FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERAL, ORGÁNICA Y BIOQUÍMICA

1. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERAL, ORGÁNICA Y BIOQUÍMICA Profesor: José Hidalgo Rodríguez

2. 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

3. Capítulo 1 Estudio de la Materia

4. 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.

5. Atomo (unidad más pequeña de una sustancia pura que posee todas sus características químicas) Materia (Sust. Puras) Moléculas (agregado de por lo menos dos átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas)

6. Originalmente, laQuímica Orgánica era una ramade 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 organismos vivos. Ejemplos: polímeros sintéticos, semiconductores, etc.

7. LaBioquímicaestudia 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 todos juntos constituyen la vida como la conocemos.

8. 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.

9. Clasificación de la Materia Materia Sustancia Pura Mezcla Homogénea Orina, aire, acero (soluciones) ElementoCompuesto Un solo tipo de átomos: hierro, yodo, oxígeno Varios tipos de átomos: agua, azúcar, hormonas, alcaloides Heterogénea Arena, madera, sangre

10. 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 Al. En la tabla periódica se resumen todos los elementos que se conocen. Elementos

11. 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

12. 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 siempre la misma, independientemente de su origen. Compuestos

13. Separación de Mezclas • Las mezclas se pueden separar por medios físicos: • Filtración. • Cromatografía. • Destilación.

14. Estados de la materia Sólido: átomos o moléculas ordenadas, volumen definido Gas: desorden total P, T Líquido: orden relativo, volumen y forma adaptables

15. 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).

16. 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.

17. Algunas propiedades de la materia y el cambio químico Agua Hidrógeno Oxígeno EstadoLíquido Gas Gas Pto. Ebullición100ºC -253ºC -183ºC Densidad 1,00g/mL 0,084g/L 1,33g/L Inflamable No Sí No 2H2 + O2 2H2O hidrógenooxígeno agua

18. ENERGÍA Todos loscambios químicos traen asociado un cambio de energía 2H2 + O2 2 H2O + E(reacción exotérmica) E + 2HgO 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

19. 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

20. TEORÍA ATÓMICA

21. Teoría atómica de Dalton (1808) • 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 que se redistribuyen dando origen a otros compuestos.

22. 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.

23. 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 O 12 + 16 2x16 12 + 2(16) CO + ½O2 CO2 28 + 16 = 44 g Ley de las proporciones múltiples Ley de la conservación de la materia Ley de las proporciones definidas

24. Electrón negativo Carga positiva distribuida por la esfera Modelos de átomos Modelo de Thomson (Budín de pasas) 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.

25. Electrones internos: poca influencia en reacciones químicas Región extranuclear (electrones) Núcleo (protones y neutrones) Electrones de valencia: responsables de las propiedades químicas Componentes del Átomo Modelo de Rutherford Modelo de Bohr

26. Núcleo • 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 • Una unidad muy extendida para medir dimensiones a escala atómica es el angstrom (Å). 1 Å = 10-10 m = 10-8 cm

27. 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. En general escribimos: Nº Másico Nº Atómico

28. Helio: 2 protones, 2 neutrones, 2 e-, masa 4 Hidrógeno: 1 protón, 1 electrón, masa 1 Átomos neutros Sodio: 11 protones, 11 neutrones, 11 e-, masa 22 Litio: 3 protones, 3 neutrones, 3 e-, masa 6

29. Existen átomos de elementos que difieren entre si por su nº másico (mientrasque 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.

30. Isótopos del Hidrógeno Isótopos del Carbono

31. Visión moderna del átomo Orbital: probabilidad de encontrar un electrón en una zona del espacio alrededor del núcleo Orbital p l = 1 Los 3 orbitales p tienen la misma energía, es decir, son “degenerados” Orbital s l = 0 Esférico

32. y x z Modelos de átomos Utilizados actualmente

33. Representación de los orbitales Orbitales d l = 2 Orbitales f l = 3

34. La colección de orbitales con el mismo valor de n se llamacapa electrónica, y el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y l se llamasubcapa. n valores de l nombre de valores de ml # orbitales # total de posibles subcapa posibles en subcapa orbitales (nºe) 1 0 1s 0 1 1 (2) 2 0 2s 0 1 1 2p 1, 0, -1 3 4 (8) 3 0 3s 0 1 1 3p 1, 0, -1 3 2 3d 2, 1, 0, -1, -2 5 9(18) 4 0 4s 0 1 1 4p 1, 0, -1 3 2 4d 2, 1, 0, -1, -2 5 3 4f 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3 7 16 (32)

35. 3s 2s 2px 3px 2py 3py 2pz 3pz 1s Z = 1 (Hidrógeno) E 1s1

36. 3s 2s 2px 3px 2py 3py 2pz 3pz 1s Z = 5 (Boro) E 1s22s22p1

37. 3s 2s 2px 3px 2py 3py 2pz 3pz 1s Z = 18 (Argón) E 1s22s22p63s23p6

38. Bromo Hidrógeno

39. Orden de Llenado de Orbitales Atómicos inicio

40. La Tabla Periódica de los elementos Período Grupo

41. 47 Número atómico Nombre del elemento Símbolo del elemento Plata Ag 107.87 Masa atómica (peso)

42. 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.

43. ENLACE QUÍMICO

44. Enlace QuímicoEs 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:

45. 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”.

46. ¿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.

47. 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 9.1

48. Compuestos iónicos Es un compuesto que tiene iones cargados positivamente e iones cargados negativamente Pierde 1 e- Gana 1 e-

49. Na· Na+ + e- Sodio ión sodio (catión) Cl (7e-) + e- Cl- (8e-) cloro ión cloro (anión) ·Ca· Ca+2 + 2e- calcio ión calcio (catión) O (6e-) + 2e- O-2 (8e-) oxígeno ión oxígeno (anión)

50. - - - - + Li+ Li Li Li+ + e- e- + Li+ Li+ + F F F F F F Cristales El enlace iónico 1s22s1 1s2 1s22s22p6 1s22s22p5 [He] [Ne] Estructuras de Lewis 9.2