Transcript FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERAL, ORGÁNICA Y BIOQUÍMICA Profesor: José Hidalgo Rodríguez Bibliografía: - Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para Ciencias de la Salud, J.

FUNDAMENTOS DE
QUÍMICA GENERAL,
ORGÁNICA Y
BIOQUÍMICA
Profesor: José Hidalgo Rodríguez
1
Bibliografía:
- Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica
para Ciencias de la Salud, J. R. Holum, Grupo Noriega
Eds., Limusa-Wiley, México D. F., 2000.
- Química. R. Chang, 7ª Edición, Mc Graw-Hill, 1999.
- Morrison R.T. y Boyd R.N, Química Orgánica, Addison
Wesley, 5º ed., Massachusetts, 1998
- Stryer L., Berg J.M. y Tymoczko J.L., Bioquímica, 5ª Ed.,
Reverté, Barcelona, reimpresión 2004
2
Capítulo 1
Estudio de la Materia
3
 La
Química estudia las propiedades, la
composición y la estructura de la materia,
los cambios que sufre, y la variación de la
energía asociada a estos cambios.
 Materia
es todo aquello que tiene masa y
ocupa espacio.
Ejemplos: madera, bencina, dinero, usted,
yo, su estómago, aire, galaxias, plantas,
insectos, microorganismos, etc.
4
Atomo (unidad más pequeña de
Materia
(Sust. Puras)
una sustancia pura que posee
todas sus características químicas)
Moléculas (agregado de por lo
menos dos átomos en una
configuración definida, unidos por
fuerzas químicas)
5
 Originalmente,
la Química Orgánica era una
rama de la Química que se ocupaba de
estudiar los compuestos químicos obtenidos
de organismos vivientes.
Ejemplos: ácidos acético (vinagre), fórmico
(hormigas), alcaloides como los que se
obtienen del opio (amapolas), petróleo
(fósiles), etc.
 Sin
embargo, hoy en día la Química Orgánica
es el área de la Química que estudia
fundamentalmente los compuestos
constituídos por carbono, sin que
necesariamente se obtengan de organismos6
 La
Bioquímica estudia los compuestos
químicos que son constituyentes de los
organismos vivos, la manera en la cual
existen, la acción que ejercen, los procesos
en los cuales participan, los principios que
los controlan.
Ejemplos: aminoácidos, azúcares, proteínas,
genes, catálisis enzimático, almacenamiento
y liberación de energía, metabolismo,
replicación del DNA.
 Los
compuestos químicos forman células,
las células tejidos, los tejidos organismos y 7
Clasificación de la
materia
Sustancia pura: materia con composición
constante y propiedades únicas. Ej. Agua,
azúcar, oro, oxígeno
Mezcla: combinación de dos o más sustancias
que mantienen sus identidades individuales,
pero que pueden estar en composiciones
variables. Ej.: aire, leche, cemento, sangre,
piedras.
8
Clasificación de la Materia
Materia
Sustancia Pura
Elemento
Un solo tipo
de átomos:
hierro, yodo,
oxígeno
Compuesto
Varios tipos de
átomos: agua,
azúcar, hormonas,
alcaloides
Mezcla
Homogénea
Orina, aire,
acero
(soluciones)
Heterogénea
Arena, madera,
sangre
9
Elementos

No se pueden separar en sustancias más
simples por medios químicos. Están constituidos
por átomos.

Se conocen 112 elementos, 83 de ellos
naturales. Cinco de ellos constituyen el 90% de
la corteza terrestre: oxígeno, silicio, aluminio,
hierro y calcio.

Cada elemento se representa con un símbolo
químico único de una o dos letras (la primera
mayúscula, la segunda minúscula:
Ej.: Carbono C, nitrógeno N, titanio Ti, Aluminio 10
Elementos principales constituyentes
de los organismos vivos
Carbono, Oxígeno, Hidrógeno, Fósforo,
Azufre, Nitrógeno
Otros elementos indispensables para
la vida
Magnesio, Calcio, Sodio, Potasio, Selenio,
Zinc, Hierro, Cobre, Aluminio, Cobalto,
Cloro, Yodo, Manganeso
11
Compuestos
 Constituídos
por átomos de dos o más
elementos.
Ej.: Agua H2O, amoníaco NH3.
 La
proporción de los elementos en un
compuesto es siempre la misma.
 Ley
de la Composición Constante (o ley de
las Proporciones Definidas):
- La composición de un compuesto puro es
12
siempre la misma, independientemente de
Separación de Mezclas
 Las
mezclas se pueden separar por
medios físicos:



Filtración.
Cromatografía.
Destilación.
13
Estados de la materia
Sólido: átomos o moléculas
ordenadas, volumen definido
P, T
Gas: desorden total
Líquido: orden relativo,
volumen y forma
adaptables
14
Propiedades de la Materia
Cambios Físicos y Químicos
Propiedades físicas: su medición no
modifica la composición de la sustancia.
Ej.: Punto de fusión, de ebullición, color,
aroma, densidad.
Cambio Físico: proceso en el cual no
cambia la composición de la sustancia,
sino sólo su apariencia.
Ej.: Cambios de estado (sólido a
líquido).
15
Propiedades químicas: su medición
cambia la identidad y la proporción de
las sustancias.
Ej.: Punto de inflamabilidad, combustión.
Cambio Químico (reacción química):
transformación de una sustancia en
otra.
Ej.: Reacción de hidrógeno y oxígeno
puros para formar agua.
16
Algunas propiedades de la materia y
el cambio químico
Agua
Hidrógeno
Oxígeno
Estado
Líquido
Gas
Gas
Pto. Ebullición
100ºC
-253ºC
183ºC
Densidad
1,00g/mL
0,084g/L
2H2
+ O2
2H2O
1,33g/L
Inflamable
No oxígeno Sí agua
hidrógeno
No
17
ENERGÍA
Todos los cambios químicos traen asociado un cambio
de energía
2H2
+
O2
E + 2HgO
2 H2O + E (reacción exotérmica)
2Hg + O2 (reacción endotérmica)
La Energía Química radica en las fuerzas con las
que los átomos se mantienen juntos (fuerzas de los
enlaces). Es un tipo de Energía Potencial
18
La Energía química se transforma en otros tipos de
energía: eléctrica, luminosa, térmica.
La suma de todas las reacciones químicas que
suministran la energía para las actividades basales
(control de la temperatura corporal, circulación de la
sangre, respirar, metabolizar en período descanso) se
llama metabolismo basal.
La rapidez a la cual se consume la energía química se denomina
índice del metabolismo basal que se mide cuando la persona
está en reposo, sin alimentos luego de 14 horas, despierta y sin
haber hecho ejercicios vigorosos
19
TEORÍA ATÓMICA
20
Teoría atómica de Dalton (1808)
1.
2.
3.
Cada elemento está compuesto de
partículas muy pequeñas llamadas
átomos, idénticos en tamaño, masa y
propiedades químicas, y difieren de los
átomos de otros elementos.
Los compuestos se forman cuando se
combinan los átomos de dos o más
elementos.
En una reacción química los átomos no
cambian, ni se crean ni se destruyen, sino
21
que se redistribuyen dando origen a otros
Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES
BÁSICAS de la Química, también denominadas
LEYES PONDERALES:
Ley de Conservación de la Materia (o de
Lavoisier):
En una reacción química ordinaria la materia se
mantiene constante, ni se crea ni se destruye.
Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):
Un compuesto determinado contiene siempre
los mismos elementos en las mismas
proporciones de masa.
22
Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):
La masa de un elemento que se combina con
una masa fija de otro está en relación de
números enteros sencillos.
Ejemplo:
Monóxido de carbono (CO)  12 g C y 16 g O
Dióxido de carbono (CO2)  12 g C y 32 g
Ley de
Olas proporciones múltiples
Ley de la conservación
de la materia
12 + 16
2x16
12 +
2(16)
Ley de las proporciones definidas
CO + ½O2  CO2
28 + 16 = 44 g
23
Modelos de átomos
Electrón
negativo
Modelo de Thomson
(Budín de pasas)
Carga positiva
distribuida por la
esfera
Los electrones son atraídos hacia los núcleos por las
fuerzas que existen de cargas opuestas, y las
intensidades de esas fuerzas pueden explicar las
diferencias entre las diferencias entre elementos.
24
Componentes del Átomo
Electrones
internos: poca
influencia en
reacciones
químicas
Región extranuclear
(electrones)
Núcleo
(protones y
neutrones)
Modelo de Rutherford
Modelo de Bohr
Electrones de
valencia:
responsables de
las propiedades
químicas
25


Los átomos son muy pequeños,
con diámetros comprendidos
entre 1x10-10 m y 5x10-10 m, o
100-500 pm.
1 pm = 10-12 m
Núcleo
Una unidad muy extendida para
medir dimensiones a escala
atómica es el angstrom (Å).
1 Å = 10-10 m
= 10-8 cm
Partícula
Localización
Carga relativa
Masa relativa
Masa (g)
Protón
Núcleo
+1
1.00728
1.673x10-24
Neutrón
Núcleo
0
1.00867
1.675x10-24
Electrón
Fuera del núcleo
-1
0.00055
9.110x10-28
26
Número atómico, número másico e isótopos
Las propiedades de los átomos están determinadas por
las partículas subatómicas: protones, neutrones, electrones
(existen más de estas partículas).
• Número atómico (Z) = número de protones en el núcleo.
Determina la identidad de un elemento, i.e., elementos diferentes
tienen nº atómicos diferentes.
• Número másico (A) = número total de protones y neutrones en
el núcleo.
A
En general escribimos:
Z X
exam ple:
Nº Másico
Nº Atómico
12
6
C
27
Hidrógeno: 1 protón,
1 electrón, masa 1
Helio: 2 protones, 2 neutrones,
2 e-, masa 4
Átomos
neutros
Sodio: 11 protones,
11 neutrones, 11 e-,
masa 22
Litio: 3 protones,
3 neutrones, 3 e-,
masa 6
28
•
Existen átomos de elementos que difieren entre si por su nº másico (mientras
que su nº atómico se mantiene constante). Estos átomos se conocen como
ISOTOPOS de un elemento.
•
Ejemplo:
• Los isótopos de un elemento sólo difieren entre si por el nº de neutrones. Como
las propiedades químicas de un elemento dependen de los protones y de los
electrones, el comportamiento químico de los isótopos no varía.
29
Isótopos del
Hidrógeno
Isótopos del
Carbono
30
Visión moderna del átomo
Orbital: probabilidad de encontrar un electrón en una
zona del espacio alrededor del núcleo
Orbital
s
l=0
Esféric
o
Orbital p
l=1
Los 3 orbitales p tienen
la misma energía, es
decir, son
“degenerados”
31
Modelos de
átomos
y
Utilizados actualmente
x
z
32
Representación de los orbitales
Orbitales f
Orbitales d
l=3
l=2
33
La colección de orbitales con el mismo valor de n se llama capa electrónica,
y el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y l se llama
subcapa.
n valores de l nombre de
posibles
subcapa
(nºe)
1
0
1s
2
0
2s
1
2p
3
4
16 (32)
valores de ml
posibles
# orbitales
en subcapa
# total de
orbitales
0
0
1, 0, -1
1
1
3
1 (2)
0
1
2
3s
3p
3d
0
1, 0, -1
2, 1, 0, -1, -2
1
3
5
0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
1, 0, -1
2, 1, 0, -1, -2
3, 2, 1, 0, -1, -2, -3
1
3
5
4 (8)
9(18)
7
34
Z = 1 (Hidrógeno)
3s
3px
3p
3pz
y
E
2s
2px
2p
2pz
y
1s
1s1
35
Z = 5 (Boro)
3s
3px
3p
3pz
y
E
2s
2px
2p
2pz
y
1s
1s22s22p1
36
Z = 18 (Argón)
3s
3px
3p
3pz
y
E
2s
2px
2p
2pz
y
1s
1s22s22p63s23p6
37
Hidrógeno
Bromo
38
Orden de Llenado de Orbitales Atómicos
inicio
39
La Tabla Periódica de los elementos
Período
Grupo
40
47
Número atómico
Plata
Nombre del elemento
Ag
Símbolo del elemento
107.87
Masa atómica (peso)
41
Diagrama de Bloques
El esquema siguiente, es un diagrama en bloques de la tabla
periódica mostrando la forma en que se agrupan los
elementos de acuerdo al tipo de orbital que está siendo
llenado con electrones.
42
ENLACE QUÍMICO
43
Enlace Químico
Es la fuerza que mantiene unidos a los
átomos en las moléculas
 Los
átomos tienden a minimizar su energía
formando una configuración de “capa
cerrada” como la de los gases nobles.
 Para
ello existen dos posibilidades:
44
1. Perder o ganar electrones para formar iones.
Las especies iónicas, cationes y aniones, se atraen
electrostáticamente para formar compuestos
iónicos. Se dice que los compuestos iónicos están
unidos por un “enlace iónico”.
2. Compartir los electrones con otros átomos. Los
átomos se combinan entre ellos formando
moléculas. Los átomos de una molécula están
unidos por “enlaces covalentes”.
45
¿Cuáles son los electrones que se pierden, ganan o
comparten?????
Son los electrones de la última capa de cada átomo. Se conocen
como electrones de valencia y son los que participan de los
enlaces químicos.
Para distinguirlos, se usan los símbolos de puntos de Lewis, en los
cuales cada punto representa un electrón de valencia.
¿Cuántos electrones se pierden, ganan o comparten?????
Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir
electrones hasta que se rodean de 8 electrones de valencia.
46
Símbolos de puntos de Lewis
Los elementos de los grupos 1A y 2a tienden a perder e-, mientras que los
elementos de los grupos 6A y 7A tienden a ganar e-. Cuando se encuentran
átomos de los grupos 1A, 2A, 6A y 7A, forman compuestos iónicos
47 9.1
Compuestos iónicos
Es un compuesto que tiene iones cargados
positivamente e iones cargados negativamente
Pierde 1 e-
Gana 1 e-
48
Na ·
Na+ + e-
Sodio
ión sodio (catión)
Cl- (8e-)
Cl (7e-) + ecloro
·Ca·
calcio
O (6e-)
oxígeno
ión cloro (anión)
Ca+2 + 2eión calcio (catión)
+ 2e-
O-2 (8e-)
ión oxígeno (anión)
49
Cristales
El enlace iónico
1s22s1
Li + F
1s22s22p5
Li+ F 1s2
1s22s22p6
[He]
[Ne]
Estructuras de Lewis
e- +
Li+ +
Li
Li+ + e-
F
F -
F -
Li+ F -
50 9.2
Moléculas o Compuestos Moleculares
Molécula – un ágregado de 2 o más átomos en una configuración
definida, unidos por fuerzas químicas de tipo covalente.
51
Un enlace covalente es aquel en el cual dos o más
átomos comparten sus electrones de valencia
F
7e-
+
F
F F
7e-
8e- 8e-
Estructura de Lewis del F2
Lone pair: par electrónico no enlazante
Enlace covalente simple lone pairs
F
F
lone pairs
Enlace covalente simple
lone pairs
F F
lone pairs
52 9.4
Estructura de Lewis del agua
H
+
O +
H
Enlace covalente simple
H O H
or
H
O
H
2e-8e-2eEnlace doble: dos átomos comparten 2 pares de electrones
O C O
o
O
O
C
Enlaces dobles
- 8e8e- 8edobles
Enlaces
Enlace triple – dos átomos comparten 3pares de electrones
N N
Enlace
triple
8e-8e
o
N
N
Enlace triple
53
Hibridación
C
(1s22s22p2)
3
sp
Tetrahedro
54
C
(1s22s22p2)
120º
2
sp
Trigonal plana
55
C
(1s22s22p2)
180º
H
C
C
H
Lineal
sp
56
Enlace covalente coordinado
H+
+
Ión amonio
(ión molecular o poliatómico)
57
Estructuras de Lewis de moléculas
Amoníaco
Tetracloruro
de carbono
Agua
Acido acético
58
59
Polaridad de las moléculas
Electronegatividad : es la capacidad de un átomo de atraer un
par de electrones de un enlace.
Disminuye la
electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad
60
Un enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente
con una densidad de electrones mayor alrededor de uno de los
átomos.
Región pobre en
electrones
H
Región rica en
elctrones
F
Pobre en e- Rica en e-
H
d+
F
d-
61
Clasificación de los enlaces según la diferencia de
electronegatividad de los átomos
Diferencia
0
Tipo de enlace
Covalente (puro)
2
0 < y <2
Iónico
Covalente polar
Aumento de la diferencia de electronegatividad
Covalente
comparte e-
Covalente polar
Transferencia parcial
de e-
Iónico
transfiere e62
Ejercicio:
Clasifique los siguientes enlaces según su polaridad:
CsCl, H2S, N2, H20
Cs – 0.7
Cl – 3.0
3.0 – 0.7 = 2.3
Iónico
H – 2.1
S – 2.5
2.5 – 2.1 = 0.4
Covalente polar
N – 3.0
N – 3.0
3.0 – 3.0 = 0
Covalente
H – 2.1
O – 3.5
3.5 – 2.1 = 1,4
Covalente polar
Cuando la diferencia de electronegatividad de los enlaces es
superior a 0.5 se comienza a hablar de “enlaces polares”
63
INTERACCIONES
INTERMOLECULARES
64
¿Qué es lo que hace que, a la misma temperatura, algunas
sustancias sean sólidas, líquidas o gaseosas?
Las moléculas se “atraen” unas con otras, con diferentes fuerzas,
dependiendo de su naturaleza polar.
Fuerza de la interacción
Esta atracción responde a interacciones intermoleculares, entre
las que se cuentan:





Ión-ión
Ión-dipolo
Dipolo-dipolo
Dipolo-dipolo inducido
Fuerzas de Van
der Waals
Dipolo inducido-dipolo inducido
(o de dispersión de London)
65
Interacciones ión -ión
Sal iónica
NaCl
Sales moleculares
Cl Cloruro de amonio
NH4+
NH4+
NH4+
Fosfato de amonio
66
Momento dipolar
El enlace polar se genera entre átomos
de electronegatividades distintas
d
d
F
Dos cargas eléctricas de signo opuesto
separadas por una distancia generan
un dipolo
67
Matemáticamente, el momento dipolar () se
expresa como:
Q
  Q r Q
r
d
d
Unidad: Debye = 3.34 x 1030 coulomb x metros
Ejemplo:
F
MDHF = 1.82 D
68
Interacción ión-dipolo
d
MD
O
H
d+
H
d
+
+
Dipolo
Cl-
+
+
+
-
69
Interacción dipolo-dipolo
+
-
-
+
+
-
+
-
+
-
+
La fuerza de esta interacción depende de la magnitud de los
dipolos. Mientras mayor es el MD de la molécula, mayor es la
fuerza de la interacción
70
Dipolo-dipolo inducido
(interacción relativamente débil)
+
Dipolo
Molécula apolar
d+
d-
d+
+
d-
d+
-
d-
Los dipolos “polarizan” las
moléculas apolares
71
Dipolo inducido-dipolo inducido
d+
d+
d-
dd-
d+
d-
dd+
d+
Interacción débil, que se
hace más importante en
moléculas apolares
grandes
Por brevísimos momentos los electrones de una de las moléculas se
concentran en una zona de ésta de manera que la molécula apolar
forma un dipolo instantáneo, que induce la polarización de
moléculas cercanas
72
Puente de Hidrógeno
El enlace de hidrógeno, o puente de hidrógeno, es un tipo especial
de interacción dipolo-dipolo, y ocurre cuando interactúan los
hidrógenos de moléculas polares con los átomos electronegativos
de éstas
d- d+ dN ////// H ////// O
C
73