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CONCEPTOS DE QUÍMICA GENERAL, INORGÁNICA Y ORGÁNICA La relación entre elemento químico y átomo fue propuesta por John Dalton. - La materia está formada por átomos que son partículas indivisibles. - Todos los átomos de un mismo elemento son iguales → misma masa. - Los átomos de diferentes elementos se combinan formando “átomos compuestos”. - Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de átomos entre sí. Los átomos no se crean ni se destruyen. Todos los “átomos compuestos” de una sustancia son iguales. Dalton formuló una serie de hipótesis sobre la naturaleza de los átomos que señalaban a la masa como una propiedad fundamental, y lo probó mediante experimentos cuantitativos. En el siglo XIX comenzó a formarse la teoría atómica moderna. Faraday → el pasaje de corriente eléctrica en soluciones acuosas produce cambios químicos. Stoney → postula la idea de existencia de unidades de carga eléctrica, llamadas electrones. Crookes → se desplazan en línea recta y sí tienen carga eléctrica. Thomson → tienen naturaleza corpuscular (movimiento delimitado). Goldstein → describe las partículas positivas Thomson → el átomo es una esfera con carga positiva distribuida uniformemente y electrones distribuidos al azar, compensando las cargas. Rutherford → slos átomos están compuestos por un núcleo central con cargas positivas y la masa del átomo. Bohr → la estructura del átomo de hidrógeno tiene un núcleo de carga positiva y un electrón girando a su alrededor en órbita circular. - El electrón se mueve sólo en determinadas órbitas (no absorbe ni emite energía, órbitas estacionarias). - Al darle energía externa, el electrón puede pasar a un nivel mayor de energía (órbita de mayor radio) - Al pasar de un nivel mayor (alejado del núcleo) a uno menor (cerca del núcleo) se libera energía. Al pasar de un nivel a otro, se absorbe o libera energía cuyo valor se relaciona con la frecuencia absorbida o liberada según: E: h.v (E: diferencia de energía entre ambos niveles; h: constante de Plank; v: frecuencia). Modelo atómico moderno - Átomos → constituidos por electrones (-), protones (+) y neutrones (neutros). - Protones y neutrones → forman el núcleo del átomo. - Electrones → se distribuyen en forma de nube alrededor del núcleo. Modelo llamado átomo nuclear. Los protones y electrones tienen aproximadamente la misma masa. El electrón tiene una masa mucho menor que el protón. La mecánica ondulatoria explica que los electrones NO se pueden localizar con precisión en un determinado espacio (incertidumbre de Heisenberg). Schrodinger comenzó la mecánica cuántica. Propuso las “funciones de onda orbital” (ψ), que describen el movimiento y el estado energético del electrón. El valor por el que ψ2 caracteriza la probabilidad de encontrar un electrón en determinado espacio (es alta cerca del núcleo y disminuye al alejarse del mismo). Asociamos la denominación “orbital” a este “espacio”. Sólo conocemos la probabilidad de encontrarlo en una niebla de carga negativa.

Aquí surgen números cuánticos. n → número cuántico principal. Energía del electrón y tamaño del orbital. 1 → número cuántico azimutal. Forma del orbital (s, p, d, f). m → número cuántico magnético. Orientación espacial. La diferencia de energía entre los orbitales no es lineal, sino que existen superposiciones entre los niveles de energía. s → número cuántico spin. Habilidad de girar sobre sí mismo. Cada electrón se describe por el conjunto de valores de los cuatro números cuánticos, y cada conjunto tiene una restricción. Exclusión de Pauli: No existen dos electrones cuyos conjuntos sean iguales (máximo de dos electrones por orbital y con spines opuestos). Configuración electrónica: indicar con estos valores los orbitales asociados a los diferentes electrones de un átomo. Número atómico (Z) → cantidad de protones en el núcleo del átomo. Es lo que define a un átomo como tal. Número másico (A) → suma de protones y neutrones Isótopos: Mismo Z pero distinto A. Tienen el mismo número de electrones alrededor del núcleo. Se los distingue dando el elemento y su número másico correspondiente. Al tener la misma cantidad de protones y electrones, tienen las mismas propiedades químicas y físicas. Excepto en el hidrógeno, por lo que cada isótopo recibe un nombre distinto: 1H: Protio.

2H: Deuterio.

3H: Tritio.

Todos los átomos son neutros, por lo tanto Z indica la cantidad de electrones en un átomo. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Es una ordenación de los elementos que refleja sus relaciones familiares. Los elementos de un grupo muestran una tendencia gradual y paulatina en sus propiedades. Están ubicados en orden creciente de sus números atómicos (Z) formando hileras horizontales (períodos) y columnas verticales (grupos). Los de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares. Número atómico (Z): indica cantidad de protones y electrones de un átomo. Número de período: cantidad de niveles energéticos que se utilizarán al acomodar los electrones del átomo. Número de grupo: indica la cantidad de electrones de valencia del átomo (son los que participan en las reacciones químicas). Los elementos quieren tener la misma configuración electrónica que el gas noble más cercano. El camino a seguir de los átomos es la reactividad, teniendo como meta la no reactividad (gas noble). Se unen formando moléculas. Orbitales moleculares → los átomos se unen formando moléculas. Regla del octeto → algunos elementos químicos quieren tener ocho electrones en su último nivel energético (mayoría de los gases nobles). Regla del dueto → algunos elementos químicos (principalmente el hidrógeno y el helio) quieren tener dos electrones (misma configuración que el gas noble helio). Los gases nobles (grupo VIII) son estables. Para igualarlos, el resto de los elementos deberá adquirir la misma cantidad de neutrones, protones y electrones. Empiezan igualando los electrones (sólo algunos iones lo consiguen). Pero no pueden adquirir protones ni neutrones. Los que no lo consiguen, deben compartir electrones (uniones covalentes, esenciales para la formación de moléculas). Las partículas subatómicas del núcleo no entran ni salen de allí.

En la tabla periódica, cada grupo recibe un nombre particular. Grupo I → metales alcalinos Grupo II → metales alcalinotérreos Grupo VIII → elementos octeto (excepto el helio con dueto). Muy poca reactividad química (gases nobles) Grupo VII → halógenos En la zona media, se encuentran los elementos de transición, que son un puente entre los metales activos del grupo I y II y los metales menos activos de los grupos III y IV. En el bloque de abajo se encuentran los metales de transición interna. Una línea diagonal divide los metales de los no metales. Los elementos en torno a esta línea son metaloides (propiedades intermedias entre metales y no metales). Metales → Buenos conductores del calor y la corriente eléctrica. Son sólidos (excepto el mercurio). No metales → Malos conductores del calor y la corriente eléctrica. Pueden ser sólidos, líquidos o gases. PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICO, ENERGÍA DE IONIZACIÓN, ENERGÍA DE UNIÓN ELÉCTRICA. Radio atómico → la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Disminuye hacia arriba y de izquierda a derecha. Energía de ionización → energía que es necesario entregar a un átomo gaseoso (aislado) para arrancar al electrón más débilmente unido y transformar al átomo en un ion monopositivo. Al aumentar Z en el grupo, el radio atómico aumenta. Los electrones externos son menos atraídos por el núcleo y se hallan más débilmente unidos (más propensos a ser arrancados). A mayor radio, menor energía se necesita para arrancar el electrón (menor energía de ionización). Disminuye hacia abajo y de derecha a izquierda. Energía de unión eléctrica → energía asociada al proceso de agregar un electrón a un átomo gaseoso. Este proceso libera energía. Mientras mayor energía se libere, más estable será el ion (anión) formado. A mayor Z, más favorecida está la entrada de un electrón por atracción nuclear. Los grupos I y II presentan baja energía de ionización y baja afinidad electrónica, por lo cual es más probable que pierdan un electrón. El grupo VII, con alta energía de ionizacion y afinidad electrónica, tenderán a convertirse en aniones. La consecuencia de esto, es la formación de iones (cationes I y II / aniones VII). Estos adquieren la configuración del gas noble más cercano, logrando estabilidad. UNIONES QUÍMICAS Una molécula es un conjunto de átomos unidos mediante enlaces químicos. Constituye la mínima porción de una sustancia que puede ser separada sin que sus propiedades sean alteradas. Fórmula molecular → indica qué átomos y cúantos de cada uno de ellos forman parte de una molécula. Unión química → fuerza que actúa entre dos átomos/grupos de átomos para mantenerlos juntos en una especie diferente que tiene propiedades mesurables. Lewis → Para representar moléculas, se colocan los átomos rodeados por sus electrones de valencia, y los electrones compartidos indicados con puntos y cruces. Cada par compartido representa una unión química.

CLASIFICACIÓN DE LAS UNIONES QUÍMICAS Electronegatividad (E)→ capacidad relativa que tiene un átomo para atraer a los electrones de una unión química. Se le asigna el valor de 4 al elemento más electronegativo (flúor), los demás se ajustan respecto de él. El más electropositivo es el francio con 0.7. En los períodos, al aumentar Z aumenta E. En los grupos, al disminuir Z aumenta E. ENLACE IÓNICO → entre átomos con valores de electronegatividad muy diferentes (igual o mayor a 1.7). Se establece entre un metal y un no metal. Se da la transferencia completa de electrones y ambos iones tendrán la configuración del gas noble más cercano. Mantienen la unión por las cargas opuestas que contienen. Las fuerzas de atracción se extienden en todas las direcciones, por lo que cada ion estará rodeado de varios iones de carga opuesta formando una red tridimensional y dando origen a estructuras cristalinas. UNIÓN METÁLICA → entre átomos con electronegatividades bajas y cercanas. Ninguno atraerá con fuerza los electrones de la unión. Así, los electrones externos se hallan libres y queda una red cristalina de cationes estabilizada por los electrones que la rodean (que no pertenecen a un átomo sino al cristal como un todo) ENLACE COVALENTE → entre átomos de electronegatividad alta y semejante. No hay una transferencia de electrones sino que se comparten. Puede darse de dos maneras: Enlace covalente común → el par compartido está formado por un electrón proveniente de cada uno de los dos átomos. Pueden compartir hasta uno, dos o tres pares de electrones formando uniones covalentes simples, dobles o triples respectivamente. Enlace covalente dativo o coordinado → el par compartido es aportado por uno de los dos átomos que ya tiene completo su octeto, pero cede un par de electrones para que el otro lo complete. No hay manera de distinguirlo de un enlace covalente simple. Se representa con una flecha desde el dador al aceptor. Unión covalente no polar → entre átomos idénticos (diferencia de E igual a cero) o entre átomos cuya diferencia de E sea igual o menor a 0.4. El par electrónico es compartido igualmente por ambos átomos. Unión covalente polar → se comparten electrones pero hay un cierto grado de transferencia debido a que la diferencia de E entre ambos átomos es de 0.5 a 1.6. La nube electrónica queda desplazada hacia el átomo más electronegativo y éste adquiere carga negativa mientras que el/los otros átomos adquieren carga positiva. Un elemento químico puede participar en más de un tipo de unión dependiendo del átomo al que esté unido. FUERZAS INTRAMOLECULARES E INTERMOLECULARES Fuerzas de van der Waals → mantienen unidas a las moléculas. Son más débiles que las uniones covalentes y varían su intensidad según la temperatura. Hay 3 tipos: Fuerzas de London: se deben a dipolos transitorios. Se dan entre todas las moléculas debido a la polarización transitoria que genera el movimiento de electrones. Surge una débil fracción de carga positiva en un extremo de la molécula, ésta provoca una débil

fracción de carga negativa en la molécula más próxima, generándose un dipolo y se produce una atracción. Ej: bicapas lipídicas y proteínas globulares. Fuerzas dipolo-dipolo: → se deben a dipolos permanentes. Atracción que se produce entre fracciones de carga de signos opuestos. Las fracciones de carga son permanentes. Ej: puente de hidrógeno. El puente de hidrógeno es una atracción electroestática entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Es responsable de las propiedades únicas del agua. También estabiliza proteínas y ácidos nucleicos. Esta atracción electroestática puede ser intracatenaria (en la misma molécula) o intercatenaria (entre moléculas distintas). Fuerzas dipolo-dipolo inducido → debidas a dipolos permanentes-dipolo inducido. El dipolo de una molécula polar induce un dipolo en una molécula no polar. La molécula del agua es un dipolo, por lo que produce una pequeña polarización en la molécula no polar de oxígeno, la cual se transforma en un dipolo inducido. (por lo cual O2 presenta cierta solubilidad en solventes polares como el agua) La fuerza de las uniones químicas disminuye según la siguiente secuencia: enlace covalente triple, enlace covalente doble, enlace covalente simple, union iónica, carga y densidad de carga de signos opuestos, densidades de cargas de signos opuestos. Fuerzas de atracciones electroestáticas → ley de Coulomb. A mayor cantidad de carga y menor distancia, mayor atracción. A menor cantidad de carga y mayor distancia, menor atracción. GEOMETRÍA MOLECULAR Las regiones de alta concentración de electrones se repelen entre sí, entonces los electrones de enlace y los solitarios se ubican lo más lejos posible unos de otros. En las moléculas cuyo átomo central no tiene pares de electrones no apareados, se van a adoptar formas simétricas con ángulos. Geometría lineal → siempre que un carbono esté unido a dos átomos Geometría plana triangular → siempre que un carbono esté unido a tres átomos Geometría tetraédrica → siempre que un carbono esté unido a cuatro átomos En las moléculas con pares electrónicos sin compartir, la fuerza repulsiva es más fuerte que la de los pares involucrados en un enlace. Los átomos están lo más lejos posible de los pares solitarios. La geometría molecular depende de los tipos de enlaces que se establecen entre los átomos: Enlace covalente simple → libre rotación de los átomos comprometidos en la unión Enlace covalente doble → impedimento a la libre rotación. Molécula con geometría plana al menos en esa región. MOLÉCULAS ORGÁNICAS E INORGÁNICAS Compuestos orgánicos → contienen, en mayor medida, átomos de carbono unidos entre sí e hidrógeno (por ej. los hidrocarburos, que contienen sólo hidrógeno y carbono)

Compuestos inorgánicos → todos los demás (por ej. el agua y algunos compuestos de carbono como el dióxido de carbono y carbonatos) El carbono puede formar cadenas, anillos y redes de átomos. Hidrocarburos: Alifáticos → cadenas lineales, ramificadas o cíclicas Aromáticos → presencia de al menos un anillo bencénico Las moléculas orgánicas se representan con barras en zigzag. En cada vértice hay un carbono (puede o no estar especificado). Cada barra es un enlace covalente simple, por lo que dos o tres barras juntas significan enlaces covalentes dobles o triples respectivamente. Hidrocarburos alifáticos: Saturados → enlaces simples entre carbono y carbono Insaturados → uno o más enlaces dobles o triples entre carbono y carbono

GRUPOS FUNCIONALES Las propiedades químicas son determinadas por un pequeño grupo de átomos (grupos funcionales) que están unidos a las cadenas y anillos carbonados. Se clasifican en oxigenados y nitrogenados. Amino → presente en todos los aminoácidos y algunos nucleótidos Alcohol → presente en todos los azúcares Dobles enlaces → frecuentes en los fosfolípidos de membranas Ácido (carboxilo) → forma parte de todos los aminoácidos, ácidos grasos e intermediarios metabólicos Aldehído y cetona (carbonilo) → presentes en azúcares (forma no ciclada), nucleótidos Fosfoanhídrido → presente en nucleótidos como; ATP, CTP, TTP, GTP, UTP y NADH Fosfodiéster → presente en nucleótidos cíclicos como el AMPc y el GMPc, ácidos nucleicos y fosfolípidos Triacilglicéridos → encontramos al grupo éster (carboxilo + alcohol con pérdida de agua) Disacárido → los monosacáridos están unidos entre sí mediante el grupo éter (alcohol + alcohol con pérdida de agua) Enlace peptídico → mantiene unidos a dos aminoácidos. Es el grupo funcional amida (grupo carboxilo + grupo amino con pérdida de agua) ISÓMEROS Estructurales → son moléculas formadas a partir de los mismos átomos pero unidos de forma diferente entre sí. Debido a su diferente conformación obtenemos diferentes compuestos con propiedades químicas algo diferentes entre sí Geométricos y ópticos → los átomos están unidos a los mismos vecinos pero su disposición espacial es diferente (ej; lados distintos del doble enlace). Se distinguen por los prefijos cis (del mismo lado) y trans (del lado opuesto) Ópticos → son imágenes especulares uno del otro (no se pueden superponer). Se presenta siempre que un átomo de carbono esté unido a cuatro grupos distintos (quiral). Una molécula quiral no es idéntica a su imagen especular, ambar forman un par de enantiómeros (iguales propiedades, diferentes reacciones con otros químicos). Es el caso de la mayor parte de los aminoácidos.

REACCIONES QUÍMICAS Es el proceso de un cambio químico. Los materiales de partida son los reactivos, y las sustancias formadas productos. Irreversible → se simboliza con una flecha ( → ). Los productos jamás volverán a ser reactivos. Reversible → se utilizan dos flechas en sentidos opuestos (↔). Los reactivos se transforman en productos y viceversa. El equilibrio químico se puede desplazar en el sentido que uno desee (se adiciona reactivo o se retira producto y viceversa) Al especificar reactivos y productos estamos dando la estequiometría de la reacción, indicando las proporciones en que cada uno reacciona. A cada lado de la flecha debe haber la misma cantidad de átomos y la sumatoria de las cargas debe ser igual. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS - Reacción de precipitación → formación de un sólido insoluble a partir de soluciones de electrólitos - Reacción de neutralización (ácido-base) → implica la transferencia de un protón - Reacción redox (óxido-reducción) → implica un cambio en el número de oxidación (transferencia de electrones) REACCIONES REDOX Uno o más átomos ceden electrones a uno o más átomos que lo aceptan Oxidación → proceso en el que una sustancia pierde electrones Reducción → proceso en el que una sustancia gana electrones Siempre que un compuesto se oxide, otro se tiene que reducir. Cada átomo, según su ubicación en la tabla y sus electrones de valencia, va a tener un número de oxidación asignado en un compuesto. Es la carga que se le asigna a dicho átomo en relación con los demás átomos que conforman la molécula. - El número de oxidación de un elemento no combinado con otro es cero. - La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una especie es igual a su carga total.

EL AGUA Enlace puente de hidrógeno Cada átomo de hidrógeno de una molécula de agua comparte un par electrónico con el átomo de oxígeno. La geometría de la molécula de agua está dictada por las formas de los orbitales eléctricos del átomo de oxígeno. Estos orbitales describen aprox. un tetraedro, con átomos de hidrógeno en dos de los cuatro vértices y electrones sin compartir en los otros dos. El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, por lo cual comparten electrones de manera desigual (más cercanos al oxígeno). El resultado de esto es la formación de dos dipolos eléctricos en la molécula de agua; el oxígeno es portador de una carga negativa

parcial y cada hidrógeno es portador de una carga positiva parcial. La atracción electroestática resultante entre el oxígeno de una molécula y el hidrógeno de otra constituye un puente de hidrógeno. Éstos son más débiles que los enlaces covalentes. Los puentes de hidrógeno dan cohesión interna al agua líquida. El ordenamiento casi tetraédrico permite que cada molécula de agua forme enlac...