Química básica. 1º bachillerato. 1

Química básica para la biología de 1º de bachillerato.

¿Qué tienen en común todos los seres vivos?

Cuando observamos la gran diversidad de seres que pueblan actualmente la Tierra, resulta mucho más

sencillo resaltar lo que tienen de diferentes entre sí, que lo que tienen en común.

Comparten una organización funcional común.

1. Formados por una serie de bioelementos.

2. Biomoléculas Toda la materia está formada por elementos químicos, que se unen entre sí mediante enlaces químicos, formando las distintas moléculas. La materia característica de los seres vivos se denomina materia orgánica y está formada por carbono que se halla unida directamente al hidrógeno. El resto, se denomina inorgánica: no pienses que es menos importante, ¡así es el agua! Al igual que ocurría con los bioelementos, todos los seres vivos comparten un número muy reducido de moléculas.

3. Células: Todos los seres vivos están formados por células, que representan:

• Unidad estructural

• Unidad funcional

• Unidad de reproducción: toda célula procede de otra célula

Organización estructural de los seres vivos

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Características de seres vivos

A pesar de las diferencias entre la materia orgánica e inorgánica, pueden darse parecidos razonables, como éste: la imagen de la izquierda corresponde a una neurona y en la imagen de la derecha se representa un gran cúmulo de galaxias rodeado de estrellas y un montón de materia oscura.

Toda la materia está formada por unos cuantos elementos químicos. Se llaman elementos químicos porque no pueden descomponerse en sustancias más simples de forma química. La partícula menor es el átomo, que significa “indivisible”. Los átomos son tan pequeños que es necesario prescindir de las magnitudes de medida habituales para referirse a ellos: metro, centímetro, y debemos hablar de micras o nanómetros

1 mm= 10-3m 1μm = 10-6 m 1 nm = 10-9 m 1Ǻ = 10-10 m

El diámetro de un átomo de hidrógeno es la 10 millonésima parte de un milímetro. El protón que contiene en el centro es cientos de miles de veces más pequeño, y el electrón que gira alrededor de éste es aún mil veces más pequeño.

El diámetro de un átomo de C es la quince mil millonésima parte del metro: 1,5 ·10-10. Para trazar una línea de 1 cm, deberíamos colocar ¡67 millones de átomos en fila india!

Existe una gran abundancia de elementos en la tierra y en los seres vivos, pero solo 4 elementos forman el 99% de la materia de los organismos vivos. Estos elementos son Hidrógeno (H), oxígeno (O), nitrógeno (N), y carbono (C). Los cuatro son especiales ya que se encuentran fácilmente disponibles en la Naturaleza y presentan propiedades adecuadas para su función como principales elementos constitutivos de las moléculas orgánicas.

La diferencia está en que la materia orgánica ha seleccionado entre algo más de 100 elementos químicos, ha seleccionado unos 70 y sólo 22 forman parte de todos ellos.

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Entre el Carbono, el Hidrógeno, Nitrógeno y Oxígeno (y Fosforo y Azufre) constituyen el 96,2% de los seres vivos. Los cuatro son especiales ya que se encuentran fácilmente disponibles en la Naturaleza y presentan propiedades adecuadas para su función como principales elementos constitutivos de las moléculas orgánicas. Analiza la siguiente tabla

Composición hombre Composición tierra

Cloro Sodio Potasio Oxígeno Carbono Hidrógeno Nitrógeno Calcio Azufre Fósforo Hierro Silicio Magnesio Niquel Aluminio

0,12% 0,14% 0,20% 61% 23% 10% 2,6 1,4% 0,2% 1,10%

0,57 29,53 1,13 1,93 34,63 15,2 12,13 2,39 1,09

Selecciona en la tabla periódica los cuatro elementos más abundantes en el hombre y en la Tierra,

¿coinciden? Ve haciendo lo mismo con el resto. ¿Qué características tienen los elementos más

abundantes del hombre y cuáles los de la Tierra?

En azul aparecen destacados los elementos químicos más abundantes en los seres vivos.

Términos que debes conocer Elemento Materia compuesta por átomos que tienen el mismo número atómico (número de protones). Átomo Es el componente más pequeño de un elemento que posee aún las propiedades de dicho elemento. Consiste en un núcleo cargado positivamente rodeado por una nube de electrones cargada negativamente. Las cargas "+" (positivas) y "-"(negativas) se atraen fuertemente. Protón Partícula del núcleo con una carga positiva de +1 y un número de masa atómica de 1 Dalton. El nº de protones en un elemento neutro, es igual al de electrones. Es el nº atómico, Z.

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Neutrón Partícula nuclear sin carga que posee la misma masa que el protón. El nº de protones + el de neutrones es el nº másico A, que representa el conjunto de partículas del núcleo. Electrón Partícula cargada negativamente (-1) con una masa 1837 veces más pequeña que la del protón. En un átomo neutro, es igual al nº de protones, Z. Isótopo Variante de un átomo dado que aunque presenta el mismo número de protones y electrones que otros isótopos del mismo tipo de átomo, se diferencia de éstos por poseer un número distinto de neutrones. Recuerda que es el nº atómico, nº de protones, lo que caracteriza a cada elemento. En la tabla periódica el nº másico A, representa la media de todos los isótopos. Estructura del átomo.

Cada átomo está formado por un núcleo muy pequeño con carga eléctrica positiva. Dicho núcleo está rodeado por electrones, partículas negativas, en un número tal que la carga positiva del núcleo, se anula y por ello, los átomos son eléctricamente neutros. Los electrones se disponen alrededor en capas, a modo de capas de la cebolla, con el núcleo en el interior. Se suele poner el símil de una catedral, que sería el átomo, con una naranja (que sería el núcleo) y un par de moscas, que serían los electrones. Pero, ¿cómo se mantiene estable esta estructura? Gracias a los neutrones, partículas sin carga que estabilizan el núcleo, manteniendo a los protones, de la misma carga y por tanto, con tendencia a la repulsión, en un mismo espacio. A pesar de ese espacio prácticamente vacío que es el átomo, solemos representar los átomos como si fueran esferas.

Modelo Bohr, con núcleo y electrones en capas que explican la estabilidad.

átomo de C

Modelo Schrödinger en el que se abandona la idea de un núcleo y unos orbitales precisos por una nube en la que es más posible encontrar los electrones.

Completa la siguiente tabla:

Representación Elemento Símbolo Protones = Z = nº atómico

Neutrones (de media)

Electrones

Hidrógeno H 1 0 1

Helio He

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Li

Be

B

B

C

Carbono C 6 6 6

N

Nitrógeno N 7 7 7

Oxígeno O 8 8 8

F

Ne

Los elementos se nombran de manera abreviada. Normalmente la abreviatura (o símbolo) se corresponde con la primera letra, como "C" para el Carbono, o “H” para el Hidrógeno. A veces incluye la

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segunda letra, como “He” para Helio, y otras veces se usa el nombre latino para nombrarlos, como "Na" para el Sodio, Natrium o “Fe” para el Hierro, de Ferrum.

Mendeleiv propuso una clasificación ordenada de los mismos en la Tabla periódica, en la que:

Se colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. Si seguimos la tabla periódica de izquierda a derecha, van aumentando su número atómico (Z) de uno en uno. Z es el número de cargas positivas del núcleo, de protones, que en un átomo neutro es igual al de electrones (carga negativa)

Se situaron en el mismo grupo (en cada columna) elementos que tenían propiedades comunes como la valencia, es decir, que tienen el mismo número de electrones en su última capa. Los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.

IONES

Los electrones determinan las propiedades químicas de los elementos. Las reacciones químicas implican la compartición o el intercambio de electrones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitales atómicos, a los cuales corresponden distintos niveles de energía. Los electrones se disponen en capas, y las capas contienen orbitales, cada uno de los cuáles es capaz de albergar dos electrones.

Capa 1, con 2 electrones máximo Capa 2 con 8 electrones Capa 3 con 8 electrones

Se sigue el siguiente patrón

La ordenación es como sigue: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p…

Los electrones van rellenando estos orbitales, y hasta que no se llena uno, no se empieza el siguiente.

La absorción de energía puede hacer que un electrón cambie a un nivel energético superior. La mayoría de los átomos son más estables cuando su último orbital ocupado contiene ocho electrones.

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Los electrones pueden transferirse de unas moléculas a otras, llevando consigo energía. Con frecuencia dicha transferencia ocurre a través de la cesión de átomos de H. Los electrones pueden transferirse de unas moléculas a otras, llevando consigo energía. Con frecuencia dicha transferencia ocurre a través de la cesión de átomos de H.

Las reacciones de transferencia de electrones se denominan redox, o de oxidación-reducción. En ellas una molécula se oxida al ceder electrones a otra molécula, la cual se reduce. Tanto la aceptación de electrones como su cesión o su compartición pueden dar lugar a una mayor estabilidad de las moléculas

• Una característica importante es la electronegatividad, que mide la tendencia de los átomos a atraer los electrones hacia sí.

• Lógicamente es mayor en los no–metales que en los metales. • El flúor (F) es el elemento más electronegativo con un valor de 4,0 y el Francio (Fr) el menos con

0,7. El oxígeno (O) es el segundo elemento más electronegativo (3,5); después se sitúan el nitrógeno (N) y el cloro (Cl) con 3,0 y el resto de no–metales. El Oxígeno, por tanto, tiene una gran afinidad por los electrones.

Un ión es un átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones. Como estos tienen carga negativa, si el átomo pierde electrones, pierde carga negativa y por tanto queda con carga positiva: se le denomina catión. Por ejemplo el Sodio, se convierte en Na+. Cuando un átomo gana electrones, queda cargado negativamente y se convierte en un anión. Por ejemplo el Cloro, se convierte en Cl- .

La compartición de electrones da lugar a la formación de enlaces covalentes. En la tabla de la derecha se representa el patrón de enlace de los elementos más importantes desde un punto de vista biológico. Los enlaces contienen energía y requieren esa misma energía para romperse. La energía de enlace (expresada en kcal/mol) es la energía necesaria para romper un enlace. Por ejemplo, un enlace H-H requiere 104 kcal/mol para ser roto.

Elemento Número de enlaces covalentes

H 1 O 2 N 3 C 4 S 5

Enlaces químicos. Una molécula consiste en dos o más átomos unidos por un enlace químico. Las moléculas pueden tener diferentes tipos de enlace.

Si los átomos comparten electrones, el enlace que se forma entre ellos es covalente.

Si un átomo cede un electrón a otro átomo el enlace será iónico.

Si los átomos son metálicos, se unen a través del enlace metálico

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Es interesante recordar la Estructura o representación de Lewis, que es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Un enlace químico no son más que dos electrones compartidos. Cuando la estructura de Lewis es molecular hay que utilizar formulas adecuadas. El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo, es decir, de los electrones de la última capa. Regla del octeto: los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente

Moléculas

Enlaces covalentes Este tipo de enlace se establece entre átomos con electronegatividad muy parecida, su avidez por los

electrones de la última órbita es muy semejante, ninguno de los dos es capaz de ceder electrones- Ambos

átomos comparten pares de electrones

Este tipo de enlace es muy fuerte y hace falta mucha E para romperlo. Pueden ser también dobles

1.-Los átomos de C e H tienen electronegatividades similares. Cuando se ponen en contacto,

pueden lograr una configuración electrónica estable compartiendo pares de electrones. La molécula

formada a base de compartir pares de electrones existe con forma tridimensional .En realidad los cuatro

enlaces covalentes formados, se apartan unos de otros hasta el máximo posible.

Los átomos de carbono proporcionan la columna vertebral de la materia viva.

2.-Si se unen O e H. La diferencia entre sus electronegatividades no es tan grande como para producir iones, formarán enlaces covalentes. Sin embargo, la mayor electronegatividad del O produce un mayor acercamiento de los pares de electrones al núcleo y un mayor alejamiento de los núcleos de H. El enlace presenta una separación de cargas, pero no tan completa como en iónico. Es el enlace polar covalente. Un lado de la molécula de agua, hacia el que están situados los átomos de H, estará parcialmente cargado + y el resto negativamente

Por ejemplo: El metano tiene cuatro enlaces covalentes entre el carbono (C) y el hidrógeno (H). Las distintas formas de representación muestran los átomos y sus enlaces de manera diferente. La electronegatividad hace referencia a la tendencia de los átomos a atraer electrones. El oxígeno (O), con una electronegatividad de 3.5, tiene una afinidad alta por los electrones. El hidrógeno (H) (2.1) y el carbono (C) (2.5) tienen afinidades más bajas. El oxígeno y el hidrógeno forman un enlace polar fuerte debido a la mayor afinidad del O por los electrones.

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Estructura del metano, con representación molecular desarrollada y modelo de esfera.

El número de enlaces que un átomo forma, es el reflejo del número de electrones que pude compartir.

Enlaces Iónicos

Los iones se forman cuando los átomos pueden obtener un número estable de electrones cediendo o ganando electrones. Por ejemplo el Na (sodio) puede dar un electrón a un Cl (cloro) generando así los iones Na+ y Cl-. El par iónico se mantiene unido por atracciones electrostáticas fuertes.

El átomo de Cl- se siente atraído por el Na+

Forman una red

Enlace metálico. Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Forman redes redes tridimensionales que adquieren un empaquetamiento muy compacto, ya que cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas.

Representación de moléculas

H, 1 enlace C, 4 N, 3

O, dos

Cl, un enlace

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En la fórmula estructural se representan los enlaces a través de una línea entre los símbolos enlazados: H-Cl Algunos átomos pueden formar más de un enlace. Por ejemplo el C comparte dos pares de electrones con un átomo de oxígeno, y se representa: C=O y si comparten 3, se representa un triple enlace así:

Enlaces no covalentes y otras fuerzas débiles Son los que mantienen a las macromoléculas, con la flexibilidad que requieren.Linus Pauling, en 1946 sostuvo que:

La reactividad química de las moléculas depende de su tendencia a romper y formar enlaces químicos.

La actividad biologica de las moléculas depende de su tamaño y su forma y de la naturaleza de sus interacciones débiles con otras moléculas. Los enlaces no covalentes y otras fuerzas débiles son importantes para las estructuras biológicas.

1. Las fuerzas electrostáticas (iónicas) resultan de la atracción electrostática atraen átomos o grupos de átomos cargados positiva y negativamente en una solución acuosa, con carga opuesta, como un grupo carboxilo (-COO- ) y un grupo amino (-NH3+) en las proteínas. . En el agua, estas fuerzas son muy débiles.

2. Los puentes de hidrógeno resultan de la atracción electrostática entre un átomo

electronegativo (O o N) y un átomo de hidrógeno que se encuentra unido covalentemente a un segundo átomo electronegativo. Estas moléculas son polares, acumulándose cargas positivas en una zona y negativas en otra. Entre estas moléculas polares se establecen relaciones de atracción entre el polo positivo representado por el H y el negativo de la otra molécula. -N-H --- O=C- -O-H --- O=C-

3. Las fuerzas de van Der Waals son fuerzas atractivas de corto alcance entre grupos químicos que

se encuentran muy cercanos. Se producen por la atracción electrostática entre los núcleos de una

molécula por los electrones de otra que es en gran parte compensada, pero no del todo, por la

repulsión de los electrones por los electrones y la de los núcleos por los núcleos. Estas fuerzas son

mayores cuantos más electrones poseen las moléculas, por tanto aumentan con el peso molecular.

4. Las atracciones hidrofóbicas provocan que grupos no polares, como cadenas hidrocarbonadas, se asocien unas con otras en un medio acuoso. Son fuerzas que se establecen entre grupos de

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átomos que no tienen afinidad con el agua. Otro ejemplo son las grasas, que en un medio acuoso forman capas o gotas lipídicas.

Muchas fuerzas o enlaces débiles pueden dar lugar, en su conjunto, a interacciones fuertes. El reconocimiento biológico es el resultado de una estructura en tres dimensiones que permite la existencia de múltiples fuerzas débiles entre las moléculas. La Química del Agua. La polaridad del agua El agua tiene una estructura molecular simple. Está compuesta por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. Cada átomo de hidrógeno se encuentra unido covalentemente al oxígeno por medio de un par de electrones de enlace. El oxígeno tiene además dos pares de electrones no compartidos. De esta manera existen cuatro pares de electrones rodeando al átomo de oxígeno: dos pares formando parte de los enlaces covalentes con los átomos de hidrógeno y dos pares no compartidos en el lado opuesto. El oxígeno es un átomo electronegativo o "amante" de los electrones, a diferencia del hidrógeno. El agua es una molécula "polar"; es decir, existe en ella una distribución irregular de la densidad electrónica. Por esta razón, el agua posee una carga parcial negativa () cerca del átomo de oxígeno y una carga parcial positiva () cerca de los átomos de hidrógeno.

Estructura Lewis

Formación puentes de hidrógeno

Una atracción electrostática entre la carga parcial positiva cercana a los átomos de hidrógeno y la carga parcial negativa cercana al oxígeno da lugar a un enlace por puentes de hidrógeno. Propiedades:

La solubilidad, es decir, la capacidad de los iones y otras moléculas para disolverse en el agua es debida a la polaridad de ésta última.

Densidad peculiar del agua, que hace que el hielo flote, porque los puentes de hidrógeno mantienen a las moléculas de agua más separadas en el agua sólida que en el agua líquida, donde hay un enlace de hidrógeno menos por cada molécula.

Las propiedades físicas únicas, incluyendo un alto calor de vaporización, una fuerte tensión superficial, un calor específico alto y el hecho de ser casi el disolvente universal, también son debidas a la polaridad del agua y a su capacidad de formar enlaces por puentes de hidrógeno.

El efecto hidrofóbico, o la exclusión de compuestos que contienen carbono e hidrógeno (sustancias no polares) es otra de las propiedades únicas del agua causadas por los enlaces de hidrógeno. Es muy importante en la formación de membranas celulares, ya que el agua mantiene a las moléculas no polares juntas, por esa repulsión..

Ácidos y Bases, Ionización del Agua Los ácidos ceden H+. Las bases aceptan H+.

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Se define el pH de una disolución como el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno. A pH 7.0 la disolución es neutra. A un pH menor (1-6) la disolución es ácida. A un pH mayor (8-14) la disolución es básica.

Reacciones redox

Las reacciones químicas son transformaciones de energía: la energía almacenada en los enlaces

químicos se transfiere a otros enlaces químicos recién formados, desplazándose en estas transferencias,

los electrones de un nivel de energía a otro.

-En muchas reacciones, los electrones pasan de un átomo o molécula a otro. Estas reacciones, que son

de gran importancia en los sistemas vivos, se conocen como de oxidación-reducción o redox.

La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto

aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción,

es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es

decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede

electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La

propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula

es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.