Módulo Quimica - Biologia PDF

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Biologia...

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AULA VIRTUAL DE MATERIAL COMPLEMENTARIO PARA EL INGRESO A MEDICINA

AÑO 2020

Área: Química

Autoría y recopilación Bioq. Mónica P. Polo (Prof. adjunta Cátedra de Biología. FCM. UNLP)

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Aula virtual de Material complementario para el ingreso a Medicina-Año 2020- Área Química

¡¡Bienvenidos/as al módulo de Química del Programa de Ambientación a la FCM 2020!! Introducción ¿Por qué es necesario repasar algunos conocimientos de química antes iniciar la cursada de la asignatura Biología de la carrera de Medicina? La ciencia de la salud, que se encarga de estudiar la vida, la salud, las enfermedades, y la muerte del ser humano, es la Medicina. Teniendo como misión el mantenimiento y la recuperación de la salud, a través de la prevención, el diagnóstico y el tratamiento de las enfermedades. Cuando hablamos del ser humano o directamente del humano, nos referimos a nuestra especie: el Homo sapiens (del latín “hombre sabio”), perteneciente al orden de los primates y a la familia de los homínidos, creadores de la civilización que hoy en día domina y transforma el planeta Tierra. El cuerpo humano es la estructura física del ser humano, y como todo cuerpo, está constituido por materia. La materia, tanto viva como inanimada, está constituida por átomos que se unen entre sí para generar moléculas; pero sólo en la materia viva estas moléculas se asocian alcanzando un nivel de organización particular, la célula.

“Las partículas elementales formaron átomos y los átomos se unieron para formar moléculas. Éstas, a su vez, se asociaron y formaron agregados y membranas, definiendo células primitivas. Y surgió la Vida”. J. M. Lehn. Químico Francés. Premio Nobel 1987, estudios de Supramoléculas químicas.

En los organismos pluricelulares como nosotros las células se integran entre sí para formar tejidos, los tejidos se interrelacionan en el funcionamiento de los órganos y éstos actúan conjunta y coordinadamente en el seno de aparatos y sistemas. Finalmente los aparatos y sistemas trabajan conjuntamente dentro de los organismos. La Medicina ha avanzado continuamente de la mano de la Química... Los invitamos a darle un vistazo al siguiente enlace, y verificar la gran conexión que ha existido a lo largo de la historia entre La Medicina y la Química. A tal punto, que Profesionales de la Medicina han logrado obtener el Premio Nobel en Química y así mismo Químicos de profesión han obtenido el mismo galardón en el área de la Medicina. https://www.nobelprize.org/prizes/lists/all-nobel-prizes-in-chemistry/ https://www.nobelprize.org/prizes/lists/all-nobel-laureates-in-physiology-or-medicine/ En la asignatura Biología comenzaremos el estudio de la unidad estructural y funcional de todos los seres vivos, la célula, partiendo de sus componentes químicos. Inicialmente presentaremos a los elementos que encontramos en los seres vivos (biolementos), para luego describir la composición y estructura de las moléculas que se generan por unión de ellos (biomoléculas) y establecer la relación entre la estructura y la función que cada una de ellas cumple en la célula y en el organismo todo. 1

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Por este motivo, antes de comenzar con la cursada de Biología, quisiéramos invitarlos a repasar algunos saberes que han visto en los niveles educativos anteriores y que consideramos les resultarán valiosos para comprender los temas abordados en los primero trabajos prácticos de nuestra asignatura referidos a la estructura y función de los componentes químicos de la célula.

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Tabla de contenidos Conceptos generales ............................................................................................................................. 4 Constitución atómica ..........................................................................................................................10 Uniones o enlaces químicos ................................................................................................................ 20 Compuestos Inorgánicos y Orgánicos..................................................................................................31 Sistemas materiales ............................................................................................................................44 Ejercitación .......................................................................................................................................... 51 Clave de corrección de la Ejercitación ................................................................................................. 57

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CONCEPTOS GENERALES Materia y sustancia En el universo que nos rodea y nos contiene existen objetos a los que denominamos cuerpos. El componente común de todos los cuerpos es la materia, entendiéndose por tal todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Existen distintas clases de materia a las que denominamos sustancias.

Propiedades de la materia Las sustancias tienen cualidades, a través de las cuales impresiona nuestros sentidos o los instrumentos de medidas, a las que denominamos propiedades. Pueden ser: 

Extensivas: dependen de la cantidad de materia que se considere. Ejemplos: masa, volumen, peso, etc.



Intensivas: no dependen de la cantidad de materia que se considere, pero si del tipo de materia. Son las propiedades que permiten identificar a las sustancias, son características o específicas. Ejemplos: color, sabor, olor, viscosidad, densidad, dureza, temperatura de ebullición, temperatura de fusión, solubilidad, etc.

Molécula y átomo Las sustancias están constituidas por partículas diminutas denominadas moléculas. La molécula es la partícula más pequeña que conserva las propiedades específicas de la sustancia. Molécula: es la menor porción de una sustancia pura capaz de existir en estado libre conservando todas las propiedades intensivas de la misma. Las moléculas están formadas por átomos unidos entre sí. Las fuerzas atractivas que mantienen unidos a los átomos de una molécula se denominan enlaces o uniones químicas. Átomo: es la menor porción de materia capaz de combinarse. Existen distintas clases de átomos (más de 100) y a cada clase particular se la denomina elemento. A cada elemento se le asigna un nombre y un símbolo que lo identifica. Ejemplo: C (carbono), H (hidrógeno), O (oxígeno), N (nitrógeno), P (fósforo), S (azufre), Na (sodio), Cl (cloro), Ca (calcio), K (potasio), etc. Sustancias Simples y Compuestas Las sustancias cuyas moléculas están constituidas por un único tipo de átomo se denominan simples y según el número de átomos que posean pueden ser: monoatómicas (1), diatómicas (2) o poliatómicas (>2). Aquellas sustancias cuyas moléculas están constituidas por dos o más tipos de átomos se llaman sustancias compuestas o simplemente compuestos y se clasifican según el número de átomos diferentes que presenten en compuestos: binarios (2), ternarios (3) y cuaternarios (4).

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Fórmula molecular La composición química de la molécula de una sustancia determinada se expresa mediante su fórmula molecular. En ella encontramos los símbolos de los tipos de átomos que la forman y unos subíndices que indican el número de cada uno de ellos en una molécula (atomicidad). Ejemplo: H2 (Hidrógeno, molécula simple constituida por 2 átomos de H); H2O (agua, molécula compuesta constituida por 2 átomos de H y uno de O); NH3 (amoníaco, molécula compuesta constituida por 1 átomo de N y 3 de H), etc. “Una fórmula molecular es una expresión simbólica de la composición y estructura química de una sustancia”.

Peso atómico y Peso molecular Peso atómico El peso de un átomo de un elemento se denomina Peso Atómico absoluto. Los valores de peso atómico absoluto son del orden de los 10-23 g. Ejemplos: - Peso atómico del carbono (C) = 2 x 10-23 g - Peso atómico del azufre (S) = 5,3 x 10-23 g

Para trabajar con valores más simples se suele expresar al peso atómico en relación al peso de la Unidad de Masa Atómica (UMA) o Dalton. La UMA equivale a 1,66 x 10-24 g y corresponde a la de masa de la doceava parte del isótopo más abundante del átomo de carbono. Se identifica con el símbolo “u” o “Da”. El valor que resulta del cociente entre el peso atómico absoluto y el valor de la UMA (ambos expresados en gramos) se conoce como Peso Atómico relativo. Entonces: Peso atómico relativo =

Peso atómico absoluto (g) UMA (g)

El Peso atómico relativo (PA) indica cuantas veces más pesado que la UMA es el átomo. PA no tiene unidades En la tabla periódica encontramos los PA de todos los átomos y a través de él podemos conocer el peso de un átomo de cada uno de ellos. Ejemplos: ▪ Para el oxígeno (O), PA O= 16 Peso de un átomo de oxígeno = PAO x UMA (g) = 16 x 1,66 x 10-24 g = 2,66 x 10-23 g ▪ Para el cloro (Cl), PA Cl= 35,5 Peso de un átomo de cloro = PACl x UMA (g) = 35,5 x 1,66 x 10-24 g = 5,89 x 10-23 g

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Peso molecular El Peso Molecular absoluto es el peso de una molécula de una sustancia simple o compuesta. Puede calcularse sumando el peso de los átomos que constituyen la molécula, multiplicado por sus respectivos subíndices. El Peso Molecular relativo (PM) indica cuántas veces mas pesada que la UMA es la molécula. No tiene unidades. Puede calcularse sumando el peso atómico relativo (PA) de los átomos que constituyen la molécula, multiplicado por sus respectivos subíndices. En la tabla periódica encontramos los PA de todos los átomos y a través de él podemos conocer el PM y el peso de una molécula determinada. Ejemplos: 

Sabiendo que el PAO = 16, Podemos calcular en PM de la molécula de oxígeno (O2): PM O2 = 16 x 2 = 32 Peso de una molécula de O2 = PM x UMA (g) = 32 x 1,66 x 10-24 g = 5,31 x 10-23 g



Sabiendo que el PAO= 16 y el PAH= 1 Podemos calcular en PM de la molécula de agua (H 2O)= 2x PAH + PAO = 2x1+16 = 18 Peso de una molécula de H2O = 18 x UMA (g) = 18 x 1,66 x 10-24 g = 2,99 x 10-23 g

Concepto de Mol La cantidad de materia que se puede medir y observar en forma confiable, contiene un número muy grande de átomos y moléculas. Por ejemplo:  Mínima masa pesada por una balanza: 1 x 10-6 g; este valor corresponde a 5 x 1016 átomos de C y a aproximadamente 2 x 1016 átomos de S  no se puede determinar directamente el peso de un átomo. 

Una gota de agua pesa en promedio 0,05 g y contiene 1,67 x 1021 moléculas de agua.

A los efectos de trabajar con cantidades medibles se establece como unidad de cantidad de materia en química al mol. El MOL equivale a 6,02 x 1023 partículas (602000000000000000000000 partículas). 6,02 x 1023 se conoce como número de Avogadro. Así como una docena equivale a 12 unidades, una quincena equivale a 15 unidades, una centena equivale a 100 unidades,…… un mol equivale a 6,02 x 1023 unidades. El MOL es una unidad de cantidad de materia que equivale a 6,02 x 1023 partículas Ejemplos: - Un mol de átomos de carbono contiene 6,02 x 1023 átomos de carbono. - Un mol de moléculas de agua contiene 6,02 x 1023 moléculas de agua

¿De dónde sale este número tan extraño? 

6,02 x 1023

=

1 1,66 x 10-24 6

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Peso del mol átomos y del mol de moléculas Teniendo en cuenta la relación entre el número de Avogadro y el valor de la UMA en gramos podemos concluir rápidamente que: Peso de 1 mol de átomos = PA en gramos Peso de 1 mol de moléculas = PM en gramos El mol es una unidad de cantidad y no de masa. Al igual que el peso de una docena de manzanas depende del peso de cada manzana, el peso de un mol de átomos depende del peso de cada átomo y el peso de un mol de moléculas depende del peso de cada molécula. Un mol de átomos contiene 6,02 x 1023 átomos y pesa el PA expresado en gramos. Un mol de moléculas contiene 6,02 x 1023 moléculas y pesa el PM expresado en gramos. A partir del PA y del PM podemos obtener variada información respecto a una sustancia. Ejemplo 1: El PA Oxígeno = 16 (dato de tabla periódica): 1 mol de átomos de O contiene 6,02 x 1023 átomos de O y pesa 16 g 1 mol de átomos de O = 6,02 x 1023 átomos de O = 16 g La molécula de oxígeno es diatómica (O2) entonces podemos calcular su peso molecular: PM O2 = 16 x 2 = 32 A partir del PM podemos sabemos que: 1 mol de O2 contiene 6,02 x 1023 moléculas de O2 y pesa 32 g 1 mol de O2 = 6,02 x 1023 moléculas de O2 = 32 g a- ¿Cuánto pesa un mol de O2? 1 mol de O2 = 32 g de O2 b- ¿Cuántos moles de O2 hay en 64 gramos de oxígeno? 32 g ----- 1 mol de O2 64 g ----- X = 64/32 moles de O2 = 2 moles de O2

Ejemplo 2: El agua es el componente más abundante en la mayor parte de los seres vivos. Sabiendo que la fórmula del agua es H2O y que PAO= 16 y PAH= 1 (datos de tabla periódica), entonces: PM del agua H2O= 2x PAH + PAO = 2x1+16 = 18  1 mol de H2O = 6,02 x 1023 moléculas de H2O = 18 g a- ¿Cuánto pesa un mol de H2O? Un mol de H2O pesa 18 g b- ¿Cuánto pesa una molécula de H2O? 6,02 x 1023 moléculas de H2O ----- 18 g 1 molécula de H2O ------------------- X = (18/6,02 x 1023) g = 2,99 x 10-23 g c- ¿Cuántos moles de agua hay en una gota de esta sustancia que pesa 0,05 g? 18g de ------------- 1 mol de H2O 0,05 g ----------------- X = 0,05/18 moléculas de H2O = 0,0028 moles de H2O

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Ejemplo 3: La glucosa es la principal fuente de energía de las células. Sabiendo que su fórmula es C6H12O6 y que PAC= 12, PAO= 16 y PAH= 1 (datos de tabla periódica), entonces: Una molécula de glucosa (C6H12O6) contiene 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O  PM de C6H12O6 = 6x PAC + 12x PAH + 6PAO = 6x12 + 12x1 + 6x16 = 180  1 mol de C6H12O6 = 6,02 x 1023 moléculas de C6H12O6 = 180 g a- ¿Cuánto pesan 5 moles de glucosa? 1 mol de glucosa ---------- 180 g 5 moles glucosa -------- X = 180 x 5 g = 900 g b- ¿Cuánto pesan 12,04 x 1023 moléculas de glucosa? 6,02 x 1023 moléculas de glucosa -------- 180 g 12,04 x 1023 moléculas de glucosa ------ X = 180 x 12,04 x 1023/6,02 x 1023 g = 360 g c- ¿Cuántos gramos de carbono hay en 90 g de glucosa? 1 mol de glucosa (180 g) contiene 6 moles de átomos de C (72 g). Entonces: 180 g de glucosa ------ 72 g de C 90 g de glucosa ------- x = 90x72/180 g de C = 36 g de C

Fenómenos físicos y químicos Las sustancias sufren transformaciones a las que denominamos fenómenos. Estos fenómenos pueden ser: 

físicos: transformaciones transitorias durante las cuales no hay alteración en la estructura molecular de las sustancias. Ejemplo: La transformación de agua sólida (hielo) en agua líquida – proceso denominado fusión – es un fenómeno físico.



químicos: transformaciones permanentes, donde ciertas sustancias se convierten en otras, es decir hay alteraciones en su estructura íntima o molecular. Estos fenómenos se denominan reacciones químicas y en ellas se rompen enlaces químicos preexistentes y/o se forman nuevos enlaces. Ejemplo: la oxidación de un clavo de hierro (Fe) en presencia de oxígeno (O2) es un fenómeno químico.

En todas las transformaciones ocurren cambios de energía; es decir, se puede absorber o liberar energía en forma de calor, luz, energía eléctrica, etcétera. Una transformación durante la cual se libera energía decimos que es exergónica (el prefijo exo significa “hacia afuera”); por ejemplo la combustión del carbón (oxidación del C en presencia de oxígeno para generar CO2) se libera calor y luz  es una transformación exergónicas. Por el contrario, si durante la transformación se absorbe energía, el proceso será endergónico (el prefijo endo significa “hacia adentro”). Los proceso endergónicos son bastante frecuentes en la naturaleza, especialmente en la bioquímica y fisiología. Algunos ejemplos de procesos endergónicos que tienen lugar en células son: la síntesis de proteínas, y el bombeo de H+ hacia el interior de los lisosomas y la contracción muscular. Aquellos fenómenos que van acompañados por la liberación de calor se denominan exotérmicos; por ejemplo son cambios exotérmicos las transiciones de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido (solidificación) y la combustión. Mientras que, aquellos en los cuales se absorbe calor reciben el nombre de endotérmicos; son cambios endotérmicos las transiciones de líquido a vapor (vaporización) y de sólido a líquido (fusión) y la disolución de sal en agua.

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Ecuación química El fenómeno químico se expresa simbólicamente mediante una ecuación química. En ella se expresan, mediante sus fórmulas químicas, las sustancias que reaccionan (reactivos) a la izquierda y, separadas mediante una flecha, las sustancias que se producen (productos) a la derecha. Por ejemplo, si las sustancias A y B reaccionan y producen C y D la ecuación correspondiente es:

A+B

C+D

La flecha indica el sentido en que ocurre el proceso. El signo + no debe considerarse como una suma algebraica sino como indicador de la presencia simultánea de A y B (antes de la reacción) o de C y D (después de la misma). Tampoco debe considerarse a la flecha como una igualdad, sino como un símbolo que separa los reactivos de los productos e indica que unos se transforman en los otros o sea que significa “para dar” o “produce”. En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, sólo se reorganizan mediante la ruptura y/o formación de enlaces entre ellos. Por este motivo, al escribir una reacción química se debe equilibrar (ajustar o balancear) de modo tal que, el número y tipo de átomos presentes en los reactivos sea igual al encontrado en los productos. Para equilibrar ecuaciones, sólo se puede agregar coeficientes a las fórmulas que lo necesiten, pero no se puede cambiar los subíndices. Ejemplos: - El cobre (Cu) en presencia de oxígeno (O2) se transforma en óxido cúprico (CuO). La ecuación que describe esta reacción es: Cu + O2  CuO Pero la reacción no está balanceada ya que tenemos distinta cantidad de átomos de O entre reactivos y productos. En este caso, para equilibrar se deben agregar los coeficientes destacados en negrita: 2 Cu + O2  2 CuO La reacción se lee: “2 átomos de cobre reaccionan con 1 molécula de oxígeno (molécula simple diatómica) para dar 2 moléculas de óxido cúprico (compuesto binario)”. - El hierro (Fe) en presencia de oxígeno (O2) se transforma en óxido férrico (Fe 2O3). La ecuación que describe esta reacción es: Fe + O2  Fe2O3 La reacción no está balanceada y para equilibrarla se deben agregar coeficientes: 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 La reacción se lee: “4 átomos de hierro reaccionan con 3 moléculas de oxígeno (molécula simple diatómica) para dar 2 moléculas de óxido férrico (compuesto binario)”.

Es importante saber si en una reacción química los productos pueden volver a reaccionar para formar los reactivos originales. En este caso se dice que la reacción es reversible: puede ocurrir de izquierda a derecha y viceversa. Cuando esto sucede, se coloca en la ecuación una segunda flecha en sentido contrario:

A+B

C+D

Cuando ambas reacciones llegan a un estado en el cual se están formando C y D por reacción de A con B, con la misma rapidez que se combinan C y D para formar nuev...