Licenciatura en Nutrición. Curso Introductorio. Introducción a la Bioquímica Módulo 1 Leccion 2

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1 Licenciatura en Nutrición Curso Introductorio Introducción a la Bioquímica Módulo 1 Leccion 2 1

2 MOLÉCULAS Y COMPUESTOS Objetivos Describir los dos tipos fundamentales de enlaces químicos. Describir las variedades de uniones intermoleculares que se establecen entre las moléculas. Comparar las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes. Clasificar los compuestos como iónicos o covalentes. Definir y distinguir entre formula empírica, formula molecular y formula estructural. Definir, calcular y relacionar peso formula y peso molecular. Definir los conceptos de masa atómica absoluta, masa atómica relativa, átomo gramo, masa molecular absoluta, masa molecular relativa, masa molar y número de Avogadro. Explicar el concepto de mol. 1. Enlaces químicos y uniones intermoleculares. Vea los siguientes materiales en el índice del módulo a. Enlaces químicos y uniones intermoleculares b. Enlace químico c. Uniones intermoleculares 2. Compuestos iónicos y moleculares Los compuestos moleculares o covalentes están formados por moléculas. o Cada molécula contiene desde dos átomos (moléculas biatómicas) hasta miles de átomos (moléculas biológicas). o Cada molécula tiene la misma composición de elementos y propiedades con el compuesto. o Ejemplos: H 2 O, CO 2, C 6 H 12 O 6, NH 3, CH 4 Los compuestos iónicos están formados por iones positivos (cationes) y iones negativos (aniones). o Los cationes se combinan con los aniones en una relación justa de números para producir compuestos eléctricamente neutros. o Los metales forman fácilmente cationes y los no metales forman aniones, por lo tanto, los compuestos metal/no metal son frecuentemente iónicos o Los cationes y aniones se organizan en estructuras ordenadas sólidas que pueden convertirse en móviles cuando se fusionan o Las moléculas individuales, normalmente, no existen o Sinónimo: sales o Ejemplos: NaCl, KBr, Na 2 S, MgBr 2 2

3 Tabla: Comparación entre compuestos moleculares y iónicos. Compuestos moleculares Compuestos iónicos La menor particular Moléculas Iones Presenta elementos Cercanos en la tabla periódica Muy separados en la tabla periódica Conductividad eléctrica Pobres Buenos, cuando se fusionan o disuelven Estado a temperatura ambiente Sólidos, líquidos o gaseosos Sólidos Otra denominación Compuestos covalentes Sales 2.1 Formulas para los compuestos moleculares Una fórmula molecular muestra el tipo y numero de átomos de la molécula El tipo de está indicado por el símbolo del elemento El número de átomos por molécula está indicado por el subíndice o H 2 O contiene 2 átomos de hidrógenos y 1 átomo de oxígeno por molécula. o CF 4, tetrafluoruro de carbono, contiene 4 átomos de fluor y 1 átomo de carbono por molécula. Los átomos en las fórmulas se encuentran, a veces, agrupados para mostrar como se encuentran unidos en la molécula o El metanol es usualmente escrito como CH 3 OH, para mostrar que 3 átomos de hidrógeno están unidos al carbono y otro hidrógeno está unido al oxígeno. o El ácido acético puede ser escrito como CH 3 COOH o HC 2 H 3 O 2 o C 2 H 4 O 2. La primera fórmula muestra como están dispuestos en conjunto; la segunda fórmula enfatiza que un hidrógeno es diferente de los demás; la tercera fórmula es menos informativa dado que solamente muestra el número y tipo de átomos en la molécula. Los grupos que aparecen más de una vez en la molécula se escriben entre paréntesis o CH 3 (CH 2 ) 3 CH 3 puede ser escrito como C 5 H 12, pero se pierde toda la información acerca de la estructura de la molécula. o (CH 3 CH 2 ) 4 P 2 O 7 contiene 8 carbonos, 20 hidrógenos, 2 fósforos y 7 oxígenos. Peso molecular = suma de los pesos de los átomos de la molécula o El peso molecular de CH 3 OH es x = 32, dado que el carbono, hidrógeno y el oxígeno tienen pesos atómicos de 12, 1 y 16 respectivamente. 3

4 2.2 Formulas para los compuestos iónicos La fórmula empírica da la composición de elementos de un compuesto o La fórmula muestra los elementos a través de sus símbolos o Los subíndices indican la relación de iones o átomos en el compuesto CuSO 4 contiene 4 átomos de O y 1 átomo de S por cada átomo de Cu. Na 2 CO 3 contiene 2 átomos de Na y 3 átomos de O por cada átomo de C. Escribiendo fórmulas iónicas empíricas 1. escribir la fórmula del catión, incluyendo su carga 2. escribir la fórmula del anión, incluyendo su carga 3. combinar suficientes cationes con suficientes aniones para dar una carga total de cero truco: intercambiar las cargas como subíndices no escribir las cargas cuando los iones están combinados 4. Utilizar la menor relación catión-anión posible 5. Escribir primero el catión y luego el anión Iones potasio (K + ) y iones cloruro (Cl - ) se combinan para dar cloruro de potasio, KCl Iones calcio (Ca 2+ ) y iones bromuro (Br - ) se combinan para dar bromuro de calcio, CaBr 2 Iones aluminio (Al 3+ ) y iones sulfuro (S 2- ) se combinan para dar sulfuro de aluminio, Al 2 S 3 Nombrando compuestos iónicos a partir de las fórmulas 1. nombrar los aniones 2. nombrar los cationes recordar que todos los nombres de los cationes de metales de transición y de los grupos principales deben incluir su carga como número romano entre paréntesis. Na 2 S contiene iones sodio y iones sulfuro. El compuesto es sulfuro de sodio. SnCl 4 contiene un catión estaño y cuatro iones cloruro. Cada cloruro tiene una carga 1, entonces el estaño debe tener una carga +4. El compuesto es cloruro de estaño (IV). El peso fórmula es la suma de los pesos atómicos en la fórmula 2.3 Iones poliatómicos Definición: iones formados por más de un átomo ejemplos: amonio (NH 4 + ), hidróxido (OH - ), nitrato (NO 3 - ), sulfato (SO 4 - ) 4

5 (a) Fórmulas estructurales definición: un mapa que muestra como se unen los átomos dentro de la molécula Fórmula molecular Fórmula estructural Modelo molecular H 2 O Las fórmulas estructurales de los iones poliatómicos llevan corteches con la carga indicada e el superíndice NH 4 + Las líneas indican pares de electrones compartidos. Puede ser simple, doble o triple. HC 2 H 3 O 2 5

6 3. Masas atómicas y masas moleculares 3.1 Masa atómica absoluta (Masa atómica) Es la masa (peso) de un átomo. Es un valor pequeño y tiene unidades de masa (gramos, etc.). Ej: la masa atómica del Hidrógeno o masa de un átomo de Hidrógeno: 1, g. Este número es tan pequeño, que para darse cuenta del tamaño que estamos hablando, conviene expresarlo con sus ceros delante de la coma: 0, gramos (23 ceros detrás de la coma!!!!) 1,66 gramos. Es también: 1,66 / ( ), es decir, la cuatrillonésima parte de 3.2 Masa atómica relativa (A.r.) Obviamente que la mente humana no está preparada para comprender una cantidad de materia tan chica y tiende normalmente a comparar con algo que le sirva de referencia, y así surge el concepto de masa atómica relativa. Es la masa (peso) real de un átomo comparado con la masa real de otro átomo tomado como unidad. Ar = Masa atómica de un elemento (en gramos) Masa atómica de un elemento de comparación (en gramos) El resultado es un número sin unidades y por ello relativo. Actualmente se toma como unidad de comparación la doceava parte del átomo de 12 C que es el isótopo del carbono mas frecuente en la naturaleza. Por ejemplo, la masa atómica relativa del sodio se calcula: Masa de 1 átomo de Na Masa de 1 átomo de Na ArNa = = = 23 Masa de 1 átomo de 12 C Masa de la 1/12 de 1 átomo de 12 C 12 La Masa atómica relativa del Na es 23. Esto significa que cada átomo de Na es 23 veces más pesado que la 1/12 del peso de un átomo de 12 C. Se mide cuantas veces más pesado es el átomo en cuestión que esa unidad de comparación (unidad de masa atómica ó u.m.a.; 1 u.m.a.) La u.m.a es la 1/12 del átomo de 12 C. Su valor es 1, g. (También se llama Dalton) 6

7 Un átomo de Na es 23 veces mas pesado que 1 u.m.a.(1/12 masa del 12 C). Nota: obsérvese que la u.m.a. tiene el mismo valor que la Masa Atómica del Hidrógeno. Por esto la Ar del H es Átomo gramo (A.g) Es la masa atómica relativa expresada en gramos. Ej: Ar. Na = 23 A.g. Na = 23 g Se define como "la masa de 1 mol de átomos". Veremos más adelante que 1 mol de átomos es la masa del Número de Avogadro de átomos. 3.4 Masa molecular absoluta (Masa molecular) El mismo razonamiento que hemos aplicado para los átomos es válido para las moléculas. Por lo tanto la Masa molecular absoluta, es la masa (peso) de una molécula. Es también un valor pequeño. Por ejemplo: la Masa Molecular Absoluta del Hidrógeno o Masa de una Molécula de Hidrógeno es 3, g. (el doble que la masa de 1 átomo de Hidrógeno ya que es biatómico) 3.5 Masa molecular relativa (M.r.) Es la masa (peso) real de una molécula comparado con la 1/12 de la masa de un átomo de 12 C (u.m.a.). El resultado es un número sin unidades (relativo) que indica cuántas veces más pesada es la molécula de un compuesto comparada con la doceava parte de masa de un átomo de 12 C. Masa de una molécula de un elemento Mr = Masa de la 1/12 del 12 C También se puede calcular la masa molecular relativa (Mr) sumando las masas atómicas relativas (Ar) de los átomos que forman la molécula. Ejemplo: Mr CO 2 = 44 Ar C = x Ar O = 16 x = 44 La molécula de CO 2 es 44 veces más pesada que la 1/12 de la masa del 12 C. 3.6 Masa molar (M) Es la masa molecular relativa expresada en gramos.(es la masa en gramos numéricamente igual a la Masa Molecular Relativa). Ej: Mr. CO = 44 M. CO 2 2 = 44 g. (44 g/mol.) Se define como "la masa de 1 mol de moléculas". Veremos más adelante que 1 mol de moléculas es la masa del Número de Avogadro de moléculas. 7

8 El concepto de Masa Molar se utiliza para átomos y moléculas y su valor numérico coincide con la Masa Atómica Relativa (Ar) y con la Masa Molecular Relativa (Mr). En la Masa Molar de una partícula (átomos, moléculas, iones, etc.) habrá 1 mol de dichas partículas. Es decir: La masa de 1 mol de átomos, moléculas u otras partículas de una sustancia se denomina MASA MOLAR. Ejemplos: 23 g de Na = 1 mol de átomos de Na. (El Na es monoatómico) 23 g de Na = 1 mol de moléculas de Na Se puede decir que 1 mol de Na pesa 23 g. 44 g de CO 2 = 1 mol de moléculas de CO 2 De la misma manera 2 moles de moléculas de CO 2 pesan 88 g. Por lo tanto: - Mr H 2 O = 18 M H 2 O = 18 g. 18 g. = 1 mol de H 2 O - Mr HCl = 36,5 M HCl = 36,5 g. 36,5 g = 1 mol de HCl 3.8 Número de Avogadro (N) Es el número de partículas elementales que hay en un mol de dichas partículas. Su valor es 6, 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 2 pesan 35,5 g. y contienen 6, átomos. 1 mol de átomos de Fe pesan 55,5 g. y contienen 6, átomos. 1 mol de moléculas de Cl 2 pesan 71 g. y contienen 6, moléculas. Se debe tener en cuenta: a) Si elemento y su molécula es monoatómica: - 1 mol de átomos de Na pesan 23 g. y contienen 6, átomos. - 1 mol de moléculas de Na pesan 23 g. y contienen 6, moléculas. b) Si la molécula tiene atomicidad distinta a 1: - 1 mol de átomos de Cl 2 pesan 35,5 g. y contienen 6, átomos. - 1 mol de moléculas de Cl 2 pesan 71 g y contienen 6, moléculas pero el doble de átomos. Es decir que 1 mol de Cl 2 contiene 12, átomos. 8

9 3.9 Mol El mol es la cantidad de materia correspondiente a un Número de Avogadro de partículas. Es decir: 1 mol es la masa del Nº de Avogadro de partículas. Conociendo la masa de un átomo o de una molécula y multiplicándola por 6, masa de un mol de átomos o de un mol de moléculas, respectivamente. se obtiene la Conceptualmente se puede explicar de la siguiente forma: así como decir docena significa decir 12 unidades, decir mol significa decir 6, 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.). 9