PROPEDÉUTICO DE ODONTOLOGÍA ÁTOMOS Y MOLÉCULAS. Dagmar Stojanovic de Malpica Ph D Escuela de Biología, Facultad de Ciencias, U.C.V.

Transcripción

1 PROPEDÉUTICO DE ODONTOLOGÍA ÁTOMOS Y MOLÉCULAS 2012 Dagmar Stojanovic de Malpica Ph D Escuela de Biología, Facultad de Ciencias, U.C.V.

2 LA Química Se ocupa del estudio de la materia y sus transformaciones No hay aspecto de nuestra vida coediana que no este tocada por ella Además de explicar y transformar nuestro mundo fuera de nuestro cuerpo, los químicos han logrado comprender en forma detallada los procesos químicos que ocurren en nuestro cuerpo Los químicos se ocupan de dos Epos de sustancias: los elementos y los compuestos

3 Los elementos y los compuestos químicos Los elementos no se pueden transformar en sustancias más simples, ni pueden ser creados por la combinación de sustancias más simples Los compuestos se forman a parer de la combinación de elementos que se combinan en proporciones fijas: Por ejemplo, la glucosa, es una combinación química de los elementos C, H y O (C 6 H ) IndisEntamente de donde se aísle o se sinteece en el laboratorio, la combinación de sus elementos siempre se encuentra en una proporción fija

4 Estructura Atómica La ciencia de la química reside en el principio de que toda materia esta compuesta por átomos Cada elemento está compuesto de unidades más pequeñas conocidas como átomos Un átomo es la unidad más pequeña de un elemento Aunque los átomos son muy pequeños, ellos Eenen masa y están compuestos de tres Epos de parxculas fundamentales: protones, neutrones y electrones cuyas propiedades se ilustran a conenuación

5 caracterísecas de las parxculas subatómicas ParXcula subatómica Carga eléctrica Símbolo Masa (amu) Localización Protón +1 p 1,00728 Nucleo Neutrón 0 n 1,00894 Núcleo Electrón - 1 e O, Fuera del núcleo Los electrones Eenen poca masa, 1840 electrones igualan la masa de un protón

6 El volumen de un átomo, masa atómica y número atómico Masa atómica: la masa de un átomo es igual a la suma de protones y neutrones que se encuentran en el núcleo Cada átomo es eléctricamente neutro: el número de protones generalmente está balanceado con un número igual de electrones. Volumen del átomo está dictado por los electrones que orbitan alrededor del núcleo, los cuales ocupan un espacio considerable Los protones y neutrones representan una muy pequeña fracción del volumen total del átomo. Se necesitan aprox. 10 millones de núcleos del mismo tamaño para igualar al volumen de un átomo promedio Número Atómico : se refiere al número caracterísecos de protones en el núcleo de un átomo de un elemento dado El Número Atómico de cada elemento se especifica en la Tabla Periódica

7 ISÓTOPOS Átomos de un mismo elemento con igual número de protones pero diferentes números de neutrones En una muestra de cualquier elemento que se encuentra en la naturaleza, puede haber una familia de átomos que Eenen el mismo número de protones dentro del núcleo pero disentos números de neutrones A los isótopos para diferenciarlos se les nombra por su símbolo seguido de su masa atómica, C- 12 y C- 14 Por esta razón la masa atómica de los elementos es el promedio de la masa atómica delos isótopos individuales

8 Isótopos y uelidad médica Algunos isótopos son inestables y emiten radiación de alta energía Estos isótopos son llamados radioisótopos y son de gran uelidad médica Se uelizan en el diagnoseco clínico de muchas enfermedades y en el tratamiento de varias enfermedades como el cancer

9 La idenedad de un elemento es su Número Atómico

10 La Tabla Periódica

11 CUÁNTOS ELEMENTOS HAY? Hasta el momento se han descubierto 118 elementos, que han servido para construir todo lo que nos rodea. De ellos 92 son naturales y el resto han sido producidos areficialmente con el empleo de radiacevidad Todos los elementos son diferentes.

12 II Tabla periódica IVIII 1 III IIII IIV IV IVI IVII 2 3 Elementos de transición

13 CARACTERÍSTICAS DE LA TABLA PERIÓDICA Los elementos se representan en un cuadro que recibe el nombre de Tabla Periódica. La Tabla Periódica fue publicada por primera vez por Mendeleev y Meyer en Los elementos se disponen horizontalmente en orden creciente de número atómico, cuidando que aquellos con propiedades similares queden unos debajo de otros. Las propiedades nsicas y químicas de los elementos acomodados en orden creciente se repiten de forma periódica (Ley de la Tabla periódica) Así se generan siete filas horizontales, que se denominan periodos, y 18 columnas verecales, que reciben el nombre de grupos o familias químicas. Su posición dentro de la tabla, refleja el tamaño de los átomos; en la medida en que se coloquen en un periodo mayor, el tamaño del átomo será mayor. Los periodos se enumeran del 1 al 7 Las columnas pueden ser enumeradas de diferentes formas, en el ejemplo en números romanos

14 LA ESTRUCTURA SUBATÓMICA DE ÁTOMOS REPRESENTATIVOS El átomo de Hidrógeno NA: 1 MA: 1 H = 1 p e - El átomo de Helio: NA: 2 MA:4 He: 2 p n + 2 e - 1e - 2 p + 1 p + 2 n MA El átomo de Carbono NA:6 MA:12 C = 6 p n + 6 e - El átomo de Nitrógeno NA = 7 MA:14 N = 7 p n + 7 e - 6 p + 6 n 7 p + 7 n

15 ELEMENTOS del Grupo I: METALES Los elementos en el grupo I (Li, Na, Rb y Cs) son ejemplos de metales Los metales se caracterizan por ser brillantes, maleables y excelentes conductores del calor y la electricidad. Cuando los metales reaccionan químicamente ellos Eenden a perder electrones y forman caeones Los elementos del grupo I reaccionan vigorosamente con el agua produciendo H 2 y productos químicos llamados bases (El K reacciona con el agua para formar hidróxido de potasio, KOH) Ya que las bases al reaccionar con el agua forman soluciones alcalinas o cáusecas, se les llama metales alcalinos

16 Elementos Grupo II: metales Alcalino térreos

17 ELEMENTOS NO METALES Los elementos no metales Eenen la tendencia de ganar electrones al reaccionar químicamente y forman por lo tanto aniones Los elementos del grupo VII reciben el nombre de Halógenos: F, Cl, Br y At. Los elementos no metales no son maleables y no conducen la electricidad Los elementos del grupo VIII son los gases nobles: reciben ese nombre por cuanto son prácecamente inertes (no reaccionan) y no forman fácilmente compuestos como ocurre con los otros elementos de la tabla periódica

18 PERÍODOS El primer periodo esta consetuido solo por dos elementos H y He; El hidrógeno no es un metal alcalino; no obstante Eene algunas propiedades en común con los elementos de su grupo y se le coloca en la primera posición del Grupo I El Helio, un gas inerte, esta de primero en el Grupo VIII. El segundo y tercer periodo ( 2 y 3) cada uno coneene 8 elementos En el cuarto periodo (4) aparecen diez elementos y sus propiedades son intermedias a la de los elementos precedentes del Grupo II y III del periodo 3; estos elementos se conocen como elementos de transición o metales de transición

19 ELEMENTOS DE TRANSICIÓN Una propiedad importante de los metales de transición es su capacidad de formar caeones de más de una carga eléctrica Por ejemplo son de interés bioquímico: El Fe, que puede formar caeones de carga +2 (Fe +2 ) o carga +3 (Fe +3 ) El Cu, puede formar caeones de cargas +1 (Cu +1 ) o (Cu +2 )

20 Orbitales atómicos Los electrones no están distribuidos al azar alrededor del núcleo Los electrones residen en orbitales atómicos, que son regiones en el espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrarlos La definición de un orbital atómico Eene su origen en el modelo mecánico- cuáneco establecido para el átomo de H, formulado mediante la ecuación de Schrödinger Cada una de las soluciones de la ecuación de Schrödinger define un orbital atómico, el cual esta definido por tres números cuánecos: n, l y m:

21 Tres números cuánecos definen un orbital atómico n, número cuáneco que representa la energía de un electrón en un orbital, y toma valores desde n = 1,2,3...(cada n corresponde a una capa en la estructura atómica) l, número cuáneco que determina la forma del orbital y puede tomar valores desde l = 0, 1 n- 1 (cada l corresponde a un subcapa) m, número cuáneco que determina la orientación en el espacio del orbital y el número del orbitales, puede tomar valores desde m= - l l s= spin del electrón (+1/2) ó (- 1/2)

22 Análisis Para n=1 l = 0 Un orbital de simetría esférica 1s m=0 Para n=2 l =0 m=0 Clases de orbitales atómicos Un orbital de simetría esférica 2s 1s Para n=2 Tres orbitales p de igual energía con forma l=1 de doble lóbulo: 2px 2py 2pz m=- 1, 0, +1 Para n = 3 l=0 Un orbital de simetría esférica 3s 2s m=0 Para n = 3 Tres orbitales p de igual energía con forma l=1 de doble lóbulo: 3px 3py 3pz m=- 1, 0, +1 Para n = 3 Cinco orbitales de igual energía con formas l=2 variadas, entre ellas, 4 lóbulos (d) m= - 2,- 1, o, +1,+2 PROPEDÉUTICO DE ODONTOLOGÍA, UCV

23 El orbital atómico del Hidrógeno En el caso del H, que se escogió como modelo, Eene un número atómico de 1, por lo que el número de electrones es 1 En este caso para n = 1, l=0, m=0. Este orbital se llama 1s y Eene una simetría esférica El electrón ocupa el orbital 1s La organización electrónica o configuración electrónica del átomo H se puede escribir como 1s 1

24 S Los Orbitales atómicos p 1S 2p x 2p y 2p z

25 Configuración electrónica de los Elementos o regla de la lluvia A parer de los orbitales y el número cuáneco derivados para el átomo de H podemos describir la configuración electrónica de los elementos de la Tabla Periódica Existe un conjunto de normas para describir la configuración electrónica de un átomo (Reglas de Auzau)

26 Reglas de Auzau Cada nivel cuáneco Eene un número caracteríseco de orbitales A medida que aumenta el número cuáneco principal aumenta el número de orbitales Los electrones se distribuyen primero en los orbitales de energía más baja (próximos al núcleo), como son el 1S y el 2S, luego los orbitales 2p, seguidos del 3S, 3p y los más distantes No puede haber más de dos electrones en un orbital; dos electrones pueden ocupar un mismo orbital siempre y cuando tengan spines opuestos Cuando existe más de un orbital atómico con el mismo número cuáneco, primero se llenan todos los orbitales con un electrón, una vez ocupados estos orbitales se incorporan los electrones de spines opuestos

27 Número de electrones de valencia : Elemento Configuración electrónica No e- H 1S 1 I C 1S 2 2S 2 2p 1 x 2p 1 y 2p z IV N 1S 2 2S 2 2p 1 x 2p 1 y 2p 1 z V O 1S 2 2S 2 2p x 2 p y 1 2p z 1 VI P 1S 2 2S 2 2px 2 py 2 2pz 2 3S 2 3p x1 3p y1 3p 1 z V S 1S 2 2S 2 2p 2 x p 2 y 2p 2 z 3S 2 3p 2 x 3p 1 y 3p 1 z VI La capa más externa ocupada por los electrones se llama la capa de valencia

28 Electrones de valencia Se refiere a los electrones de la úlema capa electrónica de un átomo Los electrones de valencia son responsables de la reacevidad química del átomo

29 Representación de lewis de los electrones de valencia Primeros tres períodos de la tabla periódica En la representación simbólica el núcleo y los electrones más internos están representados por el símbolo del elemento Los puntos representan el número de electrones en la capa de valencia

30 Observaciones sobre los electrones de la capa de valencia Se puede observar que todos los gases nobles excepto el He Eenen ocho electrones en la capa de valencia; el He Eenen dos electrones en la capa de valencia Todos los metales alcalinos Eenen un electrón en la capa de valencia, Todos los halógenos Eenen siete electrones en la capa de valencia El ejercicio de Auzau demuestra que todos los elementos de la columna verecal pertenecientes a un grupo principal (indicado con número romano) Eenen el mismo número de electrones en la capa de valencia (excepto el Helio) El número de electrones en la capa de valencia se corresponde con el número romano de la columna

31 LA Valencia La valencia o el número de valencia de un elemento químico se refiere al número de combinaciones que puede establecer

32

33 regla del octeto Los gases nobles son inertes y estables; Eenen completa su capa de valencia Por esta razón los químicos consideran que los átomos son estables cuando Eenen completa su capa de valencia Ya que los gases nobles Eenen ocho electrones en su capa de valencia, se considera que el resto de los átomos deben completar su capa de valencia con ocho electrones La única excepción a la regla es el hidrógeno, el cual solo requiere dos electrones para completar su capa de valencia, con lo que alcanza la configuración del gas noble, el He Regla del octeto: todos los elementos, con excepción de los gases nobles, reaccionan químicamente para alcanzar la misma configuración de la capa más externa de los gases nobles

34 Enlaces químicos Los átomos se unen entre sí por enlaces químicos formando compuestos químicos estables En un enlace químico se comparte un par de electrones Existen dos Epos de enlaces químicos: Iónico Covalente Polar No Polar

35 EL TIPO DE ENLACE QUÍMICO DEPENDE DE LA ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ÁTOMOS PARTICIPANTES La electronegaevidad es la tendencia de un átomo para atraer los electrones hacia él en un enlace químico Cada elemento Eene un valor de electronegaevidad (indicado en la tabla periódica); en un periodo la electronegaevad aumenta de izquierda a derecha; en un grupo disminuye desde arriba hacia abajo (ver siguiente lámina) (F Cl 0 N C, H, S, P,) La diferencia de electronegaevidad entre los átomos que interaccionan determina el Epo de enlace que se establece entre ellos, según la siguiente escala: Diferencia de electronegaevidad Tipo de enlace Alta Intermedia Baja o ninguna Enlace iónico Enlace covalente polar Enlace covalente no polar

36 PROPEDÉUTICO DE ODONTOLOGÍA, UCV Tabla de electronegaevidad

37 El Enlace iónico Se forma entre metales y no metales Los metales son elementos con baja electronegaevidad (electroposievos) y Eenen tendencia a ceder electrones, mientras que los no metales Eenen una electronegaevidad alta (electronegaevos) y Eenen tendencia a captar electrones Este enlace resulta cuando los electrones de valencia de un átomo se transfieren a otro, lo cual le confiere estabilidad a cada átomo Como ejemplo, citamos la formación del cloruro de sodio

38 Formación del cloruro de sodio Metal No Metal Na + Cl - La fuerza que maneene unidos al ión sodio y cloro se denomina enlace iónico

39 Se forman entre los no metales EL Enlace covalente Este enlace se forma cuando dos átomos comparten sus electrones mediante la superposición de los orbitales de valencia Los compuestos covalentes se idenefican mediante una fórmula molecular (por ejemplo H 2 ), la cual indica su composición en términos del Epo de átomos y su correspondiente número La fórmula representa la unidad fundamental o molécula Para esquemaezar la unión covalente es úel el diagrama de Lewis

40 ENLACE COVALENTE NO POLAR Los pares de electrones comparedos son atraídos con la misma fuerza por los núcleos que los comparten Esto ocurre cuando los átomos que establecen la unión covalente pertenecen al mismo elemento, o sea que Eenen la misma electronegaevidad También puede darse entre elementos diferentes, por ejemplo entre Carbono e Hidrógeno, porque la diferencia de electronegaevidad entre ellos es pequeña

41 Moléculas con enlaces covalentes no polares El gas hidrógeno Fórmula molecular no polar H 2 El gas oxígeno no polar O 2 Enlaces covalentes no polares

42 Moléculas con enlaces covalentes no polares el gas metano PROPEDÉUTICO DE ODONTOLOGÍA, UCV

43 El par de electrones comparedos no es atraído con la misma fuerza por los dos núcleos Esto ocurre cuando los átomos que establecen la unión covalente presentan diferente electronegaevidad La atracción del par de electrones hacia el núcleo del átomo más electronegaevo, genera una carga parcial negaeva (δ - ) sobre ese átomo y una carga parcial posieva (δ + ) sobre el átomo menos electronegaevo (momento dipolar) Ejemplo el etanol: Enlace covalente polar Enlace covalente polar δ - δ +

44 Tridimensionalidad de las moléculas Cada Epo de molécula Eene un tamaño caracteríseco y una forma tridimensional o espacial La función de una molécula esta relacionada con su forma espacial Las funciones de las moléculas en los seres vivos dependen en gran parte de su forma geométrica Una molécula de dos átomos Eene forma lineal, mientras que las moléculas compuestas de mas de dos átomos pueden tener formas más complejas La forma geométrica de una molécula proporciona la distancia opema entre los átomos para contrarrestar la repulsión entre los electrones

45 Cuando un átomo forma enlaces covalentes con otros átomos, los orbitales de la capa de valencia pueden sufrir un reordenamiento en un proceso conocido como Hibridación de orbitales, afectando, de este modo, la forma de la molécula resultante Así por ejemplo, cuando se combinan cuatro átomos de hidrogeno con un átomo de carbono para formar una molécula de metano, los orbitales hibridados de la capa de valencia del carbono forman una estructura geométrica conocida como tetraedro, con un átomo de hidrogeno en cada una de las cuatro esquinas o véreces del tetraedro