FUERZAS DE POLARIDAD (DIPOLO-DIPOLO)
Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva.
Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados.
Los enlaces serán tanto más polares cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados
El momento dipolar (m ) es un vector (orientado hacia la carga negativa y cuya magnitud depende de la intensidad de la carga y de la distancia entre los átomos) que permite cuantificar la asimetría de cargas en la molécula . La forma de la molecula también afecta al momento dipolar.
FUERZAS ELECTROSTÁTICAS (IÓN-IÓN)
Son las que se establecen entre iones de igual o distinta carga:
Los iones con cargas de signo opuesto se atraenl, Los iones con cargas del mismo signo se repelen
La magnitud de la fuerza electrostática viene definida por la ley de Coulomb y es directamente proporcional a la magnitud de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa.
Con frecuencia, este tipo de interacción recibe el nombre de puente salino. Son frecuentes entre una enzima y su sustrato, entre los aminoácidos de una proteína o entre los ácidos nucleicos y las proteínas.
INTERACCIONES HIDROFÓBICAS
En un medio acuoso, las moléculas hidrofóbicas tienden a asociarse por el simple hecho de que evitan interaccionar con el agua. Lo hace por razones termodinámicas: las moléculas hidrofóbicas se asocian para inimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con las moléculas hidrofóbicas
Este fenómeno se denomina efecto hidrofóbico y es el responsable de que determinados lípidos formen agregados supramoleculares. Son ejemplos de fuerzas hidrofóbicas:
- las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las membranas celulares (forman bicapas)
- las que se establecen en el interior de una micela durante la digestión de los lípidos
- las que hacen que los aminoácidos hidrofóbicos se apiñen en el interior de las proteínas globulares
FUERZAS DE VAN DER WAALS
Cuando se encuentran a una distancia moderada, las moléculas se atraen entre sí pero, cuando sus nubes electrónicas empiezan a solaparse, las moléculas se repelen con fuerza
El término «fuerzas de van der Waals» engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.
Las fuerzas de van der Waals incluyen:
- Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se incluyen los puentes de hidrógeno
- Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye)
- Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de dispersión o fuerzas de London)
FUERZAS DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO
También se llaman fuerzas de dispersión o fuerzas de London. En muchos textos, se identifican con las fuerzas de van der Waals, lo que puede generar cierta confusión.
Las fuerzas de dispersión son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están presentes en las sustancias polares. Se deben a las irregularidades que se producen en la nube electrónica de los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. La formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos
Estas fuerzas son mayores al aumentar el tamaño y la asimetría de las moléculas. Son mínimas en los gases nobles (He, Ne), algo mayores en los gases diatómicos (H2, N2, O2) y mayores aún en los gases poliatómicos (O3, CO2).
Las características que nos permiten distinguir una sustancia de otra se llaman propiedades. Una propiedad física es una característica de la materia que no está asociada con un cambio en su composición química. Ejemplos familiares de propiedades físicas incluyen densidad, color, dureza, puntos de fusión, ebullición y conductividad eléctrica. Podemos observar algunas propiedades físicas, como la densidad y el color, sin cambiar el estado físico de la materia observada. Otras propiedades físicas, como la temperatura de fusión del hierro o la temperatura de congelación del agua, solo se pueden observar cuando la materia experimenta un cambio físico. Un cambio físico es un cambio en el estado o las propiedades de la materia sin ningún cambio acompañante en su composición química (las identidades de las sustancias contenidas en la materia).
El cambio de un tipo de materia a otro tipo (o la incapacidad de cambiar) es una propiedad química. Los ejemplos de propiedades químicas incluyen inflamabilidad, toxicidad, acidez, reactividad (muchos tipos) y calor de combustión. Para identificar una propiedad química, buscamos un cambio químico. Un cambio químico siempre produce uno o más tipos de materia que son diferentes de la materia presente antes del cambio.
La formación del óxido es un cambio químico porque el óxido es una materia diferente que el hierro, el oxígeno, y el agua, que están presentes antes de que se forma el óxido. La explosión de la nitroglicerina es un cambio químico porque los gases producidos son tipos de materia muy diferentes de la sustancia original. Otros ejemplos de cambios químicos incluyen reacciones que se realizan en un laboratorio (como el cobre que reacciona con ácido nítrico), todas las formas de combustión (quema) y alimentos que se cocinan, digieren o se pudren.
El punto de ebullición de un compuesto químico es la temperatura que debe alcanzar éste para pasar del estado líquido al estado gaseoso; para el proceso inverso se denomina punto de condensación. La definición exacta del punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor iguala a la presión atmosférica. Debido a esto, a medida que cambia la presión exterior, también cambia el punto de ebullición del líquido.
El punto de fusión es la temperatura a la cual el estado sólido y el estado líquido de una sustancia, coexisten en equilibrio térmico, a una presión de 1 atmósfera. Por lo tanto, el punto de fusión no es el pasaje sino el punto de equilibrio entre los estados sólido y líquido de una sustancia dada. Al pasaje se lo conoce como derretimiento. El punto de fusión es una propiedad característica de las sustancias sólidas cristalinas. Es la temperatura a la que la fase sólida cambia a la fase líquida. La determinación del punto de fusión es el análisis térmico que se usa con más frecuencia para caracterizar los materiales sólidos cristalinos.
La polarizabilidad eléctrica es la tendencia relativa de una distribución de cargas, tal como la nube electrónica de un átomo o molécula, a ser distorsionada de su forma normal por un campo eléctrico externo, que puede ser causado por la presencia de un ion cercano o un dipolo. La polarizabilidad electrónica {
display:inline-block;
vertical-align:baseline;
color:#000000;
background-color:#ffffff;
width:1px;
height:1px;
}
La polaridad química o solo polar es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma molécula. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, las fuerzas intermoleculares, Grado con el cual la distribución de la densidad electrónica que rodea a una molécula es inhomogénea. Son polares las moléculas en las cuales los elementos electronegativos se aglutinan en una cierta zona de la misma; también son polares si no hay una simetría en la distribución de los átomos en la molécula.
Grupos funcionales ramificados
iso: un grupo metilo en el penultimo carbono del radical: isobutilo
sec: un grupo metilo en el carbono de valencia libre del radical; secbutilo
terc: dos grupos metilos sobre el carbono de valencia libre del radical: tercpentilo
neo: dos grupos metilos sobre el carbono 2 del radical: neopentilo
Aldehidos
Al nombre de la cadena se le agrega la terminacion al (se incluye el carbono del grupo en la cuenta): propanal
Si se encuentra unido a un ciclo se nombran como carbaldehido: ciclopentanocarbaldehido
Como sustituyente ante otros grupos funcionales se les da la numeracion con el sufijo oxo: Acido 5 – oxopentanoico
Cetonas
Al nombre de la cadena se le agrega la terminacion ona (incluyendo el carbono del grupo en la cuenta): propanona
Como sustituyente individual dentro de la cadena nombre de la cadena mas la terminacion cetona: Dimetilcetona
En un ciclo se agrega solo la terminacion ona: ciclohexanona
Como sustituyente ante otros grupos funcionales se les da la numeracion con el sufijo oxo: Acido 5 – oxopentanoico
Acidos carboxilicos
Se nombra la cadena que incluya el grupo funcional, anteponiendo la palabra acido y la terminacion oico: acido propanoico
En ciclos se nombra anteponiendo el prefijo acido y con la termninacion del ciclo con carboxilico: acido ciclohexanocarboxilico
Eteres
Se nombra la cadena mas larga que contenga el oxigeno y se agrega la terminacion eter: propano eter
La otra forma de nombrarlo es como alcoxi, unido a un sustituyente: metoxi butano = butil metil eter
Estos grupos se encuentran dentro de los ciclo sustituyendo un carbono y se antepone el prefijo oxa seguido de ciclo y su forma: oxaciclobutano
Esteres
Se nombran como 2 radicales poniendole al de mayor cadena la termiancion ato y al otro radical con la terminacion ilo siempre unidos por un de: Metanoato de etilo
Si se encuentra unido a un ciclo se coloca la terminacion carboxilato de alquilo: ciclohexanocarboxilato de metilo
Como sustituyente se nombra con la terminacion oxicarbonil de alquilo: Ac 5 – metoxicarbonilpentanpico
1 acido s aqueya sustancia quimica capaz d ceder protones (+) a otra sustancia quimica. 1a base s aqueya sustancia quimica capaz d captar protones (+) d otra sustancia quimica.
Segun la teoria d Arrenius: 1 acido s aqueya sustancia q cede protones (+) en solucion acuosa. s decir, s 1a sustancia neutra, q cuando s disuelve en agua s disocia en sus iones. 1a base s aqueya sustancia q cede iones O– en solucion acuosa.
Segun la teoria d Brönsted-Lowry: Segun esta teoria, 1 acido s 1a sustancia quimica q s capaz d ceder protones (+) a otra sustancia quimica y 1a base s aqueya sustancia quimica q s capaz d captar protones (+) d otra sustancia quimica.Donde A se comporta como acido, pues cede 1 proton + xa quedarse como A–. x otro lado, B s comporta como 1a base, pues capta 1 proton + xa convertirse en B+.
l p s la magnitud q s utiliza xa medir la acidez o la alcalinidad d 1a disolucion, s decir, indica la concentracion d iones idrogeno presentes en esta.
- aci2. Sustancias con p d 0 a 6.
- Neutros. Sustancia con p 7 (l agua).
- Bases / alcalinos. Sustancias con p d 8 a 14.
xa clasificar ls reacciones d neutralizacion, s importante conocer ls tipos d aci2 y bases.
- acido fuerte. s 1 acido q cuando esta en solucion acuosa s ioniza completamente, s decir, s transforma completamente en ls iones q componen su molecula. x ejemplo: Cl(ac), Br(ac), 2SO4(ac).
- Base fuerte. s 1a base q cuando esta en solucion acuosa s ioniza completamente, s decir, s transforma completamente en ls iones q componen su molecula. x ejemplo: NaO(ac), LiO(ac), KO(ac).
- acido debil. s 1 acido q cuando esta en solucion acuosa s ioniza parcialmente, s decir, no s transforma completamente en ls iones q componen su molecula. x tanto, la concentracion d iones en solucion d este tipo d acido s menor q en 1 fuerte. x ejemplo: l acido citrico, l acido carbonico (2CO3)
- Base debil. s 1a base q cuando esta en solucion acuosa s ioniza parcialmente. s decir, NO s transforma completamente en ls iones q componen su molecula. x tanto, la concentracion d iones en solucion d este tipo d base s menor q en 1a fuerte. x ejemplo: amoniaco (N3), idroxido d amonio (N4O)
ls reacciones d neutralizacion pueden darse d 4 formas, dependiendo d ls propiedades d sus reactivos:
- 1 acido fuerte y 1a base fuerte. l reactivo + abundante quedara en disolucion respecto del otro. l p d la disolucion resultante dependera d cual reactivo este en mayor proporcion.
- 1 acido debil y 1a base fuerte. s obtendra 1a disolucion d p basico, la base permanecera en la disolucion.
- 1 acido fuerte y 1a base debil. s neutraliza l acido y permanecera 1a proporcion acida en disolucion, dependiendo del grado d concentracion del acido. l p d la disolucion resultante s acido.
- 1 acido debil y 1a base debil. l resultado sera acido o basico dependiendo d ls concentraciones d sus reactivos.
pKa s la constante d disociacion d 1 acido
pKa proporciona la misma informacion, xo d manera inversa; s decir, 1 valor pequeño d Ka implica 1 valor elevado d pKa, d manera q ls valores xa aci2 + debiles d pKa van desde 2 asta 14.
pKb s puede explicar d la misma manera q pKa, teniendo en cuenta q Kb ace referencia a la constante d disociacion d 1a base
- A + 2O ↔ A– + 3O+
- Ka = [3O+][ A–]/[ A]
- pKa = – log Ka
- B + 2O ↔ B+ + O–
- Kb = [O–][ B+]/[ B]
- pKb = – log Kb
- Ka · Kb = 10-14
- pKa + pKb = 14
Dentro d 1a molecula, ls atomos estan uni2 mediante fuerzas intramoleculares (enlaces ionicos, metalicos o covalentes, principalmente). Estas son ls fuerzas q s deben vencer xa q s produzca 1 cambio quimico. Son estas fuerzas, x tanto, ls q determinan ls propiedades quimicas d ls sustancias.
Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares q actuan sobre distintas moleculas o iones y q acen q estos s atraigan o s repelan. Estas fuerzas son ls q determinan ls propiedades fisicas d ls sustancias como, x ejemplo, l estado d agregacion, l punto d fusion y d ebuyicion, la solubilidad, la tension superficial, la densidad, etc.
x lo general son fuerzas debiles xo, al ser muy numerosas, su contribucion s importante. La figura inferior resume ls diversos tipos d fuerzas intermoleculares. Pinxa en ls recuadros xa saber + sobre eyas.
FUERZAS IÓN-DIPOLO
Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.
Por ejemplo, el NaCl se disuelve en agua por la atracción que existe entre los iones Na+ y Cl- y los correspondientes polos con carga opuesta de la molécula de agua. Esta solvatación de los iones es capaz de vencer las fuerzas que los mantienen juntos en el estado sólido
La capa de agua de hidratación que se forma en torno a ciertas proteínas y que resulta tan importante para su función también se forma gracias a estas interacciones
FUERZAS IÓN-DIPOLO INDUCIDO
Tienen lugar entre un ión y una molécula apolar. La proximidad del ión provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar que convierte (de modo transitorio) en una molécula polarizada. En este momento se produce una atracción entre el ión y la molécula polarizada.
Un ejemplo de esta interacción es la interacción entre el ión Fe++ de la hemoglobina y la molécula de O2, que es apolar. Esta interacción es la que permite la unión reversible del O2 a la hemoglobina y el transporte de O2 desde los pulmones hacia los tejidos
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas.
Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden disolver en agua.
PUENTES DE HIDRÓGENO
Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo. Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:
- muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir
- de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del hidrógeno
Estas condiciones se cumplen en el caso de los átomos de F, O y N.
El enlace que forman con el hidrógeno es muy polar y el átomo de hidrógeno es un centro de cargas positivas que será atraído hacia los pares de electrones sin compartir de los átomos electronegativos de otras moléculas. Se trata de un enlace débil (entre 2 y 10 Kcal/mol). Sin embargo, como son muy abundantes, su contribución a la cohesión entre biomoléculas es grande.
La distancia entre los átomos electronegativos unidos mediante un puente de hidrógeno suele ser de unos 3 Å. El hidrógeno se sitúa a 1Å del átomo al que está covalentemente unido y a 2 Å del que cede sus e- no apareados
Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno. Cada molécula de agua es capaz de dormar 4 puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de abullición, ya que es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua pase al estado gaseoso.
Este enlace es fundamental en bioquímica, ya que:
- condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los ácidos nucleicos y
- está presente en gran parte de las interacciones que tienen lugar entre distintos tipos de biomoléculas en multitud de procesos fundamentales para los seres vivos
Alcoholes
Terminacion ol e indicando en donde se encuentra el grupo funcional si no esta en un extreme: Metanol, 2 pentanol
Utilizando la palabra alcohol al incio seguido de la cadena y la terminacion ico: Alcohol propílico
En un ciclo se empieza utilizando el prefijo ciclo seguido de los carbonos que la componen y con la terminacion ol: ciclohexanol
Como sustituyente se utiliza la denominacion hidroxi e indicando en que carbono esta indicado: 2 hidroxi – 3 pentanona