MATERIA SERES VIVOS QUE ES LA MATERIA? UNIDAD 2 PARTE 1 LA MATERIA ES TODO AQUELLO QUE OCUPA UN LUGAR EN EL ESPACIO, ES DECIR TIENE MASA Y VOLUMEN

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1 UNIDAD 2 COMPOSICIÓN N QUÍMICA DE LOS SERES VIVOS PARTE 1 MATERIA QUE ES LA MATERIA? LA MATERIA ES TODO AQUELLO QUE OCUPA UN LUGAR EN EL ESPACIO, ES DECIR TIENE MASA Y VOLUMEN Puede estar en diferentes estados: sólido, líquido y gaseoso. LA MATERIA NO SE CREA NI SE DESTRUYE, SÓLO SE TRANSFORMA 1

2 MATERIA Toda la MATERIA está constituida por ELEMENTOS, sustancias que no pueden ser desintegradas por medios químicos comunes. En la naturaleza hay 92 ELEMENTOS La partícula más pequeña de un ELEMENTO es el ÁTOMO. 2

3 Los ÁTOMOS tienen un núcleo en su interior, con partículas cargadas positivamente: PROTONES El número de protones presente se lo denomina: NUMERO ATÓMICO Ej: el número atómico del Hidrógeno (H) es 1, el del Oxígeno (O) 8, etc. Fuera del núcleo hay partículas cargadas negativamente: ELECTRONES, estos determinan la propiedades químicas de los átomos El n ELECTRONES = n de PROTONES En el núcleo además existen los NEUTRONES, partículas con carga neutra. La suma de los NEUTRONES junto con los PROTONES, nos da el PESO ATÓMICO del elemento. 3

4 Puede pasar que átomos de un mismo elemento difieran en el n de NEUTRONES, pero nunca en el n de PROTONES, entonces el NÚMERO ATOMICO es el mismo, pero lo que cambia es el PESO ATÓMICO. Aquellos átomos que difieren el peso atómico se denominan, ISÓTOPOS. Los ISÓTOPOS, dadas sus características tienen importantes usos en investigación tanto en la biología como en la medicina. Ej. hidrógeno-3 o tritio, carbono-12, carbono-14, uranio-238 MODELOS ATÓMICOS Hay diferentes ideas acerca de la estructura de los átomos, a estas ideas se las llama modelos atómicos. En la actualidad hay 3 modelos diferentes: modelo planetario, modelo de BOHR, modelo orbital. 4

5 Modelo planetario Modelo de Bohr Modelo orbital 5

6 ELECTRONES La distancia de un electrón al núcleo esta determinada por la cantidad de energía potencial o de posición de este electrón. A > distancia del núcleo > cantidad de energía del electrón. Entonces cuando un electrón está cerca del núcleo posee una energía pequeña, se dice así que se encuentra en un nivel energético bajo. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES Los electrones se mueven alrededor del núcleo,. Se denomina ORBITAL al volumen de espacio en el cual un electrón se encontrará el 90% del tiempo. Los electrones entonces ocuparán diferentes orbitales según el nivel energético que tengan, es decir dependiendo de la distancia de los mismos al núcleo. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7). 6

7 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES Subniveles s sp spd spdf Número de orbitales de cada tipo Denominación de los orbitales 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f Número máximo de electrones en los orbitales Número máximo de electrones por nivel Un ÁTOMO es más estable cuando sus electrones están en su nivel energético más bajo y cuando todos sus orbitales externos están completos Ej : GASES NOBLES: no reactivos estables Por esta razón es que los átomos tienden a unirse para completar sus orbitales y así ser mas estables, esto lo hacen a través de ENLACES 7

8 Cuando los ÁTOMOS se unen para completar sus orbitales mas externos se forman las MOLÉCULAS. Las fuerzas que los unen son los ENLACES Ej: O 2 = H 2 0 = C 2 0 = Hay diferentes tipos de enlaces: 1) IÓNICOS 2) COVALENTES MOLÉCULAS ENLACE IÓNICO El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo. Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el NaCl (cloruro de sodio) 8

9 El Cl n atómico = 17 es decir le falta 1 e - para completar su orbital externo El Na n atómico = 11 tiene solo 1e - en su orbital externo Entonces el e - del Na salta y completa el orbital del Cl, así los dos niveles externos están completos, en el nivel energético más bajo, más estable. Ahora el Cl tiene un electrón más, está más electronegativo (anión), y el Na perdió un electrón, entonces está más electropositivo (catión). Cuando los ATOMOS quedan cargados se denominan IONES Entonces el ION Na+ se une al ION Cl formando así al NaCl,, llamado Compuesto iónico Las uniones iónicas pueden separarse en el agua generando IONES LIBRES Ej: : K + Ca 2+ Na + 9

10 ENLACE COVALENTE Cuando entre dos átomos se produce una traslación de electrones en ambos sentidos, y dichos electrones comparten la última capa de cada átomo, se constituye un "enlace covalente. ENLACE COVALENTE Cloro Cloro Cloro (Cl 2 ) ENLACE COVALENTE Estos enlaces se puede compartir desde 1 par, 2 y hasta 3 pares de electrones. 10

11 ENLACE COVALENTE En muchos enlaces covalentes, el par de electrones puede quedar más próximo a uno de los átomos. Esto le confiere a la molécula cierto grado de polaridad (como la que tiene, por ejemplo, el agua) lo cual la convierte en una unión "covalente polar". En otros casos, la distribución es más equivalente y armoniosa, dando un carácter apolar (unión "covalente apolar") como sucede con casi todos los compuestos orgánicos. UNION COVALENTE POLAR, EL AGUA 11

12 UNIONES INTERMOLECULARES Son las uniones que ocurren entre las moléculas Uniones Puente de Hidrógeno Uniones de Van de Waals UNIONES PUENTE DE HIDRÓGENO Son uniones entre átomos de hidrógeno que se ligan covalentemente a un átomo de O o N, o entre algún otro elemento electronegativo de una molécula y otro átomo de gran electronegatividad de una molécula cercana Ej: H 2 0 H 2 O, EL AGUA 12

13 UNIONES PUENTE DE HIDRÓGENO Son uniones que se rompen y se forman fácilmente, pero son las más fuertes entre las uniones moleculares. Por ser enlaces que forman largas cadenas y ser orientados, tiene gran importancia en la formación de estructuras tridimensionales y permitir cierta funcionalidad de macromoléculas biológicas como el ADN y proteínas. ADN UNIONES DE VAN DER WAALS Son fuerzas que se presentan cuando las moléculas, por estar muy próximas entre sí, se ven sometidas a ciertas interacciones, lo cual produce desplazamientos temporarios de sus nubes electrónica Estas fuerzas son muy débiles, en comparación con las demás uniones. 13

14 COMPARACIÓN "INTENSIDAD DE UNIÓN ENTRE ÁTOMOS" (En términos relativos, si se da valor 1 a la fuerza de unión Van der Waals). Unión Van der Waals 1 Unión por puente de hidrógeno 10 Unión covalente 100 Bibliografía de consulta Curtis & Barnes. Biología. Sexta Edición Purves, W. et al. Vida, la ciencia de la biología. Sexta Edición. Temas de química general, Eudeba 14