Capítulo2.2

P R O F . C A R O L V . L O P E Z
1 7 / A G O S T O S / 2 0 1 1
Capítulo #2: La base química de
la vida

Comenzando por los átomos
 Átomos : partículas que constituyen los bloques que
forman las sustancias.
 Están formados por partículas subatómicas pequeñas.
 Partículas subatómicas:
 Protones (+): partículas con carga positiva: se encuentra en
el núcleo
 Neutrones: partículas con carga neutra: se encuentra en el
núcleo
 Electrones (-): partícula con carga negativa: se encuentra en
el los orbitales

Átomos
 Los átomos difieren en la cantidad de partículas que
lo componen.
 El número de protones en un átomo se conoce
como el número atómico.
 Este número determina el tipo de elemento

Elementos
 Elementos: son sustancias puras formadas de
átomos que tienen el mismo número de protones.
 Ejemplo: un pedazo de carbón tiene solamente átomos de
carbono, y cada átomo de carbono contiene 6 protones en el
núcleo.
 El número atómico de carbono es seis. (determina que tipo
de elemento es).

Base química
5
 Número atómico: corresponde a el número de
protones del átomo. Responsable de impartirle las
propiedades especificas del átomo.
 Los elementos se organizan en tabla periódica de acuerdo a
su número atómico. Se escribe como un sub índice al lado
izquierdo del símbolo. Ejemplo: 8O

Conceptos químicos
6
 Elemento: sustancia que no se puede
descomponer en otra más simple mediante
reacción química ordinaria. Tiene masa y ocupa
espacio.
 Símbolo Químico: es único para cada
elemento. Usualmente es la primera o las
primeras letras de su nombre en latín o inglés
 Ocurren 92 naturalmente en la Tierra. Cuatro (4) de ellos
componen el 96% de la masa de los organismos vivos:
C - carbono H - hidrógeno N - nitrógeno O - oxígeno

La tabla periódica
 Es una tabla donde se ordenan todos los elementos
conocidos basándose en sus propiedades químicas.
 En la tabla periódica los elementos están
organizados por el número atómico (número de
protones).
 Los elementos en las columnas verticales de
comportan de manera semejante.
 Ej: todos los elementos de la columna derecha son gases.

Periodic Table of the Elements

Tabla periódica
 Los primeros 94 elementos se encuentran en la
naturaleza.
• Los restantes elementos son inestables y se
consideran extremadamente raros.

Número de masa
 Número de masa: es el número total de
protones y neutrones en el núcleo de un
átomo.
 Este número se indica como un superíndice a la
izquierda del símbolo de un elemento.

Isótopos
 Todos los elementos ocurren en diferentes formas
llamadas isótopos.
 Los átomos de los isótopos tienen el mismo número
de protones que el elemento original pero difieren el
número de neutrones.
• Aunque difieran en el número de neutrones tienen
las mismas características químicas del átomo
original.
 El número de masa de un isótopo se indica como un
superíndice a la izquierda del símbolo de un elemento.

Número de masa en los isotopos
 Ejemplo:
Isótopos: átomos del mismo elemento que
difieren en el número de neutrones.

Carbon-12 ( C)
(6p, 6n)
12
6 Carbon-14 ( C)
(6p, 8n)
14
6

Base química de la vida
 Tanto la masa atómica como el número
atómico ayudan a predecir el comportamiento
de un elemento.

Aplicaciones de los radioisótopos
 Radioisótopos: isotopos radioactivos:
• Emiten espontáneamente partículas subatómicas
o energía cuando su núcleo se descompone.
• Este proceso se conoce como desintegración
radioactiva.
• En este proceso un elemento puede ser
transformado en otro.
• Un radioisótopo se desintegra a velocidades
constantes dando origen a productos predecible.

Radioisótopos
 Los científicos y clínicos utilizan los
radioisótopos para introducirlos en organismos
vivos.
 Son utilizados como marcadores
• Marcador: cualquier molécula que tiene unida a
ella sustancia detectable.
• Marcador radioactivo: molécula en la que se han
cambiado uno o más átomos por radioisótopos.
• Mediante experimentos se puede seguir y detectar
la radioactividad emitida por el radioisótopo.

Los electrones y los niveles de energía
 Electrones:
• Un átomo tiene el mismo número de electrones
que de protones.
• Se encuentran en orbitas fuera del núcleo
• Se encuentran en constante movimiento
• Se mueven a una velocidad cercana a la de la
luz (300,000 km por segundo).

Electrones
 Los electrones se encuentran fuera del núcleo
en orbitales.
 Cada orbita puede ser ocupada por 2 electrones
solamente.
 Orbital: regiones de espacio tridimensional a
través de los cuales se mueven los electrones
alrededor del núcleo. Cada orbital alberga un
máximo de 2 electrones

Electrones
 Configuración electrónica: arreglo de los
electrones en un átomo.
 Orbital: área específica en un nivel de energía
donde caben electrones.
• Caben dos electrones en cada orbital

Electrones
 Una orbita ocupada por un electrón tiene un
espacio vacío que puede ser ocupado por otro
electrón.
 Cada capa representa un nivel de energía.
• En el primer nivel ( más cercana al núcleo) solo
existe una orbita, por lo tanto solo caben dos
electrones.

Electrones
 El modelo de capas permite verificar los
espacios vacíos en las orbitas.
 A medida que el electrón este más lejos del
núcleo su energía es mayor.
 Los electrones que están mas cerca del núcleo
tiene menos energía y se le hace más difícil
desplazarse a otro nivel energético.
• Atracción de cargas

Capas
 El modelo de capas es una manera simple de
indicar cómo están distribuidos los electrones
en un átomo.
 En este modelo de capas se incluyen todos los
orbitales disponibles para los electrones que se
encuentran en un mismo nivel de energía.

Ordenamiento electrónico
 El modelo de capas es una manera simple
de indicar cómo están distribuidos los
electrones de un átomo.

Electrones
 Todo átomo se encuentra en su estado más
estable cuando no tiene sitios vacíos.
 Cuando la capa externa del átomo esta llena
de electrones no presenta sitios vacíos.
• Los átomos de este tipo son químicamente
inactivos y mas estables cuando están solos.
• El helio, el neón y otros gases nobles de la
columna de la derecha en la tabla periódica son
de este tipo.

Electrones
 Si la capa externa del átomo tiene espacio para
un electrón adicional, tiene un sitio vacío.
• Los átomos con sitios vacíos tienden a
interactuar con otros átomos cediendo,
adquiriendo o compartiendo electrones.
 Todo átomo se encuentra en su estado más
estable cuando no tiene sitios vacíos en su
ultima capa.

jueves, 29 de enero de 2015 27
HIDROGENO
1p+, 1e-
HELIO
2p+, 2e-
CARBONO
6p+, 6e-
NITRÓGENO
7p+, 7e-
OXÍGENO
8p+, 8e-
SODIO
11p+, 11e-
CLORO
17p+, 17e-
CALCIO
20p+, 20e-
Figura 2.7
Pag. 25

Electrones
 Electrones de valencia –electrones del último
nivel de energía (capa de valencia).
 Un átomo reacciona para completar un octeto
(8 electrones en la capa de valencia).

Los electrones y los niveles de energía
 Si el orbital de Valencia está lleno, el átomo tendrá
su mayor estabilidad, será estable y no
reaccionará con otros átomos.
 Si el orbital de Valencia no está lleno, los átomos
tienen la tendencia de cumplir la regla del octeto:
• Alcanzar al menos ocho (8) electrones en ese orbital
 Átomos de H, O, C, N tienen vacantes de
electrones en el orbital de Valencia, por lo tanto
serán unos reactivos

Iones
 La carga negativa de un electrón cancela la
carga positiva de un protón, por lo tanto los
átomos son neutros (sin carga).
 Un átomo con diferentes número de
electrones que de protones se llama ión.
• Puede ser cargado positivamente si pierde un
electrón.
• Puede ser cargado negativamente si atrae al
electrón de otro átomo.

Iones
 Electronegatividad:
• Mide la capacidad de un átomo para atraer
electrones de lo átomos vecinos.
• Ejemplo:
• Un átomo de cloro (Cl) tiene:
• 17 protones
• 17 electrones
• Hay 7 electrones en su capa más externa (le falta
solo 1 electrón para completar ocho electrones en
su última capa)

Iones
 Continuación ejemplo:
• El átomo de cloro es ALTAMENTE
ELECTRONEGATIVO (tiene la habilidad de
atraer un electrón de un átomo vecino) .
• El prefiere ganar un electrón para completar 8
electrones en su capa de valencia, que perder
siete electrones.
 Cuando el gana 1 electrón de un átomo
vecino se convierte en el ión de cloruro (Cl- )
 Ahora el ion de cloruro tiene: 17 protones, 18
electrones

Iones
 Ejemplo #2:
• El átomo de sodio (Na) tiene solo 1 electrón en
su última capa. (Tienen 11 protones y 11
electrones)
• Es preferible perder ese único electrón y
quedar con ocho electrones en su antepenúltima
capa a ganar 7 electrones.
 Al perder ese único electrón el átomo de Na
se convierte en el ion de sodio (Na+).
• 11 protones y 10 electrones por eso tiene una craga
positiva.

Iones
 Continuación ejemplo de átomo de Na.
• Un átomo de sodio es DEBILMENTE
ELECTRONEGATIVO.
• No puede retirar 7 electrones de un átomo vecino
para completar 8 en su ultima capa.
• El prefiere perder el único electrón que tiene en
esa capa.
 Electronegatividad:
• Mide la capacidad de un átomo para atraer
electrones de lo átomos vecinos

Enlace químico
 Enlace químico:
• La fuerza de atracción que surge entre dos
átomos cuando sus electrones interactúan.

Moléculas y Compuestos
• Cuando dos a o más átomos se unen se
forma una molécula.
• Ejemplo: O2
• Los compuestos son moléculas que constan
de dos o más elementos distintos en
proporciones variables.
• Ejemplo: C6 H12 O6
• H2 O

Mezclas
 Cuando dos o más sustancias se incorporan en
una proporción variable y no están enlazadas
una con la otra.
 Ejemplo: podemos colocar una mezcla
añadiendo agua al azúcar.
• El azúcar se disolverá en el agua, pero no
formará enlaces químicos con el agua.

Principales enlaces en la
biomoléculas

Principales enlaces en las biomoleculas
• Los tres tipos más comunes de enlaces son:
• Enlaces iónicos
• Enlaces covalentes
• Puentes de hidrogeno

Enlace iónico
 Enlace iónico:
• Dos átomos con gran diferencia de
electronegatividad pueden unirse para formar
un enlace iónico.
• Un ión con carga positiva se une a un ion con
carga negativa (polos opuestos se atraen).
• Ejemplo: NaCl ( sal de mesa)
• El ión de sodio con carga positiva se une al ión de
cloruro con carga negativa.

Enlace iónico
jueves, 29 de
enero de 2015
41

Enlace Covalente
 En un enlace covalente:
• Dos átomos COMPARTEN un par de
electrones.
• Por lo general es un enlace que se forma entre
átomos con electronegatividades similares y
electrones desapareados.
• Al compartir los electrones el sitio vacío de cada
átomo queda PARCIALMENTE lleno.
• Los enlaces covalentes son MAS FUERTES que los
iónicos.

Enlaces covalentes
 Una línea entre dos átomos : representa un enlace
covalente único donde un par electrones se comparten
entre dos átomos.
 Ejemplo: H2 = H-H
 Dos líneas entre dos átomos: representan un enlace
covalente doble, donde dos pares de electrones se
comparten entre dos átomos.
 Ejemplo: O2 = O=O
 Tres líneas entre dos átomos : representan un enlace
covalente triple, donde tres pares de electrones se
comparten entre dos átomos.
 Ejemplo: N2

Enlace covalente No polar
 En un enlace covalente NO POLAR:
• Los átomos que participan en el enlace tiene
electronegativiades IGUALES.
• Los ejemplos anteriores son forman enlace
covalentes NO POLAR.
• Estos átomos NO tienen CARGA

Hydrogen (H) Molecular hydrogen (H2) or H–HHydrogen (H)
Formación de un enlace covalente
sencillo

Oxygen (O) Molecular oxygen (O2)
(double bond is formed)
or o oOxygen (O)
Formación de un enlace covalente
doble

Enlace Covalente Polar
 En un enlace covalente polar:
• Los átomos que participan en este enlace NO
COMPARTEN electrones
EQUITATIVAMENTE.
• Se forma entre átomos con PEQUEñAS
DIFERENCIAS de ELECTRONEGATIVIDAD.
• En este tipo de enlace un átomo tiende a
atraer los electrones compartidos un poco
más hacia el.

Enalce Covalente Polar
 Los átomos que atraen electrones
parcialmente hacia el adquieren carga
ligeramente NEGATIVA.
• (atrajo electrones ligeramente hacia el (electrones carga
negativa).
 El otro átomo adquiere una carga ligeramente
POSITIVA (perdió parcialmente electrones que
le pertenecían , estos se mueven un poco hacia
el otro átomo)
• Indirectamente los protones van a sobresalir más
que sus electrones.

Enlaces covalentes polares de la
molécula de agua

Partial
negative
charge at
oxygen end
of molecule
Partial
positive
charge
at hydrogen
end of
molecule
Hydrogen (H) Oxygen (O) Hydrogen (H)
Oxygen part
Hydrogen parts
–
–
Enlaces covalentes polares de la molécula de agua

Puentes de Hidrogeno
 Son el resultado de una atracción entre un
átomo altamente electronegativo y un átomo
de hidrogeno que forma un enlace covalente
polar distinto.
 Por lo general se forman entre un átomo de
hidrogeno (envuelto en un enlace covalente
polar) y entre un átomo de Nitrógeno u
Oxígeno.
 Son enlaces débiles

Ejemplos enlace Puente de Hidrógeno

Las propiedades del agua
1. El agua es un disolvente: (disolvente
universal)
• Disolvente: sustancia generalmente líquida que
puede diluir otras sustancias (solutos).
• Molécula hidrofílica: moléculas que se
mezclan con agua. El agua disuelve moléculas
polares
• Moléculas hidrofóbicas: molécula que no se
mezclan con agua. El agua no puede disolver
moléculas no polares.
• Ejemplo: aceite

Propiedades del agua
2. Efecto estabilizador de la temperatura del
agua:
• Los extensos puentes de hidrógeno en el agua
restringen el movimiento de las moléculas
• Así en comparación con otros líquidos el agua
necesita más calor para calentarse más.
• El agua mantiene la temperatura relativamente
estable:
• Evaporación: se necesita calor para transformar el
agua liquida en gas, de modo que la temp. de la
superficie del agua disminuye durante el proceso de
evaporación.

Propiedades del agua
3. Cohesión del agua:
• Habilidad que tiene las moléculas de agua de
unirse entres si.
• La cohesión se debe a los puentes de hidrógenos.
• Permite que el agua tenga alta tensión superficial:
• Atracción que las moléculas tienen en la superficie
de un líquido para mantenerse unidas unas con
otras .
• Permite la capilaridad (ascender por espacios
estrechos)en las plantas (que el agua ascienda desde
las raíces hasta las hojas).

pH
 El pH:
• Mide el número de iones hidrógenos en una
reacción.
 Escala de pH: permite clasificar las sustancias en tres
categorías; organizada en valores de 0 a 14:
 Sustancias neutras tienen pH ≈6.5 – 7.5
 Sustancias ácidas tienen pH entre 0 – 6.49
 Sustancias básicas tienen pH entre7.51 – 14

Escala del pH:
Limón: pH= 2.3
Estomago: pH: 2-3
Clara del huevo: pH: 8.0
Sangre humana: 7.3-7.5

Acidos
 Los ácidos: son sustancias que donan iones de
H+ al disolverse en agua o en una solución acuosa.
HCl ↔ H+ + Cl-
pH: menores de 7
 Acidos fuertes: donan muchos iones de H+
 Acidos débiles: donan pocos iones de H+

Bases
 Las bases:
• Son sustancias que aceptan iones de hidrógenos
• pH: mayores de 7
• También existen bases débiles y bases fuertes

Amortiguadores
 Un amortiguador o “buffer” :
• es un conjunto de productos químicos, a
menudos un ácido o una base débil, que pueden
mantener el pH de una solución estable.
• Las reacciones metabólicas: necesitan mantener
un pH estable.
• La mayoría de las enzimas y otras biomoléculas
solo funcionan correctamente en un rango
definido de pH.

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