BIOLOGÍA (08)

CBC

Ciclo Básico Común

 

Tomados en el 2º cuatrimestre del año 2004.
Profesora: Susana Hernández
Cátedra: Nasazzi
Comisión: 10801
Lunes y jueves de 14 a 17 horas.
Sede Montes de Oca 1200
4º piso, aula 42
Ciudad Autónoma de Buenos Aires
República Argentina
Apuntes tomados como oyente.

ADVERTENCIA: Este material no ha sido producido por los docentes de la Cátedra. Este material ha sido producido por un oyente, por iniciativa propia y de modo independiente. Es una reconstrucción de los apuntes tomados como oyente. Cualquier error, ya sea conceptual, terminológico o de otra índole, no le compete a los docentes de la Cátedra.

 

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Clase 2

Lunes 23/08/2004

Los átomos se distinguen por el número atómico, es decir por el número de protones (P+). El átomo es eléctricamente neutro. Protones (P+) y electrones (e-) se presentan en igual cantidad.

En la tabla periódica, los átomos se ordenan según su número atómico. El número de protones (P+) identifica al átomo. El número de neutrones (N) puede variar y, a estas variaciones se las llama isótopos.

El número másico (A) es el número de protones (P+) sumado al número de neutrones (N).

Los isótopos difieren en cantidad de neutrones (N) y por lo tanto el número másico cambia.

Las propiedades químicas del átomo dependen de los electrones (e-).

La mayoría de los átomos no están libres sino que se unen formando moléculas. Los gases nobles suelen estar como átomos sueltos.

Los electrones (e-) se mueven en ciertas zonas del espacio (orbitales). Los orbitales difieren en su distancia al núcleo. Los electrones (e-) tratan de ubicarse en el nivel de menor energía, en orbitales cercanos al núcleo. Cada nivel tiene una capacidad máxima para alojar electrones (e-). Los gases nobles tienen sus orbitales más cercanos al núcleo completos.

Cada orbital soporta distinta cantidad de electrones (e-).

 

El primer nivel, el más cercano al núcleo, soporta hasta 2 electrones. El nivel 2, soporta hasta 8 electrones. El tercer nivel también soporta hasta 8 electrones.

Cuando los electrones no completan los niveles más alejados del núcleo entonces tienden a unirse. Los átomos se unen mediante uniones químicas. Los átomos se combinan buscando el octeto.

A modo de ejemplo, el flúor (F) tiene 9 protones y 9 electrones. De esos electrones, 2 están en el primer nivel, y 7 están en el segundo nivel. En este caso el segundo nivel es el más alejado del núcleo, y como el segundo nivel soporta hasta 8 electrones y el flúor tiene solamente 7 electrones en el segundo nivel, entonces le falta un electrón para llegar a 8 electrones en el segundo nivel. Si el flúor obtiene un electrón se transforma en flúor con carga negativa (F-), se transforma en un anión. ¿Por qué tiene carga negativa? Porque si gana un electrón, tiene 9 cargas positivas de los protones y 10 cargas negativas de los electrones. Es decir que tiene más cargas negativas que positivas, por lo que ya no es eléctricamente neutro.

Cuando un átomo en su último nivel incompleto tiene pocos electrones, es más fácil que dichos electrones se desprendan del átomo. Si un átomo pierde electrones se transforma en un catión.

A modo de ejemplo, el sodio (Na) tiene 11 protones y 11 electrones. De dichos 1 electrones, 2 están en el primer nivel, 8 en el segundo y uno más en el tercer nivel. El tercer nivel es el más alejado del núcleo y para completarlo, le harían falta 7 electrones, porque el tercer nivel soporta hasta 8 electrones. Por lo tanto, para el sodio (Na) es más fácil perder el electrón solitario que tiene en el tercer nivel, y de dicho modo se queda con 10 electrones y con el primer y segundo nivel completos. Al perder un electrón, ahora el sodio (Na) tiene 11 protones, es decir 11 cargas positivas; pero solamente 10 electrones, es decir solamente 10 cargas negativas. Por lo tanto el sodio (Na) ahora no es eléctricamente neutro, sino que pasó a ser un catión, tiene carga positiva, transformándose de (Na) en (Na+).

Dos átomos se transfieren electrones formando iones, uno positivo y uno negativo. Los dos iones de carga opuesta se unen por fuerza electrostática y se llama unión iónica.

A modo de ejemplo, el flúor (F) y el sodio (Na). El flúor (F) toma electrones y el sodio (Na) cede electrones. También sucede entre el Cloro (Cl) y el sodio (Na).

Para que la unión se realice se necesita que un átomo necesite electrones y que otro átomo ceda electrones. La tendencia a tomar electrones en una unión química se llama electronegatividad. Un átomo debe ser muy electronegativo y el otro átomo debe ser poco electronegativo.

El flúor (F) es el caso muy electronegativo y el sodio (Na) es el caso poco electronegativo. Son más electronegativos los átomos que con pocos electrones completan su último nivel orbital. Se forman uniones iónicas.

La otra técnica para estabilizar es compartir electrones. A modo de ejemplo, el cloro (Cl) se puede unir a otro cloro (Cl). Se llama unión covalente simple y se simboliza con una raya entre ellos Cl—Cl. En el caso del oxígeno (O) a modo de ejemplo, se puede unir con otro oxígeno (O) mediante 2 uniones o enlaces, formando una unión covalente doble O=O. Puede haber uniones covalentes triples, como en el caso del carbono (C) que se une con otro carbono (C) y resulta de ello CºC.

El oxígeno (O) tiene 8 protones y 8 electrones. El hidrógeno (H) tiene 1 protón y 1 electrón. En el caso del H2O tenemos un oxígeno (O) que tiene 6 electrones en su último nivel y que puede unirse con 2 hidrógenos (H), compartiendo un par de electrones con cada hidrógeno (H). Son 2 uniones covalentes simples.

En el caso del H2O el oxígeno (O) es más electronegativo que el hidrógeno (H). En general, el oxígeno es más electronegativo que los átomos con los que interactúa. Los electrones compartidos en este caso están más tiempo con el oxígeno (O), porque tiene mayor electronegatividad, es decir, mayor tendencia a tomar electrones. Esto provoca una distribución asimétrica de cargas en la molécula H2O. La zona de densidad negativa se llama delta menos ( -) y la zona de densidad positiva es delta más ( +).

Es una unión covalente polar.

En el caso del O2 que se figura O=O tenemos una unión covalente pura o unión covalente no polar, tiene distribución simétrica de cargas.

La molécula de agua H2O es angular.

El agua H2O es un dipolo. Tiene polo negativo con el oxígeno (O) y polo positivo con los hidrógenos (H).

Una molécula polar tiene polos. En general una molécula polar tiene uniones polares, aunque no siempre. Mediante CHON podemos resumir al carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno (O) y nitrógeno (N), que son átomos muy importantes para el mundo biológico, para el mundo orgánico, para la vida.

- O— H + es una unión covalente polar

- O— C + es una unión covalente polar

- N— H + es una unión covalente polar

- N— C + es una unión covalente polar

Las uniones covalentes puras requieren iguales electronegatividades. A modo de ejemplo C— C. Carbono con hidrógeno C— H es covalente pura. Los hidrocarburos son moléculas no polares (uniones de C con H).

Esto es un hidrocarburo sin regiones polares, con uniones covalentes simples puras:

En cambio en la siguiente molécula sí hay regiones polares entre el oxígeno (O) y sus uniones:

Los esqueletos hidrocarbonados son esqueletos de carbono (C) e hidrógeno (H). Es no polar y luego se le unen otros átomos.

Uniones intermoleculares

Los puentes de hidrógeno se producen con facilidad; pero también se rompen con facilidad.

A modo de ejemplo, al calentar agua las moléculas se separan, se rompen los puentes de hidrógeno. La unión covalente es más fuerte que el puente de hidrógeno. Al mezclar agua y azúcar se forma una solución, un sistema homogéneo.

Veamos el ejemplo siguiente con distribución asimétrica de agua:

No es lo mismo cualquier hidrógeno (H) para formar puentes de hidrógeno, porque no todos los hidrógenos (H) están unidos a oxígeno (O).

En el agua las moléculas como los glúcidos, al disolverse forman una solución molecular. Sus grupos polares establecen puentes de hidrógeno con el agua, quedando la molécula intacta.

En el caso del cristal de sal gruesa (NaCl) como ejemplo, es distinto. La unión iónica en un cristal es muy fuerte. La unión iónica en agua se debilita mucho y el agua separa los átomos. La unión iónica en nuestro contexto es débil. El sodio (Na) queda por un lado y el cloro (Cl) queda por otro lado, porque el agua tira de ellos y los separa.

NaCl Na+ + Cl-

El esquema sería algo como lo siguiente:

El NaCl se disoció o ionizó al separarse. Se forma una solución iónica. La sal se ioniza pero el azúcar no lo hace.

Solución

 Molecular (agua y azúcar)
Iónica (agua y sal)

Los iones son los que conducen la electricidad en una solución. El agua pura H2O no transmite la electricidad.

En este caso:

No puede interactuar con el agua porque no hay polaridad. Es decir, no hay regiones cargadas + y -

Se forman interacciones hidrofóbicas cuando el agua no se une con lo no polar. El agua rechaza a lo no polar. Debe haber sustancias polares y no polares para que existan interacciones hidrofóbicas. Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas inespecíficas que unen átomos. No hace falta que sean polares y no polares. Hace falta que estén muy cerca y dura solamente un instante. Es muy débil, más débil que el puente de hidrógeno. Se vuelven importantes cuando no hay otra cosa. Cuenta cuando hay moléculas no polares.

A modo de ejemplo, primero el agua rechaza el aceite (interacciones hidrofóbicas) por lo que el aceite se acerca entre sí y aparecen las fuerzas de Van der Waals. Las interacciones débiles son importantes para los procesos biológicos. A modo de ejemplo, las uniones entre moléculas se forman por uniones covalentes; las uniones entre moléculas son más débiles.

Un compuesto con una parte polar y una parte no polar bien diferenciadas se llama anfipático.

La cabeza polar puede quedar bajo agua pero la cola no polar queda fuera del agua. Esta característica determina que se forman monocapas (como la nata de la leche).

También se forman miscelas, que son pelotitas con las colas hidrofóbicas dentro.

Las interacciones hidrofóbicas forman la miscela. Dentro de las miscelas hay fuerzas de Van der Waals. La unión entre cabezas polares en la miscela son mediante puentes de hidrógeno.

Se pueden formar bicapas, que se autosellan con un medio acuoso interno y externo.

Así se forma la membrana celular.

 

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