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CONCEPTOS BASICOS
UNIVIERSIDAD DE ORIENTE – NÚCLEO BOLÍVAR
ESCUELA DE CIENCIAS DE LA SALUD
‘‘FRANCISCO BATTISTINI CASALTA’’
DEPARTAMENTO DE ENFERMERIA
CUIDAD BOLÍVAR-ESTADO BOLÍVAR
ASIGNATURA: BIOQUÍMICA
DOCENTE: LIC. AYARIT SUAREZ
El Átomo: Unidad básica de toda la materia.
Los átomos están constituidos por tres tipos
principales de partículas: protones, neutrones
y electrones. La cantidad de protones es
igual a la de electrones. Lo cual determina la
neutralidad de un átomo.
EL ÁTOMO E INTRODUCCIÓN A LA
QUÍMICA ORGÁNICA
INSTRUCCIONES: La siguiente guía tiene
como objetivo lograr que los estudiantes de
la asignatura de Bioquímica para enfermería
comprendan de manera clara, los objetivos
que incluye el programa de la materia, ya
que para, lograr una adquisición completa
de los conocimientos de dicha asignatura, es
necesario tener la base fundamental de la
química general y orgánica así como la
estructura de la materia y sus propiedades
en la naturaleza, de igual manera las
propiedades químicas y físicas que pueden
llegar a tener dentro del organismo de los
seres vivos. También se plantea que sea un
coadyuvante
de
los
conocimientos
adquiridos en las asignaturas como
fisiología, nutrición, fisiopatología y
farmacología. La guía contiene información
completa, resumida y especifica del primer
tema de la unidad I: que es el componente fundamental de
la materia, así como el elemento o los elementos
constituyentes y principales de los seres vivos. Incluye
también la parte práctica con ejercicios de entendimiento en
relación a la estructura de la materia y sus propiedades
efectuadas en algunos ejercicios demostrativos que se verán
en el transcurso de los temas. Las instrucciones para lograr
un completo entendimiento de la misma implica que se debe
comenzar por las guías que se encuentran enlazadas a este
material, un material didáctico que ayuda a comprender la
estructura y organización de la materia, material llamado:
de lo macro a lo micro, luego de haber leído este recurso se
comenzara la lectura y entendimiento de este material.
EL Neutrón: Partícula del núcleo atómico que
no posee carga eléctrica.
El protón: partícula del núcleo atómico con
carga eléctrica positiva
Orbital atómico: región que rodea el núcleo
atómico en la cual existe la posibilidad de
encontrar electrones.
La corona del átomo: para su estudio, el
átomo se divide en dos partes: el núcleo y la
corona. Las partículas que forman el núcleo
se llaman nucleones, siendo las más
relevantes los protones y los neutrones. El
número de protones contenidos en el núcleo
se conoce como numero atómico (Z) y es
característico para cada elemento.
La corona está formada exclusivamente por
electrones; por lo tanto tiene carácter
negativo,
pero
siendo
el
átomo
eléctricamente neutro se infiere que el
número de electrones de la corona debe ser
igual al de protones en el núcleo. De allí que
el número atómico indique también,
indirectamente, el número de electrones que
posee el átomo. En la siguiente imagen se
ilustra como imaginan los científicos que
pueden estar formados el átomo:
LOS NIVELES DE ENERGÍA DONDE SE
ENCUENTRAN LOS ELECTRONES.
Los electrones de un átomo se distribuyen en
capas o niveles de energía; estas capas se
designan por las letras K, L,M,N,O,P,Q y se
corresponden con los números cuánticos
principales: 1,2,3,4,5,6,7, te preguntaras ¿Qué
son números cuánticos? Más adelante se
explicara
detalladamente
para
que
utilicemos esos valores. El número máximo de
electrones es característico de cada nivel:
así, no se conoce ninguno átomo que tenga
más de dos electrones en la capa K, 8 en la
capa L, 18 en la capa M y 32 en la capa N.
los electrones contenidos en mismo nivel no
tienen necesariamente la misma energía, ya
que pueden estar ubicados en diferentes
subniveles
recordemos,
que
son
los
electrones quien les confieren al átomo las
características de ser los elementos que
están en la tabla periódica es por ello que si
energía confiere a cada átomo caracteres
especiales. A los subniveles se les denomina
con las letras S, P, D y F y en ellos están
distribuidos los orbitales. ¡NO TE PREOCUPES!
Sino comprendes totalmente la teoría aquí
está la gráfica que te explica cómo se
encuentran esos subniveles de energía en la
primera grafica veremos que los orbitales se
encuentran formados por subniveles de
energía como mencionamos anteriormente:
Y en la siguiente grafica puedes observar que
tipo de orbitales se pueden encontrar en esos
niveles y de energía según los estudios esa es la
forma y el ángulo en la cual se encuentran los
electrones girando en esas orbitas ¡interesante!
núcleo atómico de los elementos se
conoce como número de neutrones
(N).
Número de neutrones = Masa
atómica (A) – Número atómico (Z)
La suma de los protones y los
neutrones del núcleo de un elemento
se denomina número de masa (A) o
masa atómica. Su valor siempre es un
número entero porque es la suma del
número de partículas.
Masa atómica (A) = número de
protones
(Z)
+
Numero
de
neutrones(N)
Veamos un ejemplo práctico para entender
PERO ¡¿CÓMO PODEMOS SABER CUÁNTO PESA
UN ÁTOMO EN REALIDAD?!
No existe en la naturaleza un instrumento en
sí, que pueda determinar el peso exacto de
una partícula tan pequeña como lo es el
átomo y mucho menos de un protón o
electrón, pero existen, método matemáticos
para llegar a una aproximación de lo que se
puede creer que es la masa de una
microparticula. Algo importante que debes
ser es:
 Que todos los átomos de un mismo
elemento tienen una igual carga
nuclear positiva, que es un múltiplo de
la carga de un protón. Este número de
protones es entero y se llama número
atómico, (Z).
Numero atómico (Z) = número de
protones

El neutrón como ya sabemos es una
partícula sin carga eléctrica que tiene
prácticamente la misma masa del
protón. El total de neutrones en el
más la estructura de los átomos: Tomando en
cuenta que:
Masa Atómica
Numero
atómico
23
Na
(Sodio)
11
Planteamiento: El elemento sodio tiene una
masa de 23 ¿Cuántos protones, neutrones y
electrones tiene un átomo Na?
Resolución:
A= 23 esto representa el número de
neutrones + número de neutrones
Z= 11 esto significa que tiene 11 protones
N= A – Z = 12
Esto significa que hay 12 neutrones en el
átomo, y por supuesto el número de
electrones equivale al de protones para
que el átomo sea neutro esto significa
que: protones 11 electrones = 11
Un átomo eléctricamente neutro tiene igual
número de electrones y de protones. Los
átomos que pierden o ganan electrones se
les llaman iones:
 Cuando los átomos pierden electrones
se convierten en iones con carga
positiva, llamados aniones, como en el
caso del ion sodio Na+ que se forma al
perder un electrón; tiene 10 electrones
en vez de 11.

Cuando los átomos ganan electrones
se convierten en iones con carga
negativa, llamados aniones, como en
el caso del ion cloruro Cl- que se forma
al ganar un electrón tiene 18
electrones en vez de 17.
Veamos un ejemplo práctico
Masa Atómica
Numero
atómico
23
11
𝑁𝑎
+1
𝐶𝑙
¡MUY
BIEN!
YA
TENEMOS
LOS
CONOCIMIENTOS BASICOS PARA SABER LA
ESTRUCTURA DE LA MATERIA! Pero cada átomo
es distinto y esto se debe a la configuración
electrónica de sus electrones en las capas y
subniveles de energía de un átomo, pero
¿cómo puedo estudiar ese elemento sin
describir a esa partícula tan importante como
lo es el electrón?
¡LOS NUMEROS CUANTICOS LO HACEN MUY
BIEN!
Sodio)
Cuando observamos un compuesto que
posea un signo positivo como superíndice
significa que ha perdido un electrón y por lo
tanto se transforma en electropositivo, no
obstante, no quiere decir que se va a sumar
un electrón al contrario a esa cantidad de
electrones que por ejemplo posee el sodio
que son 11 se le va a restar 1 electrón de
valencia y por lo tanto quedara con 10
electrones [depende del número, la
cantidad de electrones que se van a perder
De igual manera, ocurre con los elementos
que poseen un número determinado de
electrones que han ganado por
ejemplo el cloro:
−1
Indica que cuando posee menos un electrón
o dependiendo de cualquier número este se
le sumara dicha cantidad a los electrones
determinados por el número de protones:
Protones: 17
Neutrones: 18
Electrones: 17 + 1 = 18
(Cloro)
Son los números que se utilizan para describir
la distribución y el comportamiento de los
electrones dentro de un átomo. La mecánica
cuántica se vale de un grupo de cuatro
números que estudia a esas importantes
partículas, valores que utilizaremos para
determinar el nivel de energía los electrones,
su ángulo, su giro y la cantidad que hay en
un determinado subnivel:
Numero cuántico principal (n): Es el que
define el tamaño de la órbita y la mayor
parte de la energía del electrón. Designa el
nivel. En la medida que crece el valor de este
número en esa misma medida se incrementa
la energía de los electrones y su distancia
hasta el núcleo se hace más grande. Toma
valores del 1 – 7 ejemplo gráfico:
Numero cuántico secundario, azimutal o
momento angular (l): determina la forma de
la órbita en la que gira ese electrón su
momento angular orbital en el que está
girando ese electrón, los posibles ángulos
está dado por el tipo de orbital en el que se
encuentre ese electrón y son dibujados de la
siguiente manera:
Si el valor de L, corresponde a 0 nos referimos
a un orbital tipo S; si L es igual a 1 es orbital es
tipo P, Si l es igual a 2 el orbital es tipo d y si l
vale 3 el orbital es tipo f.
Te preguntaras, ¿Qué son esos dibujos en
forma de flores? Pues son simplemente las
posibilidades o posibles ángulos y dirección
en los cuales en cada orbital puede girar el
electrón.
Numero cuántico magnético (m): define la
orientación de la órbita. Los valores de m nos
indican el número de orbitales contenidos en
cada subnivel, el cual está determinado por
el valor de L, indica la posición y el orbital en
donde cayó el último electrón repartido en la
configuración
electrónica.
La
grafica
representa los distintos lugares en los que los
orbitales contienen un electrón o electrones.
Y por último el Numero
cuántico de Spin(S): como
explicación a esto tenemos un
ejemplo
más
cercano
a
nosotros, la tierra, sabemos que
la tierra gira en orbitas
alrededor del sol ¿no? Pero
también sabemos que la tierra
tiene un movimiento propio en
torno
a
su
propio
eje,
conocidos como rotación y
traslación,
pues
estos
movimientos
son
a7análogos
a
los
movimientos de un electrón en los orbitales y
subniveles de energía. Tiene un movimiento el
cual puede ser el de su movimiento orbital o
en sentido contrario. Y este toma dos valores
dependiend
o si gira en
sentido
contrario a
las
agujas
del reloj es
decir hacia
arriba
tomará
valores de
½ y si gira
en sentido de las agujas del reloj hacia abajo
tomara valores de -1/2. A continuación se
presenta una tabla de valores que deberás
usar para comprender la parte práctica que
te permite entender los números cuánticos
aumenta mientras más se aleje del
núcleo. El ejercicio nos dice que
nuestro primer número es 3, en
consecuencia el nivel de la órbita será
3.
2. Luego determinamos el número
cuántico azimutal el cual nos dice en
el problema que vale 2 y cuando l
vale 2 según el cuadro de al lado
quiere decir que estamos en presencia
de un orbital tipo P entonces tenemos:
3p
También debes tener claro que:
Una vez que conocemos las características
de un electrón, entonces resolvamos
ejercicios prácticos:
PROBLEMA: Hallar la notación del electrón
diferencial cuyos números cuánticos son:
n= 3, l=2, m=-2 y s= ½
Resolvemos, recuerda que para conocer el
valor de dicho electrón diferencial debes
seguir los pasos en orden siguiendo la tabla
de arriba:
1. Primero determinamos el número
cuántico principal (n), este valor está
comprendido del 1 al 7 es decir orbitas
que aparecen en una de las primeras
imágenes de esta guía, dicha orbita
3. Seguidamente se debe determinar la
cantidad de electrones que posee
dicho orbital el cual está determinado
por el valor de m en combinación con
el valor del Spin. Es importante resaltar
las reglas para determinarlo
primero. Debemos saber
qué cantidad de electrones
puede admitir dicho orbital
para saber que no nos
estamos sobre limitando a
dichos
valores.
A
continuación
debemos
saber el valor que nos da el
número cuántico Spin ¿Por qué el
Orbital
s
p
d
f
Cantidad límite
de electrones
que admite
2
6
10
14
spin? El spin nos indica la posición la
dirección y el orbital en el que cayó el
ultimo electrón, para así rellenar las
casillas con los valores faltantes según
la regla de llenado: el ejercicio nos
dice que el ultimo electrón cayo hacia
a
r
r
i
-2
-1
0
1
2
ba y el sitio donde cayó fue en el (-2)
recordamos que cuando estamos en
un orbital P tenemos casillas que van
desde -2 hasta 2 de
un electrón hacia arriba y por lo tanto el otro
hacia abajo.
¡YA LO QUE TE QUEDA ES PRACTICAR ADELANTE!
Esas casillas deben rellenarse con flechas
que representan los electrones como lo
indica la tabla de valores, pero no
-
56
𝐹𝑒
25
-2
-1
0
1
2
siempre será igual para todos por ejemplo
para este ejercicio nos dice que el primer
y único electrón cayó en el nivel -2 y
hacia arriba según el spin se representa
así:
NOTA: Se llena con flechas es decir con
electrones empezando con los que van
hacia arriba de izquierda a derecha y
nuevamente
nos
regresamos
y
comenzamos a llenar hacia abajo de
izquierda a derecha igual. Si en este caso
nos hubiese indicado que el electrón
cayo hacia abajo es decir valdría -1/2
entonces llenaríamos primero los que van
hacia arriba y regresaríamos a llenar el
que va hacia abajo. Al finalizar contamos
los electrones (flechitas) que hayamos
distribuido. En este caso solo un electrón
tenemos en un solo nivel entonces la
respuesta de este ejercicio es
1
Se coloca primero el nivel,
luego el orbital y la cantidad
de electrones en forma de superíndice.
3𝑝
NOTA: En ningún valor de los que se le dan que
van desde -3 a 3 pueden entrar más de dos
electrones, es decir solo tendremos en un valor
200
80
Determine el número de electrones,
protones y electrones de los siguientes
elementos neutros y iónicos.
𝐹𝑒 +2
-
65
𝑍𝑛
30
79
34
𝑆𝑒
105
+1 80
𝐴𝑔
𝐵𝑟 −1
47
35
9 −1
−2
9
89 +3
𝑌
39
𝐹
Dados
los
siguientes
números
cuánticos determinar el electrón, el
nivel y el subnivel.
a) (n=3, l =2, m=-2, s= ½ ) b) (n=4; l=2;
m=+2; s= -½ ) c) (n=2, l=0, m=0, s=-½ )
d) (n=3, l=2,m=0, -½) c)(n=4, l=3, m=-2,
s= -½) e) (n= 3, l=1,m= -1, s= ½)
EL ENLACE QUIMICO
¡Una forma didáctica de ver como se unen
los átomos!
Una vez que hemos entendido, la estructura
de una partícula tan pequeña como lo es el
átomo y las variedades de átomos que
existen en el planeta, nos interesa aún más
saber cómo los compuestos pueden unirse
entre sí para formar moléculas más grandes
hasta llegar a formar individuos como los
seres vivos e incluso no vimos, pero que para
interés de la materia, estudiaremos esos tipos
de moléculas que forman la estructura
química de los seres vivos. Cuando los
átomos reaccionan para formar compuestos
se genera una fuerza de atracción que os
mantiene unidos. Esta fuerza se llama enlace
químico y varia en su naturaleza. El enlace
químico ocurre entre los electrones de la
última capa de los elementos que se
combinan.
Estos
electrones,
llamados
electrones de valencia, estas más alejados
del núcleo atómico y por tanto están más
sujetos a alteraciones al entrar en contacto
con otros electrones de valencia de átomos
combinantes. Las alteraciones pueden ocurrir
por la perdida, ganancia o compartimiento
de electrones. La capacidad de los átomos
de reaccionar y enlazarse con otros está
relacionada con la búsqueda de la
estabilidad electrónica. Pero ahora te
preguntaras ¿Qué será eso de estabilidad
electrónica? Pues resulta que
hay una regla, que
como
ejemplo
didáctico
podemos
decir que los elementos
de la tabla periódica
tienen modelos a seguir,
es decir quieren parecerse a
alguien en especial, ser como
ellos, ser están estables como
esas cosas, pero ahora
¿Quiénes
serán
esas
cosas? Pues los 6 Gases
Nobles. En 1916, Koseel y Lewis
sugirieron que los átomos que se
combinan tienden a lograr una
configuración
electrónica
parecida a la de los gases nobles.
Aclaración:
cuando
nos
referimos
a
configuración electrónica, es la forma en la
que los electrones de un átomo, se
distribuyen a lo largo de los orbitales y
subniveles que mencionamos al comienzo de
esta unidad. Estos gases poseen un arreglo
electrónico muy particular debido a que sus
átomos poseen ocho electrones en su última
capa electrónica, excepto el helio que solo
posee dos. Estos investigadores propusieron la
siguiente teoría: cuando, los elementos
forman compuestos, ganan, pierden o
comparten
electrones
para
alcanzar
configuraciones electrónicas estables (de
baja energía) similares a las de los gases
nobles más próximos en la tabla periódica. La
tendencia de los átomos a estabilizarse
electrónicamente se rige por dos reglas:
regla del dueto y regla del octeto. Las dos
implican la tendencia de alcanzar la
configuración electrónica de un gas noble.

Regla del dueto: algunos átomos
tienden a estabilizarse al completar
dos electrones en su última capa
electrónica y así obtienen una
configuración electrónica similar a la
del gas Helio.
 Regla del octeto: algunos átomos
tienden a estabilizarse al completar
ocho electrones en su última capa
electrónica y así obtienen una
configuración electrónica similar a la
de los gases nobles, neón, argón,
Kriptón, xenón o radón.
UNA VEZ QUE TENEMOS CLARO LAS
NORMAS PARA LOS ENLACES QUÍMICOS,
ES IMPORTANTE SABER INDETIFICAR EL TIPO
DE ENLACE EN EL QUE ESTAMOS PRESENTES.
Los
átomos
pueden
logar
la
configuración electrónica de un gas noble
mediante dos tipos de enlaces: iónico y
covalente.
EL ENLACE IONICO ¡UN ATOMO GENEROSO
QUE COMPARTE SU ELECTRON!
Este tipo de enlace ocurre entre átomos de
elementos que tienen electronegatividades
muy diferentes, como el que se forma entre
metales y no metales. Los metales son
electropositivos mientras que los no metales
son electronegativos, es decir, tienen una
alta afinidad electrónica, una alta tendencia
a ganar electrones. Los metales tienden a
perder electrones y formar aniones. Cuando
un metal transfiere sus electrones al no metal,
y este, a su vez, los acepta. Los iones
formados
se
atraen
por
atracción
electrostática creada
eléctricas opuestas.
por
las
cargas

REPRESENTACION DEL ENLACE IONICO:
Ejemplo 1: enlace iónico del cloruro de sodio
(NaCl): para realizar
este enlace será útil
realizar primero el
siguiente análisis.
 El
sodio
(metal
alcalino)
tiene un solo
electrón
en
la
última
capa
electrónica
y
tiende a cederlo
para cumplir
la
regla del
octeto y
obtener
la
configuración electrónica del gas
noble neón.

El cloro (o metal, halógeno) tiene siete
electrones
en
la
última
capa
electrónica y tiende a ganar un
electrón para cumplir la regla del
octeto y obtener la configuración
electrónica del gas noble argón.
Ejemplo 2: el enlace iónico del compuesto
oxido de bario (BaO)

El bario tiene dos electrones en su
última capa electrónica, los cuales
tiende a ceder para logar la
configuración electrónica del gas
noble xenón.
El oxígeno en cambio tiene seis
electrones
en
su
última
capa
electrónica, por lo que tiende a ganar
dos
electrones
para
lograr
la
configuración electrónica del gas
noble neón.
Ejemplo 3: el enlace iónico del compuesto
cloruro de magnesio 𝑴𝒈𝑪𝒍𝟐

El magnesio tiene dos electrones en su
última capa electrónica, los cuales
tiende a ceder para logar estabilizarse
como el neón.

El cloro tiende a ganar un electrón
para poder obtener la configuración
electrónica del argón

La fórmula del cloruro de magnesio
tiene dos átomos de cloro

El magnesio sede un electrón a cada
átomo de cloro (recuerda que si el
valor de los electrones no te es
suficiente o sobrepasa la regla del
octeto para llenar con los electrones
que te faltan, puedes agregar otro
compuesto del mismo que estas
ganando o perdiendo electrones
dependiendo de la cantidad de
electrones que posea ¡piensa bien!
Ahora te preguntaras que son esos puntos y
esas X al lado del símbolo del compuesto,
pues muy sencillo, se llaman diagramas de
Lewis, y constituyen una forma sencilla de
representar simbólicamente los electrones de
la última capa en un átomo. Lo que vemos
en lo ejemplos, y de esta manera vemos
como intercambian electrones y que parte
del compuesto lo recibe con una X se
denota. Los electrones comienzan a
representarse desde el primero en la parte
superior, seguido del derecho, luego el de la
parte inferior y por último el de la izquierda y
luego si te siguen sobrando electrones,
nuevamente te regresas del mismo orden.
-
EL ENLACE COVALENTE
-
A diferencia del enlace iónico, el enlace
covalente se forma entre elementos que
tienen electronegatividades cercanas, de
modo que ninguno atrae a los electrones
con suficiente fuerza como para mantenerlo
girando sobre su propio núcleo. En este caso
los electrones que participan del enlace se
mantienen girando alrededor de los núcleos
de los átomos que comparten y así forman el
enlace covalente. El compartimiento de
electrones permite a los átomos participantes
completar el dueto u octeto de electrones
para satisfacer la configuración electrónica
de un gas noble, el más cercano a cada uno
en la tabla periódica. Para esto será
necesario compartir un par, dos pares o tres
pares de electrones para formar enlaces
sencillos, dobles o triples. El enlace ocurre al
reaccionar elementos no metálicos, entre sí
que forman compuestos moleculares. Se
forman también al reaccionar el hidrogeno
con algún no metal (recuerda que el
hidrogeno no es un metal.
Para
completar
la
configuración
electrónica del helio es necesario que
cada átomo comparta el electrón del
otro átomo, y así cumplir con la regla
del dueto.
Se forma un enlace covalente sencillo.
Ejemplo 2: el enlace covalente del gas
oxigeno (O2)
¡PERO BASTA DE EXPLICAR TANTA TEORIA
MEJOR VEAMOS ESTE TIPO DE ENLACE CON UN
EJEMPLO QUIMICO!
Este enlace también puede ser representado

a través de las estructuras de Lewis.

El
átomo
de
electrones
en
oxigeno
su
tiene
última
seis
capa
electrónica
Ejemplo 1: el átomo de hidrogeno tiene un
La molécula de oxigeno tiene dos
átomos de oxigeno
solo electrón
-
La molécula de hidrogeno tiene dos
átomos

Para
completar
un
octeto
de
electrones será necesario que cada
átomo comparta un par de electrones
para
lograr
la
configuración
electrónica del gas noble neón

Se forma un enlace covalente doble:
O + O
O
O
O=O
Ejemplo: el enlace covalente del gas
nitrógeno (N2).
 El átomo de nitrógeno tiene cinco
electrones
en
su
última
capa
electrónica

La molécula de nitrógeno tiene dos
átomos

Para completar un octeto de
electrones es necesario que cada
átomo de nitrógeno comparta con los
otros tres electrones, de modo que
cada uno comparta tres pares de
electrones para lograr la configuración
electrónica del gas noble neón.

Se forma un enlace covalente triple.
N + N
N N
N N
EL PUENTE DE HIDROGENO
Fuerza
atractiva
entre
un
átomo
electronegativo y un átomo de hidrógeno
unido covalentemente a otro átomo
electronegativo. Este tipo de enlace ocurre
tanto en moléculas inorgánicas tales como el
agua, y en moléculas orgánicas como el
ADN. El mayor de los ejemplos para este tipo
de enlace en el agua. Cuando dos
moléculas de agua se aproximas mucho, se
establece una atracción electrostática entre
la carga parcial negativa situada sobre el
átomo de oxigeno de la molécula de agua y
la carga parcial positiva situada sobre un
átomo de hidrogeno de una molécula de
agua
adyacente.
Algo
que
sería
representado de la siguiente manera:
Esto
va
acompañado
por
una
redistribución
de
cargas
electrostática
s en ambas
moléculas, lo cual exalta en gran medida su
interacción.
Una
unión
electrostática
compleja de esta clase es llamada enlace
de hidrogeno. Los enlaces de hidrogeno no
se presentan solamente en agua. Tienden a
formarse
entre
cualquier
átomo
electronegativo como el oxígeno, el
nitrógeno o el flúor, y un átomo de hidrogeno
unido covalentemente a otro átomo
electronegativo. Los enlaces de hidrogeno
pueden formarse entre dos moléculas o entre
dos partes de una misma molécula. En la
siguientes imágenes podemos observar
algunos ejemplos de enlaces de hidrogeno
biológicam
ente
importante.
LAS FUERZAS DE VAANDERWALS
Fuerzas
atractivas
o
repulsivas
entre
moléculas (o entre partes de una misma
molécula) distintas a aquellas debidas al
enlace covalente o a la interacción
electrostática de iones con otros o con
moléculas neutras. Todo esto está referido a
la polaridad de una molécula, ahora te
preguntaras, ¿Que es la polaridad y que es
una molécula polar? es una propiedad de las
moléculas que representa la separación de
las cargas eléctricas en la misma. Es un
concepto que representa la uniformidad de
distribución de las cargas eléctricas en una
molécula. La cual produce lo que se conoce
como dipolos eléctricos, otro término el cual
te peguntaras ¿Qué es un dipolo eléctrico?
Es un sistema de dos cargas de signo opuesto
e igual magnitud cercanas entre sí. Es el caso
de la molécula de agua, aunque tiene una
carga total neutra (igual número de protones
que de electrones), presenta una distribución
asimétrica de sus electrones, lo que la
convierte en una molécula polar, alrededor
del oxígeno se concentra una densidad de
carga negativa, mientras que los núcleos de
hidrógeno quedan desnudos, desprovistos
parcialmente de sus electrones y manifiestan,
por tanto, una densidad de carga positiva.
Por eso en la práctica, la molécula de agua
se comporta como un dipolo. Así se
establecen interacciones dipolo-dipolo entre
las propias moléculas de agua, formándose
enlaces o puentes de hidrógeno. La carga
parcial negativa del oxígeno de una
molécula ejerce atracción electrostática
sobre las cargas parciales positivas de los
átomos de hidrógeno de otras moléculas
adyacentes.
El término incluye:

fuerza entre dos dipolos permanentes
(fuerzas de Keesom o interacción
dipolo-dipolo)


fuerza entre un dipolo permanente y
un dipolo inducido (fuerzas de Debe)
fuerza entre dos dipolos inducidos
instantáneamente
(fuerzas
de
dispersión de London)
Tres factores son importantes para determinar
la magnitud de la fuerza de vanderwaals: el
número de electrones, el tamaño de la
molécula y la geometría molecular. De estos
factores el más importante es el número de
electrones, ya que los otros dos están muy
relacionados entre sí.
¡Si te resulta interesante entender más las
fuerzas de vanderwaals, investiga en textos o
internet
Formas
geométricas de las
moléculas!
¡Muy bien! Hasta
aquí
hemos
llegado
a
un
nuevo nivel ahora
que
ya
sabemos
algunas de las mayores formas en las que un
átomo puede unirse con otro conozcamos
que compuestos forman: Las Moléculas
Moléculas: Es una partícula formada por un
numero definido de átomos iguales o
diferentes. Es la muestra más pequeña
representativa de un compuesto que puede
existir en forma estable o independiente. Las
moléculas
tienen
una
estructura
tridimensional típica que se deriva de la
forma en que están unidos sus átomos.
Existen,
por
lo
general,
en
forma
monoatómicas, diatomicas, y poliatomicas. El
enlace covalente une a los átomos de las
moléculas diatomicas y poliatomicas.
Si ya sabemos que es una molécula,
debemos de saber para interés de esta
asignatura que compuestos o moléculas
forman parte de la bioquímica de los
organismos vivos, pero para ello debemos,
saber y entender el concepto de química
orgánica.
Química Orgánica: es la rama de la
química que estudia una clase numerosa
de moléculas que contienen carbono
formando enlaces covalentes carbonocarbono o carbono-hidrógeno y otros
heteroátomos, también conocidos como
compuestos orgánicos. Los compuestos de
interés bioquímico y orgánico tienen como
patrones de formación un conjunto de
moléculas que ayudan a clasificarlos y a
nombrarlos de acuerdo a la cantidad de
enlaces, carbonos, hidrógenos, oxígenos y
nitrógenos que contengan en su fórmula
química, siento estos átomos nombrados, los
elementos que constituyen a los compuestos
orgánicos.
A
esos
patrones
de
nombramiento
y
agrupación
de
los
compuestos orgánicos se les conoce como
grupos funcionales.
Grupos funcionales: un grupo funcional es un
átomo o un conjunto de átomos que forman
parte de una molécula más grande; y que le
confieren un comportamiento químico
característico.
Así,
el
comportamiento
químico de toda la molécula
Orgánica, sin importar su tamaño y grado de
complejidad, está determinado por el o los
grupos funcionales que contienen. Por
ejemplo el grupo –OH, identifica a los
alcoholes.
Gracias a la unión de estos compuestos
orgánicos, la existencia de los seres vivos es
comprobada, una vez que estos compuestos
son estudiados en la composición química de
los
organismos
vivos,
son
llamados
biomolecular, pero optan por combinarse
con otros grupos funcionales y compuestos
para ser llamados de esta manera definimos
biomoléculas como moléculas constituyentes
de los seres vivos. Los seis elementos químicos
o bioelementos más abundantes en los
seres vivos son el carbono, hidrógeno,
oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre
(C,H,O,N,P,S) representando alrededor
del 99% de la masa de la mayoría de
las células, con ellos se crean todo
tipos de sustancias o biomoléculas
(proteínas,
aminoácidos,
carbohidratos, ácidos nucleicos). Estas
moléculas y compuestos de interés
bioquímico se estudiaran a fondo en las
siguientes unidades del programa de
bioquímica.
DISOLUCIONES
Las soluciones o disoluciones se definen
como: materiales homogéneos constituidos
por dos o más sustancias unidas en
proporciones variables y limitadas. Todas las
soluciones se caracterizan por:
 su homogeneidad
 ausencia de
separación,
evaporación
sedimentación o de
en
ausencia
de
 subdivisión extremadamente
pronunciada hasta el límite de
magnitudes moleculares o iónicas de
la sustancia disuelta.
Se dice que la sustancia que se encuentra en
mayor proporción en una solución es la que
realiza la disolución y por lo general se le
llama solvente o disolvente. La sustancia que
se encuentra en menor proporción se dice
que se disuelve y se llama soluto
TIPOS DE DISOLUCIONES
Disoluciones
liquidas:
soluciones
cuyo
disolvente se encuentra en estado líquido
aunque el soluto que se disuelve se
encuentre en cualquier otro estado físico. De
este modo la disolución se puede formar de
varias formas: a) entre un líquido y un sólido,
como el agua y la sal para producir agua
salada: b) entre un líquido y otro líquido,
como el agua y el ácido acético que forman
el vinagre o entre el agua y el alcohol etílico
para formar alcohol comercial; c) entre un
líquido y un gas, como los refrescos gaseosos
que tienen disuelto dióxido de carbono en su
liquido o la soda que es agua carbonada.
Disoluciones
solidas:
soluciones
cuyo
disolvente es un sólido; el soluto puede ser
líquido o sólido. Un ejemplo son las
aleaciones entre metales, las cuales se
pueden formar de la siguiente manera: a)
entre un sólido y un líquido, como el caso del
mercurio (liquido), que se disuelve en el oro
para formar una amalgama; b) entre un
sólido y un sólido, como la aleación del
cobre en plata para formar la plata de ley; la
de cobre y cinc para formar el latón; la de
hierro y carbono para formar acero. Las
aleaciones solido-solido se forman en estado
líquido porque es necesario fundir los metales
sólidos para mezclarlos.
Disoluciones gaseosas: son aquellas que
resultan de la combinación de diferentes
gases, como el caso del aire, que es una
combinación de oxígeno, nitrógeno, dióxido
de carbono y otros gases. En estas
disoluciones es difícil señalar cual es el
disolvente; en el caso del aire, se asume que
es el nitrógeno porque se encuentra en
mayor proporción.
LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
La relación entre él solito y el solvente puede
expresarse siguiendo el criterio de los estados
físicos de cada uno de ellos, según se estudió
en la clasificación por tipos de soluciones.
También dicha relación se describe en base
a las cantidades de soluto y solvente; si la
cantidad de soluto por unidad de solvente es
grande, se dice que la solución es
concentrada y si la cantidad de soluto es
pequeña, la solución es diluida. Hay que
descartar, sin embargo, que estos termino
son en nada precisos y solo sirven para dar al
lector una referencia en relación con la
concentración.
Para expresar la concentración de una
solución es indispensable el uso de unidades
de concentración, las que se clasifican en
dos tipos: unidades físicas y unidades
químicas.
Unidades físicas
- Pporcentaje
masa-masa
(%m/m):
expresa la masa en gramos de soluto
disuelta en 100 gramos de disolución.
Ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) para
análisis
químico
tiene
una
concentración de 98% m/m; esto
significa que hay 98 gramos de este
acido en 100 gramos de esta
disolución. Se determina a través de la
fórmula:
% 𝑚/𝑚 =
-
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑒𝑛 𝑔
𝑥 100
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑒𝑛 𝑔
Porcentaje volumen-volumen (%v/v):
expresa el volumen en centímetros
cúbicos de soluto en 100 cm3 de
disolución. Ejemplo, el jugo de naranja
de consumo comercial tiene una
concentración de 60% V/V, lo cual
significa que hay 60 cm3 de soluto por
cada 100 cm3 de disolución. Se
determina a través de la fórmula:
% 𝑉/𝑉
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑒𝑛 𝑐𝑚3
=
𝑥 100
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑒𝑛 𝑐𝑚3
-
%
=
Porcentaje masa-volumen (%m/v):
expresa la masa en gramos de soluto
disuelta en 100 cm3 de disolución.
Ejemplo, la disolución salina conocida
como suero fisiológico reporta una
concentración de 0,9% m/V de cloruro
de sodio. Esto significa que hay 0.9 g
de esta sal por cada 100 cm3 de
disolución
𝑚
𝑉
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑒𝑛 𝑔
𝑥 100
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑒𝑛 𝑐𝑚3
Una regla fundamental es saber que:
Soluto + Solvente = Solución
Nota: Esta fórmula puede despejarse,
dependiendo de la complejidad del
problema.
Ahora que ya tenemos conocimientos
acerca de las soluciones y su concentración,
¡hagamos cálculos para entender mejor!
Ejemplo 1: ¿Cómo calcular la concentración
en % m/V?
Planteamiento: Se mezclan 300 mg de urea
con agua hasta tener 60 cm3 de disolución
¿Qué concentración tiene esa disolución?
Razonamiento: se debe a) convertir los 300
mg de urea a gramos y para esto hay que
saber que 1000 mg = 1 gramo y b) calcular la
concentración para obtener masa del soluto
en gramos sobre volumen de disolución en
cm3.
Resolución: a) Masa de urea en gramos
300 mg x
1𝑔
1000 𝑚𝑔
= 0.3 g de urea
b) Concentración de la disolución
% m/V =
0,3 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
60𝑐𝑚3 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
x 100% = 0,5% m/V
Respuesta: la disolución de urea preparada
al 0,5% m/V tiene 0,5 g de soluto disueltos por
cada 100 cm3 de disolución.
Para
los
ejercicios
de
cálculo
de
concentraciones la formula será igual
siempre y cuando sea el termino y unidad
que cambie en referencia a masa y
volumen.
Recuerda que la mayoría de estos casos será
explicada en clase, en este material te
dejamos una aclaratoria de lo visto en la
asignatura.
Segundo caso: En 35 g de agua destilada se
disuelven 5g de HCL. La densidad de la
solución resultante es 1,06 g/ml. Con estos
datos halle la concentración de la disolución
en términos (M/M y M/V).
Razonamiento: Recuerda que tenemos el
solvente y el soluto así que debemos obtener
a través de la formula Soluto + Solvente =
Solución, para luego aplicar la fórmula de la
concentración:
Soluto: 35 g
5 + 35 = 40 g de solución
Solvente: 5 g %M/M =
5𝑔
40 𝑔
x 100 = 12,5 M/M
Pero se desea también el valor de dicha
concentración en términos masa sobre
volumen, recordamos que hay una formula
física que nos dice que: volumen =
Se sustituyen los valores: V =
40 𝑔
1,06
𝑔
𝑚𝑙
𝑀𝑎𝑠𝑎
𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑
= 37,73 ml
Tenemos ya el valor en unidad de volumen
solo sustituimos en la fórmula tradicional:
%M/V =
5𝑔
37,73𝑚𝑙
x 100 = 13,25 g/ml
Una vez que ya hemos conocido las
unidades
físicas
para
expresar
la
concentración de una solución vamos a
estudiar las unidades físicas que son dos:
Molaridad y Normalidad.
Molaridad: Se refiere al número de moles de
soluto disueltos en un litro, recordando que el
mol: es la unidad de cantidad de una
sustancia que implica un número definido de
partículas de tamaño infinitesimal, como
átomos, moléculas u otras, cuya masa total
es medida en una balanza.
¡AUNQUE NO LO CREAS!
El
La masa molar: denotada como M, se refiere
a la masa en gramos de un mol de sustancia,
bien sea atómica, molecular o formular. Es la
masa de átomos moléculas o unidades
formulas según el tipo de sustancia. La masa
se mola se expresa con g/mol
número de átomos o
moléculas existentes en
cualquier
cantidad
medible de materia es
inmenso y cualquier
intento
directo
de
contarlos llevaría al
fracaso,
pues
sería
insuficiente el tiempo de
la
humanidad
para
hacerlo. Es por ello que
existe el cálculo de manera indirecta del Mol.
Es como que tengamos que contar el
número de tornillos en los paquetes de las
ferreterías. Los tornillos se compran por
pesada y el número de tornillos presentes se
determina dividiendo la masa del paquete
de tornillos por el valor conocido de un
tornillo.
La
masa
molar de un
compuesto
molecular: se
determina a
partir de la
formula
molecular considerando la suma de los
valores de las masas atómicas de los
elementos que constituyen el compuesto. Por
ejemplo la masa molar de la glucosa
(C6H12O6) es 180 g/mol y se calcula como se
muestra así:
C6H12O6 = 6 x 12 carbono + 12 x 1hidrogeno x + 6 x o
oxigeno = 180 g/mol
Ca3(PO4)2 = 3 x 40
oxigeno = 310 g/mol
calcio
+ 2 x 31
fosforo
+ 8 x 16
Una solución molar: es aquella que contiene
un mol de soluto disuelto en un litro de
solución. Las unidades en las cuales se
expresa la molaridad son moles/litro.
Existen fórmulas que dependiendo de los
datos que nos facilite un problema de
molaridad podemos utilizar para calcularla:
Sabemos que: La molaridad es igual a:
M=
𝑁𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜
El número de moles N =
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
Y los gramos = molaridad x masa molecular x
litro.
Ejercicios propuestos: Determine la molaridad
de las siguientes soluciones que contienen:
a) 41,65 de MgCl2 en 350 ml de solución
b) 49 de Cr2(SO4)3 en 250 ml de solución
c) 0,485 g de K2CrO4 en 50 ml de solución
d) 88 g de H3PO4 en 300 ml de solución.
Determine el número de gramos de soluto
que será necesario para preparar cada una
de las siguientes soluciones
a) 2 litros de solución 6 M NH4C2H2O2
b) 250 ml DE SOLUCION M4 de Ca(NO)
c) 500 ml de solución M6 de CrCl3
d) 300 ml de solución M3 de FeCl3
Normalidad: esta referida al número de
equivalentes gramos de soluto disueltos en un
litro de solución (un decímetro cubico). El
peso equivalente o equivalente gramo de un
elemento es igual a su masa atómica entre
su valencia; por ejemplo, para el cobre (II)
cuya masa es de 63,5:
Equi-g Na2SO4 =
106 𝑔
2
= 53 g
Una solución normal: es aquella que contiene
un equivalente gramo de soluto en un litro
(dm3) decímetro cubico de solución.
La normalidad para su representación y
cálculo también posee unas fórmulas que
serán usadas para resolver problemas:
La normalidad es igual: N =
𝑔
𝐸𝑞𝑢𝑖−𝑔 𝑥 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
Los gramos: G= N x Equi-g x litros
Litros:
𝑔
𝑁 𝑥 𝐸𝑞𝑢𝑖−𝑔
Determine la normalidad de las siguientes
soluciones que contienen:
a) 5,7 g de Al2(SO4)3 en 200 ml de solución
b) 19,62 g de H3PO4 en 2 litros de solución
c) 21 g de KOH en 2,5 litros de solución
Cuando el peso equivalente o
equivalente en gramo de un
ácido es igual a la masa
molecular entre el número
de hidrógenos que el ácido
posea; por ejemplo, para el ácido sulfúrico:
Equi-g H2SO4=
98 𝑔
2
= 49 g
El peso equivalente o equivalente gramo de
una base es igual a la masa molecular entre
el número de hidroxilos (OH) que la base
posea; por ejemplo, para el hidróxido de
calcio:
Equi-g Ca(OH)2 =
74𝑔
2
= 37 g
El peso equivalente o equivalente gramo de
una sale s igual a la masa molecular entre el
número total de valencias del metal; por
ejemplo:
Equi-g FeCl3 =
162,5 𝑔
3
= 54,16 g
d) 75,4 de HgCl2 en 500 ml de solución
e) 18,6 g de H3BO3 en 300 ml de solución