al átomo. Cuanto mayor sea la energía de ionización, más difícil será que se desprenda el electrón. 3.1.3. Afinidad electrónica RECORDÁ: La afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. 29 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Cuanto más positiva sea la afinidad electrónica de un elemento, mayor la afinidad de un átomo de dicho elemento para aceptar un electrón. La tendencia a aceptar electrones aumenta (los valores de afinidad electrónica se hacen más positivos) al moverse de izquierda a derecha en un periodo. Las afinidades electrónicas de los metales por lo general son menores que las de los no metales. Dentro de un grupo, la variación de los valores es pequeña. Los halógenos (grupo 7A) tienen los valores más altos de afinidad electrónica. 3.1.4. En resumen En resumen, la energía de ionización y la afinidad electrónica ayudan a entender los tipos de reacciones en las que participan los elementos, así como la naturaleza de los compuestos que forman. Desde un enfoque conceptual, estas dos medidas se relacionan de manera sencilla: • La energía de ionización mide la atracción de un átomo por sus propios electrones. • La afinidad electrónica expresa la atracción de un átomo por un electrón adicional proveniente de alguna otra fuente. Juntas permiten tener una idea acerca de la atracción de un átomo por los electrones. 30 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Verificá tu aprendizaje Actividad 8 Indicá cuál de los siguientes es el enunciado correcto respecto de los iones. 1. Un elemento se vuelve positivo cuando se le agrega un protón. 2. Un elemento se vuelve positivo cuando pierde electrones y negativo cuando se adicionan electrones. 3. Un elemento se vuelve positivo cuando se le adicionan positrones y negativo cuando se adicionan negatrones. 4. Un elemento se vuelve negativo cuando se le elimina un protón. Actividad 9 Completá las siguientes frases. 1. La energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo se denomina ______________. 2. La energía que un átomo libera cuando gana un electrón se denomina _________________. 31 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 4. Moléculas, iones y compuestos De todos los elementos que encontramos en la naturaleza, solo los seis gases nobles pertenecientes al grupo 8A de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) existen como átomos sencillos, monoatómicos. La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por los átomos. Solo los seis gases nobles existen como átomos monoatómicos. La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por los átomos. Moléculas RECORDÁ: Una molécula es un agregado de por lo menos dos átomos en una colocación definida y que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos). Una molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos, siempre en una proporción fija, de acuerdo con la ley de las proporciones definidas de Proust (muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa). Pueden contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos. Iones RECORDÁ: Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones –cargados positivamente– del núcleo de un átomo permanece igual durante los cambios químicos comunes (llamados reacciones químicas), pero se pueden perder o ganar electrones –cargados negativamente–: 32 Durante los cambios químicos pueden perder o ganar electrones. Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión, un ion con carga neta positiva. • Un anión es un ion cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones. Compuestos Los compuestos moleculares o covalentes están formados por moléculas. Cada molécula contiene desde dos átomos (moléculas biatómicas) hasta miles de átomos (moléculas biológicas). Cada molécula tiene la misma composición de elementos y propiedades con el compuesto. Ejemplos: H2O, CO2, C6H12O6, NH3, CH4. Los compuestos iónicos están formados por iones positivos (cationes) e iones negativos (aniones). Los cationes se combinan con los aniones en una relación justa de números para producir compuestos eléctricamente neutros. Los cationes y los aniones se organizan en estructuras ordenadas sólidas que pueden convertirse en móviles cuando se fusionan. (Sinónimo: sales. Ejemplos: NaCl, KBr, Na2S, MgBr2. EJEMPLO: Los metales forman fácilmente cationes y los no metales forman aniones; por lo tanto, los compuestos metal-no metal son frecuentemente iónicos. 33 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 5. Fórmulas químicas Los químicos utilizan fórmulas químicas para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por medio de los símbolos químicos. “Composición” significa no solamente los elementos presentes, sino también la proporción en la cual se combinan los átomos. Los químicos utilizan fórmulas químicas para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por medio de los símbolos químicos. RECORDÁ: Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. En el análisis sobre moléculas, cada ejemplo se presenta con su fórmula molecular entre paréntesis. Así, por ejemplo, H2 es la fórmula molecular del hidrógeno, O2 representa al oxígeno y H2O representa el agua. El subíndice numérico indica el número de átomos de cada elemento que están presentes. En el caso de H2O no aparece un subíndice para el O debido a que solo hay un átomo de oxígeno en una molécula de agua; de esta manera se omite el subíndice “1” de las fórmulas. RECORDÁ: La fórmula estructural muestra cómo están unidos entre sí los átomos de una molécula. Por ejemplo, en la molécula de agua cada uno de los dos átomos de H está unido a un átomo de O. Por lo tanto, la fórmula estructural del agua es H-O-H. Una línea que une dos símbolos atómicos representa un enlace químico. Fórmula molecular Fórmula estructural Modelo molecular H2O (agua) 34 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Las fórmulas estructurales de los iones poliatómicos llevan corchetes con la carga indicada en el superíndice. Las líneas indican pares de electrones compartidos. Puede ser simple, doble o triple. Fórmula molecular Corchetes Líneas Fórmula estructural Iones poliatómicos son iones formados por más de un átomo. Ej.: amonio (NH4+), nitrato (NO3-). Modelo molecular NH4+ (amonio) CH3COOH (HC2H3O2) (ácido acético) 5.1. Acerca de las fórmulas para los compuestos moleculares Una fórmula molecular muestra el tipo y el número de átomos de la molécula. • El tipo de átomos está indicado por el símbolo del elemento. • El número de átomos por molécula está indicado por el subíndice. EJEMPLO: H2O contiene 2 átomos de hidrógenos y 1 átomo de oxígeno por molécula. CF4, tetrafluoruro de carbono, contiene 4 átomos de flúor y 1 átomo de carbono por molécula. Los átomos en las fórmulas se encuentran a veces agrupados para mostrar cómo se encuentran unidos en la molécula. EJEMPLO: 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. El ácido acético puede ser escrito como CH3COOH o HC2H3O2 o C2H4O2. La primera fórmula muestra cómo 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. 35 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Los grupos que aparecen más de una vez en la molécula se escriben entre paréntesis. EJEMPLO: CH3(CH2)3CH3 puede ser escrito como C5H12, pero se pierde toda la información acerca de la estructura de la molécula. (CH3CH2)4P2O7 contiene 8 carbonos, 20 hidrógenos, 2 fósforos y 7 oxígenos. El peso molecular es la suma de los pesos de los átomos de la molécula. EJEMPLO: El peso molecular de CH3OH es 12 + 4 × 1 + 16 = 32, dado que el carbono, el hidrógeno y el oxígeno tienen pesos atómicos de 12, 1 y 16 respectivamente. 5.2. Acerca de las fórmulas para los compuestos iónicos La fórmula empírica da la composición de elementos de un compuesto. • La fórmula muestra los elementos a través de sus símbolos. • Los subíndices indican la relación de iones o átomos en el compuesto. EJEMPLO: 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. Para escribir fórmulas iónicas empíricas: • Escribir la fórmula del catión, incluyendo su carga. • Escribir la fórmula del anión, incluyendo su carga. • 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). • Utilizar la menor relación catión-anión posible. • Escribir primero el catión y luego el anión. 36 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición EJEMPLO: Iones potasio (K+) e iones cloruro (Cl-) se combinan para dar cloruro de potasio, KCl. Iones calcio (Ca2+) e iones bromuro (Br-) se combinan para dar bromuro de calcio, CaBr2. Iones aluminio (Al3+) e iones sulfuro (S2-) se combinan para dar sulfuro de aluminio, Al2S3. Para nombrar compuestos iónicos a partir de las fórmulas: • Nombrar los aniones. • Nombrar los cationes. EJEMPLO: Na2S contiene iones sodio e 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. 37 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 6. Relaciones de masa: masas atómicas y masas moleculares 6.1. Masa atómica absoluta RECORDÁ: La masa atómica absoluta (masa atómica) es la masa (peso) de un átomo. Es un valor pequeño y tiene unidades de masa (gramos, etc.). EJEMPLO: La masa atómica del hidrógeno o masa de un átomo de hidrógeno es 1,66 × 10-24 g. Este número es tan pequeño que, para darse una idea del tamaño del que estamos hablando, conviene expresarlo con sus ceros delante de la coma: 0,00000000000000000000000166 gramos ¡23 ceros! Es también 1,66/(1.000.000.000.000.000.000.000.000), es decir, la cuatrillonésima parte de 1,66 gramos. 6.2. Masa atómica relativa Obviamente, 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; así surge el concepto de masa atómica relativa. RECORDÁ: La masa atómica relativa (Ar) es la masa (peso) real de un átomo comparado con la masa real de otro átomo tomado como unidad. Ar = 38 Masa atómica de un elemento (en gramos) Masa atómica de un elemento de comparación (en gramos) Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 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 más frecuente en la naturaleza. EJEMPLO: La masa atómica relativa del sodio se calcula del siguiente modo: Ar Na = Masa de 1 átomo de Na Masa de la 1/12 de 1 átomo de atómica de 12C = 23 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 cuántas veces más pesado es el átomo en cuestión que esa unidad de comparación (unidad de masa atómica o uma; 1 uma). RECORDÁ: La uma es la 1/12 del átomo de 12C. Su valor es 1,66 × 10-24 g. (También se llama dalton). EJEMPLO: Un átomo de Na es 23 veces más pesado que 1 uma (1/12 masa del 12C). Obsérvese que la uma tiene el mismo valor que la masa atómica del hidrógeno. Por esto, la Ar del H es 1. 6.3. Átomo gramo RECORDÁ: El átomo gramo (Ag) es la masa atómica relativa expresada en gramos. 39 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 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. EJEMPLO: Ar Na = 23 Ag Na = 23 g 6.4. Masa molecular absoluta El mismo razonamiento que hemos aplicado para los átomos es válido para las moléculas. Por lo tanto: RECORDÁ: La masa molecular absoluta (masa molecular) es la masa (peso) de una molécula. Es también un valor pequeño. EJEMPLO: La masa molecular absoluta del hidrógeno o masa de una molécula de hidrógeno es 3,32 x 1024 g (el doble que la masa de 1 átomo de hidrógeno ya que es biatómico). 6.5. Masa molecular relativa RECORDÁ: La masa molecular relativa (Mr) es la masa (peso) real de una molécula comparado con la 1/12 de la masa de un átomo de 12C (uma). 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. 40 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Mr = Masa de una molécula 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 × Ar O = 16 × 2 12 + 32 = 44 La molécula de CO2 es 44 veces más pesada que la 1/12 de la masa del 12C. 6.6. Masa molar RECORDÁ: La masa molar (M) es la masa molecular relativa expresada en gramos. Es la masa en gramos numéricamente igual a la masa molecular relativa. 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. EJEMPLO: Mr CO2 = 44 Mr CO2 = 44 g (44 g/mol) 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. 41 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición EJEMPLO: 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 Mr HCl = 36,5 M H2O = 18 g M HCl = 36,5 g 18 g = 1 mol de H2O 36,5 g = 1 mol de HCl 6.7. Número de Avogadro RECORDÁ: El 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 Cl pesa 35,5 g, y contienen 6,02 ×1023 átomos. 1 mol de átomos de Fe pesa 55,5 g, y contienen 6,02 × 1023 átomos. 1 mol de moléculas de Cl2 pesa 71 g, y contienen 6,02 × 1023 moléculas. 42 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Se debe tener en cuenta: • Si el 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. • Si la molécula tiene atomicidad distinta a 1: - 1 mol de átomos de Cl pesa 35,5 g, y contienen 6,02 × 1023 átomos. - 1 mol de moléculas de Cl2 pesa 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. 6.8. Mol RECORDÁ: El mol es la cantidad de materia correspondiente a un número de Avogadro de partículas. Es decir, 1 mol es la masa del número 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.). 43 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Verificá tu aprendizaje Actividad 10 Seleccioná la opción correcta y justificá tu elección. Un mol de moléculas biatómicas contiene… a. 6,02 × 1023 átomos. b. 12,04 × 1023 moléculas. c. 12,04 × 1023 átomos. d. 6,02 × 1023 iones. ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Actividad 11 Seleccioná la opción correcta. Un mol de átomos de un elemento es… a. La masa de un átomo expresada en gramos. b. El número de átomos que se encuentra en un gramo de elemento. c. Una masa en gramos de ese elemento que coincide con la masa atómica absoluta. d. La masa de 6,02 × 1023 átomos. Actividad 12 Calculá el peso molecular (Mr) de la glucosa (C6H12O6). (Datos: Ar H = 1; Ar O = 16; Ar C = 12). ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ 44 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Actividad 13 Calculá cuántas moléculas hay en 25 g de H2O (Mr. H2O = 18). ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ 45 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 7. Enlaces químicos RECORDÁ: Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia los que determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace. La valencia es el número de electrones ganados, perdidos o compartidos en una unión química. Regla del octeto El último grupo de la tabla periódica 8A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos más estables. Esto se debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el helio, que tiene solo 2 electrones, y que también se considera como una configuración estable. RECORDÁ: Los elementos, al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo. Esto es lo que se conoce como la regla del octeto. 46 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 7.1. Enlaces interatómicos 7.1.1. Enlace iónico RECORDÁ: Cuando reaccionan entre sí dos átomos de los grupos extremos de la tabla periódica (por ejemplo, metales alcalinos y halógenos), el elemento más electropositivo le cede electrones al más electronegativo y ambos se convierten en iones, los cuales se atraen electrostáticamente. Las características del enlace iónico son las siguientes: • Está formado por la unión entre un metal y un no metal • No forma moléculas verdaderas; existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). • Los metales ceden electrones formando cationes; los no metales aceptan electrones formando aniones. Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes características: • Son sólidos a temperatura ambiente; ninguno es un líquido o un gas. • Son buenos conductores del calor y la electricidad. • Tienen altos puntos de fusión y ebullición. • Son solubles en solventes polares como el agua. EJEMPLO: Para explicar la formación del enlace iónico escribimos la configuración electrónica de cada átomo, como ejemplo tomamos al NaCl (cloruro de sodio): Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Electrones de valencia = 1 Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Electrones de valencia = 5 + 2 = 7 11 17 Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y en este tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ion positivo) Na1+ El cloro con 7 electrones de valencia solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo) Cl1-. 47 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma: 7.1.2. Enlace covalente RECORDÁ: El enlace covalente se establece entre elementos que no manifiestan tendencia a ganar ni a perder electrones. Estos elementos, por lo tanto, para cumplir con la ley del octeto, tienden a compartir electrones con otros átomos, formando así un par electrónico. De esta manera, los orbitales tienden a completarse por cesión mutua y ambos átomos se “rodean” de 8 electrones (excepto el H, que se rodea de 2). Esta unión es típica de los compuestos orgánicos y en particular las moléculas orgánicas biológicas (en los cuales intervienen los elementos C-H-O-N). Las características del enlace covalente son las siguientes: • Los átomos no ganan ni pierden electrones; comparten. • Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales. • Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen. Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son: • Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: sólido, líquido o gaseoso. • Son malos conductores del calor y la electricidad. • Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. • Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua. 48 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición RESUMEN DE PROPIEDADES: COMPARACIÓN ENTRE COMPUESTOS FORMADOS POR ENLACES COVALENTES MOLECULARES Y COMPUESTOS FORMADOS POR ENLACES IÓNICOS Compuestos unidos por enlaces covalentes Compuestos unidos por enlaces iónicos Sus elementos están… Cercanos en la tabla perió- Muy separados en la tabla dica periódica Solubilidad en agua Baja (covalente no polar) Alta Mayor (covalente polar) Solubilidad en solventes orgánicos Alta Baja Punto de fusión Bajo Alto Punto de ebullición Bajo Alto Conductividad eléctrica Pobre Buena, cuando se fusionan o disuelven Estado a temperatura ambiente Sólidos, líquidos o gaseosos Sólidos Existen tres tipos de enlaces covalentes: Enlace covalente No polar Polar Coordinado o dativo Enlace covalente puro (no polar) En este enlace se forman pares electrónicos donde cada átomo aporta un electrón. Puede ser: • Homonuclear: átomos de un mismo elemento. • Heteronuclear: átomos de elementos distintos. De acuerdo con el número de pares electrónicos compartidos, la covalencia puede ser: • Simple: si se comparte un par de electrones. • Doble: si se comparten dos pares de electrones. • Triple: si se comparten tres pares de electrones. 49 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición EJEMPLO: Formación de enlaces covalentes Veamos como ejemplo el Cl2 (cloro molecular), formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes. El cloro es un elemento del grupo 7A. Los átomos de cloro solo necesitan un electrón para completar su octeto. Al unirse con otro átomo de cloro, ambos comparten su electrón desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos. La línea representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos átomos. EJEMPLO: Otros ejemplos son: • Cloruro de hidrogeno (ácido clorhídrico): HCl • Amoníaco: NH3 (tres enlaces simples) • Dióxido de carbono: CO2 (dos enlaces dobles) 50 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • Metano: CH4 (4 enlaces simples) Enlace covalente coordinado o dativo Es un tipo especial de unión covalente en la cual los dos electrones compartidos en un enlace son aportados por uno de los átomos. Se establece cuando un átomo tiene sus orbitales completos y el otro átomo tiene un orbital vacío. EJEMPLO: Un ejemplo es el anhídrido sulfuroso: SO2: Enlace covalente polar Cuando dos átomos se unen entre sí mediante un enlace químico comparten –en mayor o menor grado– pares electrónicos, los cuales estarán influenciados por las características de esos elementos. Dado que distintos elementos tienen diferentes electronegatividades (capacidad de atraer electrones), esta propiedad tendrá influencia respecto de la ubicación espacial de los electrones involucrados en el enlace. La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo de un enlace covalente a atraer hacia sí los electrones compartidos. La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. Cuando la unión se establece entre átomos idénticos (igual electronegatividad), el par electrónico compartido estará “equidistante” de ambos átomos (los electrones se distribuirán en una órbita simétrica entre ambos átomos), y por lo tanto el enlace será no polar. 51 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición La mayoría de las veces existen diferencias entre las electronegatividades de los elementos que forman parte de un compuesto. Los electrones del enlace estarán “desplazados” hacia el átomo más electronegativo (la órbita en que se encuentran estos electrones será asimétrica) y por lo tanto el enlace será polar. Esto no significa que la molécula no sea neutra; lo que ocurre es que aparecen cargas eléctricas infinitesimales (diferenciales de carga, <1) siendo negativas alrededor del elemento más electronegativo y positivas sobre aquel cuya electronegatividad es menor. 7.1.3. Enlaces iónicos y enlaces covalentes: resumen Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre dos átomos unidos, mayor será la posibilidad de que se forme un enlace iónico (en general esa diferencia debe ser 2 para que se forme unión iónica). Enlace iónico. Cuando la diferencia de electronegatividades no es tan grande como para que se forme un enlace iónico (en general <2), se formará un enlace covalente polar (cuya polaridad será mayor cuanto más cercana a 2 sea esa diferencia). Enlace covalente polar. Cuando la diferencia de electronegatividades es 0 se forma un enlace covalente no polar. Enlace covalente no polar. 52 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición RESUMEN Diferencia de electronegatividad Enlace Mayor o igual a 2 Iónico Menor a 2 Covalente polar 0 Covalente no polar 7.1.4. Enlace metálico En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto. Los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Esta característica es la responsable de algunas propiedades de los metales como la de ser excelentes conductores de la electricidad y tener cierto brillo. 7.2. Uniones intermoleculares RECORDÁ: Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Suelen ser más débiles que las intramoleculares. 53 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión integran las denominadas fuerzas de van der Waals. Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas conocidas como fuerzas Ion-Dipolo, que no son fuerzas de van der Waals. El enlace de hidrógeno, también conocido como puente de hidrógeno, es un tipo de interacción dipolo-dipolo, particularmente fuerte, que se analiza de manera independiente. 7.2.1. Fuerzas de van der Waals Fuerzas dipolo - dipolo Las interacciones dipolo-dipolo permanentes existen entre las moléculas covalentes polares, debido a la atracción de la zona de densidad positiva de una molécula y la zona de densidad negativa de otra. Las moléculas polares se atraen (o repelen) entre sí debido a la interacción de las cargas parciales de sus dipolos eléctricos. Las moléculas polares se atraen (o repelen) entre sí debido a la interacción de las cargas parciales de sus dipolos eléctricos. Fuerzas puente de hidrógeno El puente de hidrógeno se produce entre un átomo de hidrógeno de un enlace muy polarizado y un par de electrones no compartidos de un átomo muy electronegativo (F, O, N) de una molécula vecina. Este enlace es responsable de los puntos de fusión y ebullición inusualmente altos de compuestos tales como el HF, el H2O y el NH3, en comparación con compuestos del hidrógeno con los otros elementos del grupo 7A, 6A y 5A, respectivamente. El puente de hidrógeno se produce entre un átomo de hidrógeno de un enlace muy polarizado y un par de electrones no compartidos de un átomo muy electronegativo (F, O, N) de una molécula vecina. La diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el carbono es pequeña y no hay pares de electrones no compartidos sobre el carbono; por lo tanto, el CH4 no posee enlace de hidrógeno. 54 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Fuerzas de dispersión Fuerzas de ion - dipolo inducido Un ion puede alterar la densidad electrónica de un átomo o una molécula no polar que se encuentra en su cercanía. La distribución electrónica del átomo se distorsiona por la atracción ejercida si el ion es positivo o por la repulsión ejercida si el ion es negativo, de lo que resulta la formación de un dipolo inducido. La fortaleza de la interacción también depende de la carga del ion y de la polaridad de la molécula. Así, cuanto más esparcida esté la nube electrónica en el volumen molecular, mayor será su polaridad. La distribución electrónica del átomo se distorsiona por la atracción ejercida si el ion es positivo o por la repulsión ejercida si el ion es negativo, de lo que resulta la formación de un dipolo inducido. Distribución de carga en forma esférica de un átomo de helio Catión Distorsión de carga debido al acercamiento de un catión 55 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Fuerzas dipolo permanente - dipolo inducido En este caso, la partícula inductora es una molécula polar en lugar de un ion. La partícula inductora es una molécula polar en lugar de un ion. Distribución de carga en forma esférica de un átomo de helio Dipolo permanente Distorsión de carga debido al acercamiento de un dipolo Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (London) Las fuerzas de London surgen de la atracción entre dos dipolos instantáneos. Los dipolos se generan debido a fluctuaciones en la ubicación de los electrones en las moléculas. Aunque los dipolos instantáneos cambian permanentemente de dirección, permanecen algún tiempo atraídos entre sí. 56 Las fuerzas de London surgen de la atracción entre dos dipolos instantáneos. Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 7.2.2. Fuerzas Ion-Dipolo Una fuerza ion-dipolo existe entre un ion y la carga parcial de signo opuesto del extremo de una molécula polar. Las fuerzas ion-dipolo son especialmente importantes en disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares. Una fuerza ion-dipolo existe entre un ion y la carga parcial de signo opuesto del extremo de una molécula polar. Por ejemplo, en una disolución acuosa de NaCl, los iones Na+ y Cl- se rodean de moléculas de agua actuando como un aislante eléctrico que mantiene a los iones separados. 7.2.3. Resumen en imágenes Ion - dipolo Ion - dipolo inducido 57 Puente de hidrógeno Dipolo - dipolo Dipolo - dipolo inducido Dipolo instantáneo - dipolo inducido (London) Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Verificá tu aprendizaje Actividad 14 Indicá si las siguientes frases son verdaderas (V) o falsas (F). 1. El enlace iónico se establece entre un elemento de bajo potencial de ionización y otro de alta afinidad electrónica. V / F 2. En la unión covalente, los átomos comparten electrones. V / F 3. En la unión covalente polar, la diferencia en las electronegatividades de los átomos produce una asimetría en el orbital de electrones. V / F 4. El enlace iónico se establece entre aniones y cationes. V / F 5. Las moléculas pueden unirse por uniones iónicas. V / F 6. La unión puente de hidrógeno involucra el enlace entre un H, unido a un elemento electronegativo, y otro elemento electronegativo. V / F 7. La presencia de dipolos moleculares permite establecer uniones de tipo covalentes. V/F 8. Cuando se agrega NaCl al agua, se establecen interacciones dipolo - ion, lo cual produce la solubilización de la sal. V / F 7.2.4. Las fuerzas intermoleculares y los líquidos Viscosidad Aunque las moléculas de los líquidos pueden deslizarse unas sobre otras, esto no sucede para todos con igual facilidad. RECORDÁ: La existencia de fuerzas de rozamiento que se oponen al deslizamiento de las moléculas define una propiedad de los fluidos que se denomina viscosidad. La viscosidad se traduce en una mayor resistencia al movimiento en el interior del fluido. Dado que un líquido puede fluir si las moléculas pueden moverse unas sobre otras con mínima resistencia, las fuerzas intermoleculares atractivas fuertes hacen más dificultoso este fenómeno y así aumentan la viscosidad del líquido. 58 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición En los líquidos reales, la viscosidad varía de unos a otros, siendo extrema en los líquidos superviscosos, también llamados sólidos amorfos, porque a temperatura ambiente presentan el aspecto de sólidos sin que el ordenamiento interno de sus moléculas corresponda a la que es característica de los sólidos cristalinos. EJEMPLO: El vidrio constituye un ejemplo de este estado intermedio de la materia. Aumentando la temperatura, disminuye su viscosidad y el material se reblandece, pasando a un estado líquido espeso. El alquitrán que se utiliza en el asfaltado de rutas y calles es otro ejemplo de sólido amorfo; en verano, al aumentar la temperatura, se llega a deformar por efecto de la presión que ejercen, sobre el firme, los vehículos pesados. Tensión superficial RECORDÁ: Todos los líquidos presentan cierta tendencia a disminuir su superficie libre, la cual se comporta de forma parecida a como lo hace una membrana elástica. Dicha propiedad es debida a la existencia de fuerzas tangenciales a la superficie o fuerzas de tensión, por lo que se denomina tensión superficial. La tensión superficial se pone de manifiesto en multitud de fenómenos. EJEMPLO: Cuando se sumerge un alambre circular en una solución jabonosa, se forma una película que recuerda a simple vista la membrana de un tambor, pues se recupera de pequeñas deformaciones; si sobre la película de líquido se deposita cuidadosamente un hilo cerrado, y se elimina la parte interior de la película, se observa cómo el hilo se extiende hasta alcanzar la forma de una circunferencia. Una aguja de acero, engrasada simplemente por el tacto, puede flotar en el agua y, del mismo modo, los patos se mantienen en la superficie de un lago sin necesidad de nadar; en ambos casos los cuerpos son más densos que el agua, a pesar de lo cual flotan. 59 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Desde un punto de vista molecular, la tensión superficial se explica como debida a la condición especial de las moléculas situadas en la superficie del líquido. Una molécula del líquido situada en su interior es solicitada en todas direcciones por fuerzas atractivas procedentes de las otras moléculas que la rodean, de modo que, por simetría, se compensan mutuamente sus efectos. En la superficie o en sus proximidades, la simetría se rompe y solo las moléculas que están por debajo de la superficie atraen a las de la capa límite, dando lugar a una fuerza neta dirigida hacia el interior de la masa líquida que tensa la superficie libre y produce ese efecto de malla o membrana elástica. EJEMPLO: La acción capilar es otro ejemplo de tensión superficial: el agua que sube espontáneamente en un tubo capilar cuando una delgada película de agua se adhiere a las paredes del tubo de vidrio. La tensión superficial del agua hace que esta película se contraiga y obligue al agua a elevarse hacia la parte superior del tubo. La capilaridad es el resultado de dos tipos de fuerzas. Una de ellas es la cohesión o atracción intermolecular entre moléculas semejantes (en este caso, las moléculas de agua); la otra fuerza, conocida como adhesión, es una atracción entre moléculas distintas, como las del agua y las del tubo de vidrio. Si la adhesión es más fuerte que la cohesión, el contenido del tubo será impulsado hacia arriba. Este proceso continúa hasta que la fuerza adhesiva se contrarresta por el peso del agua en el tubo. 60 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición 7.2.5. Las fuerzas intermoleculares y los sólidos Los sólidos se dividen en dos categorías: • Cristalinos. • Amorfos. La mayor parte de los sólidos presentes en la naLa mayor parte de los sólituraleza son cristalinos, aun cuando en ocasiones dos presentes en la natuesa estructura ordenada no se refleje de una forma raleza son cristalinos. geométrica regular apreciable a simple vista. Los componentes elementales de una red cristalina pueden ser átomos, moléculas o iones, de ahí que no se pueda hablar en general de la molécula de un cristal, sino más bien de un retículo elemental o celdilla unidad, que se repite una y otra vez en una estructura periódica o red cristalina. RECORDÁ: Los sólidos cristalinos poseen un ordenamiento estricto y regular, es decir, sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas. Gracias a la distribución de estas partículas en el sólido cristalino, las fuerzas netas de atracción intermolecular son máximas. Las fuerzas que mantienen la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, de van der Waals, de enlaces de hidrógeno o una combinación de todas ellas. Un sólido amorfo, como el vidrio, carece de un ordenamiento bien definido y de un orden molecular repetido. Las propiedades físicas de los sólidos –tales como temperatura de fusión, capacidad para conducir la corriente, resistencia a la deformación, dureza, etc.– dependen de las características de las fuerzas de enlace que unen las entidades elementales. Así: • Los sólidos iónicos, como las sales, son duros y a la vez frágiles, con puntos de fusión altos. Aunque son malos conductores de la electricidad, sus disoluciones, sin embargo, presentan una conductividad elevada. • Los sólidos formados por moléculas apolares, como el Cl2, el H2 o el CO2, son blandos, como corresponde a la debilidad de las fuerzas de interacción entre ellas (fuerzas de van der Waals). Presentan un punto de fusión bajo, lo que indica que solo a bajas temperaturas las débiles fuerzas ordenadoras del enlace pueden predominar sobre el efecto disgregador del calor. Su conductividad eléctrica es extremadamente baja, como corresponde a la ausencia de cargas libres. 61 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • Los sólidos formados por moléculas polares, como el agua, presentan características intermedias entre los sólidos iónicos y los apolares. Las características del enlace metálico con un gas de electrones externos compartidos hacen que los sólidos metálicos sean buenos conductores de la electricidad y del calor, y dúctiles y maleables, aunque con elevados puntos de fusión. • Un tipo de sólido de propiedades extremas lo constituyen los sólidos covalentes; están formados por una red tridimensional de enlaces covalentes que dan lugar a propiedades tales como elevados puntos de fusión, escasa conductividad y extraordinaria dureza. El diamante, que es carbono puro cristalizado, constituye un ejemplo de este tipo de sólidos. 62 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Ideas clave • La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. • Las sustancias que componen la materia tienen propiedades físicas únicas, que pueden observarse sin modificar su identidad, además de propiedades químicas cuya demostración sí cambia la identidad de las sustancias. • Las sustancias más simples son los elementos que están formados por átomos de un único elemento. • Los compuestos se forman por la combinación química de átomos de distintos elementos en proporciones fijas. • Las mezclas son una combinación de dos o más sustancias en la que estas conservan sus propiedades distintivas, de tal forma que no ocurre una reacción química. Las mezclas, sean homogéneas o heterogéneas, se pueden separar en sus componentes puros por medios físicos. • Todas las sustancias, en principio, pueden existir en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. La conversión entre dichos estados se puede lograr al modificar la temperatura. • Un átomo está constituido por un núcleo central muy denso, que contiene protones y neutrones, y por electrones que se mueven alrededor del núcleo en orbitales definidos. • Los protones están cargados positivamente, los neutrones no tienen carga y los electrones están cargados negativamente. • El número atómico de un elemento es el número de protones presentes en el núcleo de un átomo de ese elemento, y determina su identidad. El número de masa es la suma del número de protones y de neutrones presentes en el núcleo. • Los isótopos son átomos de un mismo elemento, con el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. • Un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. La combinación de todos los orbitales atómicos da lugar a la corteza electrónica, en donde el último nivel se denomina capa de valencia. • La configuración electrónica (la organización de electrones en sus correspondientes orbitales atómicos), determina las propiedades de los elementos. La tabla periódica moderna clasifica los elementos de acuerdo con sus números atómicos y su configuración electrónica. La configuración de los electrones de valencia afecta de manera directa las propiedades de los átomos de los elementos representativos. 63 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • El radio atómico varía periódicamente con la posición de los elementos en la tabla periódica. Disminuye de izquierda a derecha y aumenta de arriba abajo. • La energía de ionización es una medida de la tendencia de un átomo a evitar la pérdida de un electrón. A mayor energía de ionización, es mayor la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón. • La afinidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto más positivo sea el valor de la afinidad electrónica, mayor la tendencia del átomo a ganar un electrón. • Los gases nobles son muy estables debido a que sus subniveles externos están completamente llenos. • Los metales de los elementos representativos (de los grupos 1A, 2A y 3A) tienden a perder electrones generando cationes (iones con carga positiva), mientras que los no metales de los grupos 5A, 6A y 7A tienden a aceptar electrones generando aniones (iones con carga negativa). • La química moderna empezó con la teoría atómica de Dalton, que establece que toda la materia está compuesta por partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos; que todos los átomos del mismo elemento son idénticos; que los compuestos contienen átomos de diferentes elementos combinados en proporción de números enteros, y que los átomos no se crean ni se destruyen durante las reacciones químicas (ley de la conservación de la masa). • Los átomos de los elementos que constituyen un compuesto en particular siempre se combinan en la misma proporción en masa (ley de las proporciones definidas). Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa del elemento que se combina con una cantidad fija de masa del otro elemento siempre es una relación de números enteros pequeños (ley de las proporciones múltiples). • Los compuestos químicos pueden ser compuestos moleculares (en los que la unidad más pequeña son moléculas individuales discretas), o bien compuestos iónicos, constituidos por cationes y aniones. • Las fórmulas químicas combinan los símbolos de los elementos que las forman con números enteros como subíndices para indicar el tipo y el número de átomos contenidos en la unidad más pequeña de un compuesto. • La fórmula molecular indica el número y el tipo específico de átomos combinados en cada molécula de un compuesto. La fórmula empírica muestra la relación más sencilla de los átomos que forman una molécula. • Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica (uma), una unidad relativa que se basa en un valor exactamente de 12 para el isótopo de carbono-12. 64 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • Un mol es el número de Avogadro (6,022 x 1023) de átomos, moléculas u otras partículas. La masa molar (en gramos) de un elemento o de un compuesto es numéricamente igual a su masa en unidades de masa atómica (uma) y contiene el número de Avogadro de átomos (en el caso de los elementos), de moléculas (en el caso de sustancias moleculares) o de las unidades fórmula más simples (en el caso de compuestos iónicos). • Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia los que determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace. • La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones para la regla del octeto. • Los elementos que tienden a formar compuestos iónicos tienen valores bajos de energías de ionización (como los metales alcalinos y alcalinotérreos, que forman cationes) o afinidades electrónicas elevadas (como los halógenos y el oxígeno, que forman aniones). • Un enlace iónico es el producto de las fuerzas electrostáticas de atracción entre iones positivos y negativos. Un compuesto iónico se compone de una red grande de iones donde están balanceadas las cargas negativas y las positivas. • En un enlace covalente, dos átomos comparten dos electrones (un par). En los enlaces covalentes múltiples, dos átomos comparten dos o tres pares de electrones. Algunos átomos unidos por enlaces covalentes también tienen pares libres, es decir, pares de electrones de valencia que no participan en los enlaces. • En los enlaces covalentes polares, la distribución de electrones entre los dos átomos que comparten dos electrones es asimétrica, lo que genera una densidad de carga negativa sobre el átomo que tiende a retenerlos y una densidad de carga positiva sobre el otro átomo. • La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico. • Las fuerzas intermoleculares actúan entre las moléculas o entre las moléculas y los iones. Estas fuerzas de atracción casi siempre son mucho más débiles que las fuerzas de enlace. • Las fuerzas dipolo-dipolo y las fuerzas ion-dipolo atraen moléculas con momentos dipolares hacia otras moléculas polares o iones. • Las fuerzas de dispersión se deben a los momentos dipolares temporales inducidos en moléculas ordinariamente no polares. Con el término “fuerzas de van der Waals” se hace referencia a las interacciones dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y fuerzas de dispersión. 65 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición • El enlace puente de hidrógeno es una interacción dipolo-dipolo relativamente fuerte entre un enlace polar que contiene un átomo de hidrógeno y un átomo electronegativo de O, N o F. Los enlaces de hidrógeno son muy fuertes, en especial entre las moléculas de agua. • Los líquidos tienden a adoptar una geometría con el mínimo del área superficial. La tensión superficial es la energía necesaria para expandir el área superficial de un líquido; las fuerzas intermoleculares grandes conducen a una mayor tensión superficial. • La viscosidad es una medida de la resistencia de un líquido a fluir; esta propiedad disminuye con el aumento de temperatura. • Los sólidos cristalinos poseen un ordenamiento estricto y regular, es decir, sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas mientras que un sólido amorfo, carece este tipo de ordenamiento definido y de un orden molecular repetido. • Los cuatro tipos de cristales y las fuerzas que mantienen unidas sus partículas son: cristales iónicos, unidos por enlaces iónicos; cristales covalentes unidos por enlaces covalentes; cristales moleculares, unidos por fuerzas de van der Waals o enlaces de hidrógeno, y cristales metálicos, unidos por enlaces metálicos. 66 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Solucionario Actividad 1 • Longitud: extensiva • Volumen: extensiva • Densidad: intensiva • Masa: extensiva Actividad 2 • Diamante: sustancia simple • Agua salada: mezcla • Aire: mezcla • Cloro: sustancia simple • Carbono: sustancia simple • Dióxido de carbono: sustancia compuesta Actividad 3 • Hidrógeno: elemento • Helio gaseoso: elemento • Sal de mesa: compuesto • Gaseosa cola: mezcla heterogénea • Agua: compuesto • Azúcar: compuesto • Agua salada: mezcla homogénea • Oro: elemento 67 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Actividad 4 • Leche: suspensión • Manteca: emulsión • Leche chocolatada: suspensión • Crema de leche: emulsión • Merengue: espuma • Gelatina: gel • Bizcochuelo: espuma • Mayonesa: emulsión • Postre flan de preparación instantánea: gel Actividad 5 1. El cambio de estado de agua líquida a vapor de agua se denomina vaporización. 2. El cambio de estado de cobre sólido a cobre líquido se denomina fusión. 3. El cambio de estado de oxígeno gaseoso a oxígeno líquido se denomina condensación. 4. El cambio de estado de azufre líquido a azufre sólido se denomina solidificación. Actividad 6 Los tres componentes básicos de la estructura de un átomo son: • Protones con carga positiva. • Neutrones que conforman el núcleo atómico. • Electrones con carga negativa que se encuentran en orbitales alrededor del núcleo. 68 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Actividad 7 1. Un elemento está determinado por el número de protones. 2. El número atómico de un átomo es el número de protones. 3. Cuando cambia el número de neutrones en un elemento se generan isótopos del elemento. Actividad 8 El enunciado correcto es el número 2: Un elemento se vuelve positivo cuando pierde electrones y negativo cuando se adicionan electrones. Actividad 9 1. La energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo se denomina potencial de ionización. 2. La energía que un átomo libera cuando gana un electrón se denomina afinidad electrónica. Actividad 10 La opción correcta es la c: 12,04 × 1023 átomos. Una molécula biatómica contiene dos átomos; por lo tanto, la molécula contiene el doble del número de Avogadro en átomos. Actividad 11 La opción correcta es la d: la masa de 6,02 × 1023 átomos. 69 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 Licenciatura en Nutrición Actividad 12 Respuesta: 180. Actividad 13 Respuesta: 8,36 × 1023 Actividad 14 1. Verdadera. 2. Verdadera. 3. Verdadera. 4. Verdadera. 5. Verdadera. 6. Verdadera. 7. Falsa. 8. Verdadera. 70 Bioquímica I Unidad didáctica: 1. Composición química de los seres vivos Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected]) lOMoARcPSD|15623046 NUESTRAS SEDES Buenos Aires Ciudad Autónoma de Buenos Aires Av. Las Heras 1907 Tel./Fax: (011) 4800 0200 (011) 1565193479 [email protected] La Rioja Provincia de La Rioja Santo Tomé Provincia de Corrientes Benjamín Matienzo 3177 Tel./Fax: (0380) 4422090 (0380) 154811437 [email protected] Rivadavia e Independencia Tel./Fax: (03756) 421622 (03756) 15401364 [email protected] Downloaded by Maria Beatriz Olmos ([email protected])
