El número de p+ tiene que ser igual al número de e. Por lo que los átomos son estructuras eléctricamente neutras. Lo que caracteriza a cada átomo es el número de protones. Número atómico
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 Biología1º bachillerato 2º centenario del nacimiento de Darwin MARGEN A LA DERECHA PARA HACER ANOTACIONES. INTRODUCCIÓN Estructura del átomo Los átomos son las unidades irreducibles de los elementos, formados por un núcleo que contiene partículas cargadas positivamente, protones (p+), y partículas sin cargas son los neutrones. En el exterior del núcleo se mueven a gran velocidad partículas cargadas negativamente, electrones (e –), el número de p+ tiene que ser igual al número de e –. Por lo que los átomos son estructuras eléctricamente neutras. Lo que caracteriza a cada átomo es el número de protones. Número atómico: número de p+ Masa atómica o peso: la suma de número de p+ y número de neutrones. Se utiliza como unidad de medida la unidad de masa atómica (uma) Isótopos: átomos que tienen el mismo número atómico pero distinta masa atómica ejemplo el H con masa 1 uma, posee como isótopos el deuterio con masa 2 uma y el tritio con masa 3 uma Iones: átomos que tienen el mismo número atómico pero distinta configuración electrónica de su corteza al perder o ganar electrones para equilibrar su última capa, pero desequilibrando al átomo electrónicamente. Iones positivos o cationes cuando se han perdido e – ejemplo Ca ++ Iones negativos o aniones cuando se han ganado e – ejemplo Cl – En general un ión es un átomo o una molécula con carga eléctrica. Energía de los electrones La energía que posee un e – está en función de la distancia al núcleo, cuanto más energía más lejos del núcleo. Un e – puede subir a un nivel superior al coger energía y al retornar libera la energía que cogió. Oxidar perder e –. Reducir ganar e –. En bioquímica observaremos que una sustancia se oxida cuando gana oxígeno, o pierde H y por el contrario se reduce, cuando gana H o pierde O. (Ver carácter reductor en los glúcidos) La energía que se desprende de estas reacciones de oxidación reducción (redox) es la que se utiliza en los procesos biológicos, pudiendo así explicarse los procesos de fotosíntesis, acumulándose en los enlaces químicos de la materia orgánica que se puede liberar por el proceso de la respiración celular que se lleva a cabo en las mitocondrias. Hay que tener en cuenta que las reacciones redox son siempre Reacciones acopladas es decir siempre se dan simultáneamente dos reacciones en las que se producen los dos sucesos, una oxidación en una reacción y una reducción en otra reacción, recogiendo una lo que desprende la otra. Distribución de los electrones El átomo es más estable cuando los e– se encuentran en niveles con poca energía. Los e– ocupan 1ª capa, el nivel más bajo (solo con orbitales s máximo 2 e –), luego 2ª capa con orbitales s y p (máximo 8 e –), etc. Los átomos tienden a completar sus niveles el nº de e – que gana o pierde para completar su capa más externa se llama valencia. El pH y concepto de ácidos y bases El pH mide la proporción de iones H+ e iones OH – de un medio. Se define abreviadamente como – log [H+] Si H+ = OH – el pH es neutro y su valor es 7 es decir – log [1/ 107] Si H+ > OH – el pH es ácido y su valor es entre 1 y 7 ejemplo pH 5 es – log [1/ 105] Si H+ < OH- el pH es básico y su valor es entre 7 y 14 Ácido: cualquier molécula que suelta iones H+ o coge iones OH –, aumentando la acidez del medio, al aumentar la [H+]. Base cualquier molécula que coge H+ o suelta iones OH – al disminuir la [H+]. El agua no es ni ácido ni base, ya que se disocia en H+ y OH – mantiene la misma proporción de ambos. Enlaces y moléculas Los átomos para rellenar los electrones de su última capa tienden a unirse entre sí. Molécula: unión de dos o más átomos. Enlace químico es la unión entre átomos, moléculas o iones (átomo o una molécula con carga eléctrica). Los enlaces pueden ser intramoleculares entre átomos de la misma molécula o intermoleculares (entre moléculas distintas) En la materia viva los enlaces principales son: a) - enlace iónico entre iones, b) - covalente intramolecular o intermoleculares (entre moléculas distintas). Además existen enlaces débiles que unen unas moléculas con otras a través de: c) - puentes de hidrógeno d) - fuerzas de Van der Waals. a) Enlace iónico: se da por atracción electrostática fuerte (debido a una carga neta) entre un catión y un anión, ya que cargas de distinto signo se atraen, enlaza un metal muy electronegativo (derecha de la tabla) con un no metal poco electronegativo (izquierda de la tabla) b) Enlace covalente: (enlaza un metal electronegativo con otro metal electronegativo) Se forma cuando dos átomos comparten electrones. Se da entre átomos de electronegatividad alta y similar. Es un enlace muy fuerte. Si los átomos unidos tienen una electronegatividad similar, dan lugar a moléculas apolares, ya que ninguno de ellos atrae más que el otro a los electrones, por ejemplo, los compuestos formados por átomos iguales, H2, O2, N2, I2, y los constituidos por carbono e hidrógeno (hidrocarburos, metano, propano, etc) Si unos átomos atraen más hacia sí los electrones, se forman moléculas polares, con una zona de la molécula o polo + y otro -, es decir, dipolos moleculares, por ejemplo, H2O, NH3 SH2. (Observar la posición de los elementos en la tabla) Los enlaces intermoleculares débiles Son los enlaces entre moléculas. Los casos más importantes son el enlace de puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals. Son enlaces muy débiles y están debidos a fuerzas electrostáticas. c) Puentes de hidrógeno en las moléculas polares de los hidruros (H2O, NH3), al tener una parte - y otra + se producen fuerzas electrostáticas débiles de atracción. Se define como una interacción electrostática débil entre un H unido covalentemente a un elemento electronegativo (O, N, etc.) de una molécula, con otro elemento electronegativo de otra molécula, lo veremos en el agua, proteínas y ácidos nucleicos. (Ver: agua, proteínas y ác. Nucleicos) d) Fuerzas de Van der Waals se producen atracciones electrostáticas débiles entre moléculas apolares, en las que determinados instantes la distribución electrónica se vuelve asimétrica y se transforma en dipolos instantáneos, lo que permite débiles atracción entre moléculas. (Ver proteínas) Otros enlaces Enlace hemiacetal (Lo veremos en la ciclación de monosacáridos) Covalente intramolecular Entre el grupo carbonilo (aldo o ceto) de un azúcar o monosacárido de 5 o 6 Carbonos y el penúltimo C, desplazando el –OH de dicho C Como consecuencia de ello la molécula de 5 o 6 C se cicla propiciando la aparición de los isómeros anómeros α y β Enlace O glicosídico (Lo veremos en la formación de di y polisacáridos) Covalente intermolecular Entre el grupo OH del carbonilo (o anomérico) de un azúcar o monosacárido Y otro OH de otro azúcar (por tanto también de un alcohol) En la reacción se desprende una molécula de agua a) Si el segundo de los OH es de un C carbonilo (o anomérico) el enlace se denomina Dicarbonílico b) Si el segundo de los OH es de un C cualquiera por tanto distinto del carbonílico el enlace se denomina Monocarbonílico Enlace N glicosídico (Lo veremos en la formación de ácidos nucleicos) Covalente intermolecular Semejante al O glicosídico pero en una de las moléculas en lugar de reaccionar un alcohol lo hace un grupo amino Se desprende una molécula de agua Enlace ester (Lo veremos en las grasas y ácidos nucleicos) Covalente intermolecular Entre el grupo OH de un azúcar (por tanto de un alcohol) Y otro grupo OH pero de un ácido En la reacción se desprende una molécula de agua Enlace eter Entre dos grupos OH alcohol cada uno de una molécula y se desprende una molécula de agua (el O glicosídico es un caso especial) |
