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Vamos a empezar con la unidad dos del curso que se llama bases químicas de la vida. Esta primera clase de las nueve que comprende la unidad se llama moléculas e iones y tiene como objetivos, bueno, algunas cosas que son de repaso de contenidos de educación secundaria. Eh, entre ellas, repasar la configuración electrónica de los átomos, la capacidad de los átomos de formar enlaces covalentes, de ionizarse, eh, los conceptos de enlace covalente polar y de enlace iónico, eh, repasar y quizás extender, digamos, eh, el conocimiento sobre diferentes formas en las cuales se pueden representar las moléculas carbonadas y aprender a predecir en base a la estructura química, eh, si una molécula o una parte de una molécula es polar o no es polar.
Bueno, entonces, los seres vivos e están compuestos sobre todo de agua, aproximadamente un 70 por del contenido de una célula típica es agua y el resto son otros compuestos. De esos otros compuestos, la mayoría son justamente moléculas carbonadas, moléculas que están dentro de lo que conocemos como la química orgánica. Y además, hay una cierta cantidad de lo que llamamos iones inorgánicos que también, pese a su nombre, forman parte, son parte importante de de los seres vivos.
Entonces, nada más para recordar, para poner ejemplos, tenemos la molécula de agua, la molécula más importante en los seres vivos, y algunos ejemplos bastante al azar de diferentes moléculas carbonadas que no pretendemos para nada estudiar en detalle ahora, son moléculas que después vamos a estudiar más adelante en esta unidad. Tenemos como ejemplos, no más, la glicina, que es un aminoácido, la glucosa, que es un azúcar, el colesterol, que es un lípido. Y acá hay algunos ejemplos de los que llamamos iones inorgánicos. Tenemos iones positivamente cargados, o sea, cationes a la izquierda, e iones negativamente cargados, o sea, aniones a la derecha. Como ejemplos de cationes inorgánicos importantes biológicamente, tenemos el sodio más, el potasio más, el magnesio dos más, el calcio dos más. Y como ejemplos de aniones, tenemos el cloro menos, llamado cloruro, el ion sulfato, acá con dos cargas negativas, el ion fosfato, con tres cargas negativas. Vieron que los los que llamamos iones inorgánicos pueden consistir de un un solo átomo ionizado, después vamos a hablar de ionización bien, o de conjuntos de átomos, por ejemplo, el sulfato, el fosfato, u otros conjuntos de átomos que pueden formar ya sea aniones o también cationes, bien.
Entonces, ¿qué es lo que llamamos una molécula? Dimos moléculas carbonadas. ¿Qué es lo que llamamos, para empezar, una molécula? Una molécula es un conjunto de átomos unidos por lo que llamamos enlaces covalentes. Estas rayitas acá que conectan los átomos son los enlaces covalentes, que a veces se muestran de forma totalmente explícita, todos dibujados como acá a la izquierda, y a veces se dejan parcial o totalmente implícitos, o sea, que hay que deducirlos en base a lo que uno sabe, pero no están mostrados. Acá tenemos las cuatro representaciones que están acá corresponden a la misma molécula, una molécula que se llama glicerol, de la cual después vamos a hablar más. Pero a la izquierda, como ya dijimos, todos los enlaces covalentes están explícitos. Acá al medio, hay algunos entre átomo de oxígeno y de hidrógeno, de oxígeno y hidrógeno, que están implícitos. Luego, más a la derecha, tenemos más enlaces covalentes implícitos, porque estos CH2 corresponden a estos CH, o sea, los enlaces carbono-hidrógeno también están implícitos. Y por último, a la derecha y abajo, tenemos una forma, bueno, similar a la de la derecha de arriba, pero dibujada de otra forma y quizá más difícil todavía de, digamos, si uno no no sabe un poco sobre sobre las moléculas, pero en definitiva es otra forma con muchos, con enlaces covalentes.
Bien, entonces, para entender los enlaces y para entender la ionización, tenemos que recordar cosas muy básicas sobre estructura atómica. No es para nada el objetivo de este curso profundizar en eso, sino dar un pantallazo de cosas muy elementales que que se dieron en educación secundaria. Para recordar, entonces, la carga positiva del átomo está en el núcleo y, más específicamente, está en las partículas subatómicas que llamamos protones. El núcleo, además, tiene partículas neutras que se llaman neutrones, excepto en el caso del átomo de hidrógeno en su único isótopo más liviano, digamos, el más común, que no tiene neutrón. Luego, fuera del núcleo están los electrones, que son partículas que tienen la carga negativa. La carga del protón positiva y la carga del electrón negativa en valor absoluto son iguales. Se balancea, por ejemplo, el átomo de carbono en su forma neutra tiene seis protones y seis electrones, por lo tanto, no tiene carga.
¿Ahora qué pasa cuando tenemos iones? Tenemos aniones o tenemos cationes. Pasa que el número de protones y el número de electrones ya no es igual, entonces la carga no se balancea y tenemos una carga entera o dos cargas enteras o tres cargas enteras. En los aniones, el número de electrones es mayor que el de protones. Por ejemplo, en el anión cloro menos, cloruro, que vimos hace un momento, hay un electrón más que los protones que están en el núcleo. En los cationes, por el contrario, el número de electrones es menor que el de protones. Es decir, ese átomo en vez de ganar un electrón, como era la situación en el anión, perdió un electrón y al perder un electrón va a quedar con una carga positiva, porque el número de protones en el núcleo es mayor que el número de electrones en el núcleo. Lo dije, pero no lo dije ordenadamente. Tanto los aniones como los cationes pueden tener una carga, dos cargas, tres cargas, eventualmente más, dependiendo del número de electrones que se ganen o se pierdan.
Bien, lo otro que tenemos que repasar es lo que se llama la configuración electrónica de los átomos, o sea, cómo se disponen los electrones que tiene cada elemento en diferentes niveles de energía. Y acá vamos a dar solo los niveles eh de energía principales, por lo tanto, no vamos a entrar en en mucho detalle. Entonces, en esta tabla tenemos una serie de elementos importantes, para nada tenemos todos los elementos y de todos modos están ordenados por número atómico. Si bien esos números atómicos no no están correlativos del uno, dos, al seis, así, etc. ¿Qué es el número atómico? Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo de un elemento cuando ese átomo no está ionizado. Ese número, como ya decimos, es igual al número de electrones. Los electrones, a ver, a medida que aumenta el número atómico, entonces aumenta el número de electrones. Los electrones se disponen en diferentes niveles de energía principales y el primero de ellos acepta dos electrones, el segundo acepta ocho, el tercero también acepta ocho. Simplemente, después si ustedes en química orgánica van a ver cosas mucho más eh precisas en relación a los electrones. Los más importantes desde el punto de vista de la química son los que están en el nivel de energía superior, el último que se está llenando, que es en cada caso el que está representado en rojo en estos para estos elementos en particular. Son los que se llaman los electrones de valencia o los electrones que ocupan la capa de valencia. En el caso del hidrógeno, el único electrón que tiene es su electrón de valencia. En el caso del carbono, hay dos electrones que completan el primer nivel de energía principal y los otros cuatro están ya llenando a medias ese segundo nivel, que acepta hasta ocho electrones. Esos cuatro son los electrones de valencia del carbono y así sucesivamente.
Entonces, es dentro de los elementos son más importantes biológicamente, la capa de valencia, ¿verdad?, eh, se llena con ocho electrones, el famoso octeto, excepto en el caso del hidrógeno, en el cual la capa de valencia se llena con solamente dos electrones. Acá tenemos eh resaltado el hidrógeno, que como ya dije, le falta un electrón para completar la capa de valencia, tiene uno, le falta uno. El carbono, que le faltan cuatro electrones para completar la capa de valencia. El nitrógeno, otro elemento biológicamente muy importante, al que le faltan tres. Y el oxígeno, al que le faltan dos. Esos números se vuelven muy importantes para saber cómo se comportan estos cuatro elementos, que son los más importantes biológicamente, para nada los únicos importantes, pero sí los más importantes.
Bien, entonces ahora viene el concepto de enlace covalente, que ustedes lo vieron en secundario. Un enlace covalente implica que dos átomos comparten un par de electrones. En principio, no siempre, en realidad, pero en principio, uno de los átomos aporta un electrón, otro aporta otro electrón. Estos dos electrones forman un par electrónico y los electrones siempre tienden a existir en pares, ya sea estén formando enlaces covalentes, como lo que estoy explicando ahora, o no estén formando, siempre tienden a existir en dos. Entonces, ese par electrónico, en este caso, compartido entre dos átomos, es lo que se llama un enlace covalente. Por ejemplo, acá tenemos un átomo de hidrógeno con su único electrón de valencia, otro átomo de hidrógeno con su único electrón de valencia. Forman una molécula de hidrógeno, H2, gracias a que comparten electrones, forman un par electrónico compartible que los une. Ese es el enlace covalente. Dado que el hidrógeno completa su capa de valencia con dos electrones al formar este enlace covalente, ambos átomos de hidrógeno que pasan a formar la molécula están en un estado estable porque tienen su capa de valencia completa. Y y y lo que antes eran átomos sueltos pasan a ser una molécula.
Bueno, ustedes también vieron en educación secundaria lo que se llama las estructuras de Lewis. Lewis sería más parecido al inglés, e, que son e representaciones para mostrar en forma fácil los electrones de valencia de los átomos y de las moléculas. Eh, simplemente se muestra cada uno de los electrones de valencia con un puntito y cuando forman moléculas se ubican, digamos, los puntitos de manera de eh mostrar los pares electrónicos que forman los enlaces covalentes. Por ejemplo, acá, ¿verdad?, entre este átomo de oxígeno y este átomo de hidrógeno, había un par electrónico compartido, donde un electrón provenía del oxígeno y uno del hidrógeno. Ese par electrónico constituye un enlace covalente. Fíjense ustedes que, contrariamente a lo que pasaba en el átomo de oxígeno aislado, es sumamente inestable. En el átomo de oxígeno que está formando la molécula de agua, se completa el octeto. Tenemos ocho electrones alrededor del núcleo del oxígeno, o sea, que la capa de valencia está completa y ese átomo está en una forma estable. Gracias a qué, gracias a que está en contacto electrónico con el hidrógeno formando enlaces covalentes. Y de la misma manera, contrariamente a lo que era la situación en los átomos de hidrógeno aislados, que son sumamente inestables, en los átomos de hidrógeno que forman parte de la molécula de agua, está completa la capa de valencia de cada uno de esos átomos con esos dos electrones que alcanza. Entonces, para completar la capa de valencia del hidrógeno.
Ahora, si miramos la estructura de Lewis del agua, vemos que además de los pares electrónicos compartidos entre oxígeno y hidrógeno, los que forman los enlaces covalentes, ya hablamos, hay otros dos pares electrónicos que pertenecen solamente al átomo de oxígeno. Esos son los que llamamos pares no enlazantes o pares electrónicos libres. Y tienen su importancia en la química por razones que vamos a ver un poquitín más adelante. Son pares de la capa de valencia, o sea, del nivel electrónico de mayor energía, o dicho de una manera un poquito más vulgar, más externo, pares electrónicos, entonces, de de la capa de valencia que no están compartidos entre dos átomos, pertenecen solamente a uno. Por contraposición a pares no enlazantes, a los pares electrónicos que forman los enlaces covalentes, ya sea representados con dos puntitos o con una rayita, que es lo mismo en este contexto, le podemos llamar pares enlazantes.
Acá tenemos el mismo análisis basado en estructuras de Lewis para otra molécula, para la molécula de metanol, es un alcohol muy sencillo. Fíjense ustedes que hay ocho electrones alrededor de cada núcleo de hidrógeno, como esperamos. Hay ocho electrones alrededor del núcleo de oxígeno, como esperamos. Hay ocho electrones alrededor del núcleo de carbono, como esperamos. El carbono también se está estable cuando completa un octeto de electrones. Un octeto, es decir, cuatro pares. Fíjense ustedes, adelanto algo que voy a recalcar después, en el caso del carbono no hay pares no enlazantes. El carbono forma casi siempre uno, dos, tres, cuatro enlaces covalentes. Si dibujamos los los enlaces covalentes de la molécula como rayitas y de las estructuras de Lewis mantenemos solo los pares no enlazantes, que no se dibujan nunca como rayita porque eso había lugar a confusión con con enlace covalente, no se hace eso. Si se los quiere dibujar, se dejan con dos puntitos. Si dejamos los pares no enlazantes, vemos que el único átomo de la molécula que tiene pares no enlazantes es el oxígeno, tiene dos.
Hacemos el mismo análisis para una molécula con nitrógeno, la molécula de amoníaco. Vemos que tenemos el octeto alrededor del núcleo de nitrógeno, tenemos como siempre dos electrones alrededor de cada núcleo de hidrógeno. Y si lo dibujamos en base a rayitas para resultar los enlaces covalentes, si dejamos como puntito solo los pares no enlazantes, se destaca que solo el átomo el nitrógeno acá tiene par no enlazante, que es un único par no enlazante.
Otra molécula importante, ilustrativa, el dióxido de carbono. Ocho electrones alrededor de cada uno de los núcleos de oxígeno, ocho electrones alrededor del núcleo de carbono. Ahora, acá hay una cosa que no habíamos visto antes, que es son enlaces dobles carbono-oxígeno, ¿verdad? Entre el carbono y cada uno de los oxígenos no se comparte un par electrónico, se comparten dos pares electrónicos, dos pares enlazantes, dos enlaces covalentes, acá representados como rayitas. Y bueno, cada átomo de oxígeno, igual que en los casos que habíamos visto antes, tiene dos pares no enlazantes.
Bien, quizá ustedes ya ya se dieron cuenta que el número de electrones que faltan para la capa de valencia de un elemento, un átomo de un elemento, predice el número de enlaces covalentes que ese elemento va a formar. Acá, más correctamente está escrito que suelen formar los elementos biológicamente más importantes, porque hay moléculas bien conocidas donde las reglas estas tan básicas no se cumplen, se en la mayoría de las moléculas biológicas, pero hay moléculas, incluso hay alguna molécula con un papel en la biología como el monóxido de carbono, donde estas reglas no se cumplen, y el y el el óxido nítrico también es un átomo de nitrógeno que, pero en la enorme mayoría de las moléculas biológicamente importantes y en particular en las moléculas que que sintetizan los los seres vivos que tienen carbono, se cumplen estas reglas sencillas. Y estas son entonces que, así como al átomo de hidrógeno le falta un electrón para completar su capa de valencia, el átomo de hidrógeno forma un enlace covalente. Así como al oxígeno le faltan dos electrones para formar para completar su capa de valencia, para completar su octeto, el oxígeno forma dos enlaces covalentes. Al nitrógeno le faltan tres electrones para completar su capa de valencia, forma tres enlaces covalentes. Al carbono le faltan cuatro, forma cuatro enlaces. Y además, en las moléculas que no tienen nada raro, vamos a decir, eh, el hidrógeno no tiene pares enlazantes, el oxígeno tiene dos pares enlazantes, el nitrógeno tiene un par enlazante, el carbono no tiene ningún par enlazante.
Esta nota acá no deja de ser importante. Y esta nota dice que hay que tener cuidado con la ionización. Cuando las moléculas están ionizadas, o sea, cuando el número de electrones es menor o mayor que el número de protones en el núcleo de un átomo, la ionización, que implica entonces ganar o perder electrones, cambia lo que se llama la configuración electrónica, cambia el número de electrones de valencia, por lo tanto, cambia el número de enlaces covalentes que que un elemento puede formar. Después vamos a ver, por ejemplo, eh, el ion hidróxido o hidroxilo, OH menos. Ahí el oxígeno está formando un solo enlace covalente, pero es en el contexto de una molécula ionizada, no de una molécula como el agua neutra. Bien.
Dentro de un momento vamos a ir a eh hablar de consecuencias de la presencia de pares no enlazantes de las moléculas, pero antes vamos a hacer un pequeño paréntesis y vamos a introducir esta forma de representación de las moléculas, simplemente porque la vamos a usar. E, más que forma en singular, son dos formas para estas cuatro moléculas eh de las cuales demostré las estructuras de Lewis: agua, metanol, amoníaco y dióxido de carbono. Para cada una de ellas, les estoy mostrando dos representaciones. Lo que tienen en común esas dos representaciones son los colores. Esos colores corresponden a un código de colores llamado código Cpk, que se usa bastante eh, en el cual los átomos de carbono se representan en negro o a veces en gris, acá, los de hidrógeno en blanco, los de oxígeno en rojo, los de nitrógeno en azul, y hay otros, pero acá no aparece el azufre, aparece en amarillo, el fósforo en naranja, etc. Ahora, la representación, cada una de estas moléculas, la representación de la izquierda y la de la derecha, ustedes se pueden ver que son diferentes. La de la izquierda, que se suele llamar modelo de pelotas y varillas, de bolas y varillas, e, tiene cada átomo como una esferita y los tamaños de las esferitas en este caso son bastante arbitrarios, eh, generalmente se ponen esas todas del mismo tamaño y los enlaces covalentes se representan como barras o como cilindros, ¿verdad?, entre los átomos. Esa representación es, a ver, es bastante útil para ver rápidamente a golpe de ojo la estructura de una molécula, pero no es la más realista. La más realista, la que se parece más a cómo son las moléculas, es la de la derecha, la que se llama modelo de de llenado de espacio, espacio lleno, en la cual los átomos se representan como esferas, pero esas esferas, vieron que no están completas porque están superpuestas unas con las otras. Eso a qué se debe, se debe a dos cosas: a que el tamaño de los átomos está dado por el el lugar que ocupa en el espacio eh, el conjunto de sus electrones, las nubes electrónicas, y además, esas eh, esos electrones, en particular algunos electrones de valencia, como ya dijimos, cuando los átomos están formando enlaces covalentes, son comunes a más de un átomo, hay electrones compartidos. Esa es la definición del enlace covalente. Entonces, cuando hay enlace covalente entre dos átomos, las nubes electrónicas se superponen, por eso no son esferas completas, son esferas parcialmente superpuestas. Además, bastante importante en esta representación de de espacio, se respeta en general el tamaño relativo de los diferentes de los átomos de diferentes elementos. Un átomo de hidrógeno es más pequeño que un átomo de oxígeno, y un átomo de oxígeno es más pequeño que un átomo de, lo que se llama plomo, acá no está mostrado. Entonces, esta representación de llenado de espacio es a veces más engorrosa de ver cuando son moléculas grandes, pero es la que más se parece a lo que más nos da la forma de las moléculas. Claro, lo que es totalmente arbitrario, no representa la realidad, son los colores, están ahí nada más que para guiarnos.
Bien, ahora sí podemos entrar a hablar de cómo los pares no enlazantes, los pares electrónicos no enlazantes influyen sobre la geometría de las moléculas, pero la forma de las moléculas. Y acá hay un concepto muy básico que es los diferentes pares electrónicos de la capa de valencia de un átomo, ya sea enlazantes o no enlazantes, tienden a alejarse entre sí lo más posible porque se repelen, porque tienen la misma carga. Entonces, eh, para para el átomo de hidrógeno esto no funciona, pero para los átomos que completan su capa de valencia con un octeto, el carbono, el oxígeno, el nitrógeno, etc., eh, los cuatro pares electrónicos que tenga ese átomo, enlazantes o no enlazantes, van a tender a disponerse en los vértices de un tetraedro, que es esto que está acá. Si si el núcleo está bien en el medio de este tetraedro, los pares electrónicos van a tender a ir a los cuatro vértices de este tetraedro. Ahora, cuando uno aplica eso a una molécula como el agua, por ejemplo, eso quiere decir que si pongo el átomo de oxígeno en el centro del tetraedro, los átomos de hidrógeno enlazados al átomo de oxígeno van a acercarse o a dirigirse hacia dos de los cuatro vértices del tetraedro, y hacia los otros dos de los cuatro vértices del tetraedro se van a dirigir pares no enlazantes. Entonces, si tomo solo los átomos y por un momento me olvido de los pares no enlazantes, esos tres átomos van a quedar en un ángulo obtuso, digamos. Después vamos a entrar en más precisión. Si tomo la molécula de amoníaco y coloco el átomo de nitrógeno en el medio del tetraedro, eh, los tres átomos de hidrógeno van a dirigirse hacia tres de los vértices del tetraedro, y el par, el único par no enlazante, va a ir hacia el cuarto vértice. Si tomo el átomo de oxígeno del metanol, eh, el átomo de hidrógeno se va a dirigir hacia un vértice, este átomo de carbono se va a dirigir hacia otro, y junto a él van a estar los tres átomos de hidrógeno que tiene unidos, y los dos pares no enlazantes del átomo de oxígeno se dirigirán a los otros dos vértices del tetraedro. Entonces, eh, de esta manera podemos empezar a predecir, eh, la forma, la geometría de moléculas sencillas. Y esto se basa en algo que, bueno, no estaba implícito en lo que dije, pero no no lo explícité, es que los los enlaces covalentes son direccionales, tienen una dirección particular.
Bien, ahora cuando en vez de enlaces covalentes simples tenemos enlaces covalentes dobles o o triples, que acá no está mostrado, esos enlaces no pueden rotar por razones que van a entender mejor cuando estudien más química dura y en particular química orgánica. Los dobles enlaces, en particular los dobles enlaces carbono-carbono, fijan a los sustituyentes de esos átomos, de esos carbonos, en este caso, que es el caso más común, fijan a sus sustituyentes en una posición relativa. Por ejemplo, acá tenemos el doble enlace carbono-carbono y ambos carbonos tienen como sustituyentes algo que es COOH y por el otro lado un H. El otro carbono lo mismo. Ahora, en la molécula de la izquierda, los dos sustituyentes grandes, los dos que son COOH, están hacia el mismo lado de la molécula, y en la molécula de la derecha están hacia lados opuestos. Debido a que este doble enlace carbono-carbono no puede rotar, para pasar de la molécula de la izquierda a la molécula de la derecha, tengo que romper ese doble enlace y volverlo a formar en otra posición. Entonces, la molécula de la izquierda y la molécula de la derecha efectivamente son diferentes moléculas. Uno se llama ácido maleico y otro se llama ácido fumárico. No importa que sepan estos nombres, por supuesto, pero no son dos conformaciones diferentes de la misma molécula. Esto, eh, es un ejemplo de lo que llamamos isomería geométrica o cis-trans. Vamos por parte. A repasar isómeros en general. Son moléculas formadas por los mismos átomos de los mismos elementos, o sea, cuatro átomos de oxígeno, cuatro átomos de carbono, cuatro átomos de hidrógeno, como en este caso, u otra combinación de de números de átomos de diferentes elementos. Son moléculas formadas por los mismos átomos de los mismos elementos, pero conectados por enlaces covalentes de formas diferentes. Y hay muchos tipos de isomería. Hay isomería posicional, la isomería de ramificación, hay isomería geométrica, que es lo que estamos viendo ahora, isomería óptica, que vamos a mencionar en un momento. Este es uno de los tipos de isomería. Siempre cuando tenemos isómeros, dos isómeros o más de dos isómeros, estamos hablando de moléculas diferentes. Para pasar de una a la otra, es necesario romper y volver a formar posiciones diferentes en los enlaces covalentes, o sea, son moléculas eh diferentes.
Concentrémonos entonces en la isomería geométrica o isomería cis-trans, ¿verdad? Es la isomería que proviene, digamos, de las diferentes posiciones de los sustituyentes alrededor de un doble enlace. Se le llama isómero cis, acá está con c, al que tiene eh los dos sustituyentes similares o los dos sustituyentes grandes en general del mismo lado. Cis quiere decir del mismo lado. Y al otro se le llama isómero trans, trans quiere decir del otro lado. Eh, cuando estábamos hablando de las conformaciones, dijimos que una persona con el brazo levantado, con el brazo bajo, es la misma persona porque tiene movilidad en ese brazo. En el caso de las isomerías cis-trans, sería análoga a la situación de una estatua. Una estatua de mármol, por ejemplo. Si yo tengo una estatua con el brazo en alto y tengo otra estatua con el brazo bajo, son dos estatuas diferentes. Para convertir una estatua en la otra, voy a tener que romper el mármol y qué sé yo, y y armarlo de otra manera. O sea, es un, hay una rigidez, ¿verdad?, que no permite esa rotación.
Bien, el otro tipo de isomería que tenemos que repasar es la isomería óptica. La isomería óptica, probablemente ustedes se acuerdan, ocurre cuando tenemos lo que se llama centros quirales. Centros quirales son átomos que tienen cuatro sustituyentes diferentes. Lo más común, pero no no siempre pasa así, pero lo más común y en ciencias biológicas lo más importante es que ese centro quiral sea un átomo de carbono, tenga cuatro sustituyentes diferentes. Por ejemplo, acá marcamos este átomo de carbono que tiene un sustituyente H, otro CH3, otro NH2 y otro COOH. Ese átomo de carbono admite lo que se llama dos configuraciones, o sea, dos formas en las que se pueden eh conectar esos cuatro sustituyentes que no son iguales y que de hecho son imágenes especulares, imágenes en el espejo, la una de la otra. Así de la misma manera que nuestras dos manos usualmente son imagen en el espejo la una de la otra, son iguales pero no las podemos superponer. Una tiene el pulgar para la izquierda y otro tiene el pulgar para la derecha. Si las tratamos de superponer. Esto es lo mismo. Eh, los isómeros ópticos son moléculas diferentes. Para pasar de uno a otro, hay que romper y volver a formar los enlaces covalentes sobre ese átomo quiral. Eh, y las propiedades biológicas de los isómeros ópticos son diferentes. Son diferentes porque vamos a ver, vamos a entender más cuando veamos eh proteínas, cuando veamos en particular enzimas, eh las proteínas y entre ellas las enzimas discriminan entre los isómeros ópticos de de las otras moléculas. Eh, bien, eh, acá tenemos el caso donde de que hay un solo centro quiral en la molécula. Suele pasar que las moléculas orgánicas, en particular, tienen dos, tres, cuatro centros quirales y ahí la la isomería geométrica se vuelve, la isomería, me equivoqué, la isomería eh óptica se vuelve más complicada. Isomería óptica se vuelve más complicada y eso ustedes lo van a estudiar bien, sobre todo en química orgánica. Acá no no vamos a entrar en eso.
Bien, vamos a volver profundizando un poquito más eh sobre e detalles de la representación de moléculas. E, acá tenemos cuatro representaciones diferentes de la molécula de este lípido que se llama colesterol. Y vamos a hacer énfasis en algunas cosas que ustedes tienen que saber leer, digamos, tienen que saber interpretar para las biomoléculas y para la carrera en general. Una es que los átomos de carbono a veces se pueden mostrar, se pueden explicitar como acá arriba, o se pueden dejar relativamente implícitos, representados solamente como vértices, como quiebres en una cadena. Por ejemplo, acá hay un átomo de carbono, o acá hay otro, o como finales de línea. Acá hay otro átomo de carbono, acá hay otro átomo de carbono, acá hay otro átomo de carbono, acá hay otro átomo de carbono. Estos seis que están resaltados acá son los mismos seis de acá. Luego, los átomos de hidrógeno también se pueden y se suelen dejar implícitos, pero no cualquier átomo de hidrógeno. Los que se eh dejan implícitos muchas veces son los átomos de hidrógeno unidos a carbono. Por ejemplo, acá estos dos H unidos a este carbono estarían en este lugar. Acá el carbono correspondiente también está implícito, es este quiebre en la cadena, acá. Y acá están los dos átomos de hidrógeno implícitos. ¿Cómo sabemos que ahí hay dos átomos de hidrógeno implícitos? Sabemos porque en las moléculas orgánicas el carbono, con muy raras excepciones, forma cuatro enlaces covalentes. Cuatro enlaces covalentes simples, o uno doble y dos simples, o uno triple y uno simple, o dos dobles, no, pero cuatro enlaces covalentes. Entonces, este carbono acá está unido a uno, dos átomos de carbono vecinos y y en la representación esta implícita no vemos nada más. Si no vemos nada más, quiere decir que los otros dos de los cuatro enlaces covalentes que forma ese átomo son átomos de hidrógeno. Sabemos sin duda en esta representación que acá hay dos átomos de hidrógeno. De la misma manera, sabemos que este carbono acá de la punta, que está unido a solo un átomo de carbono más, tiene que estar unido a a tres átomos de hidrógeno. Si vemos la representación implícita, es este, acá está unido a tres átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno que no se pueden dejar implícitos, que tienen que explicitase, son los que están unidos a lo que llamamos heteroátomos. Acá está hetero de otro, átomos que son en la química orgánica aquellos átomos que no son de carbono ni de hidrógeno, o sea, de oxígeno, de nitrógeno, etc., pero lo más común es oxígeno y nitrógeno, azufre, bastante importante. Entonces, por ejemplo, este átomo de hidrógeno acá, unido a oxígeno, está explícito, aún en la representación donde los átomos de hidrógeno unidos a carbono estaban implícitos. Y los otros átomos de hidrógeno que hay que explicitar, aún cuando estén unidos a carbono, son aquellos que es necesario mostrar para indicar la configuración de los centros quirales. Por ejemplo, acá está, tenemos un carbono que está unido a un sustituyente, dos sustituyentes, tres sustituyentes, cuatro. Los sustituyentes, el cuarto es un hidrógeno. Y más allá que la molécula tiene anillos y capaz que para ustedes ahora es complicado de ver, este carbono es quiral, tiene cuatro sustituyentes diferentes. Y no es lo mismo entonces que el hidrógeno este esté proyectando hacia fuera del plano de la pantalla o hacia atrás del plano de la pantalla. Y eso se indica con estas representaciones de enlaces en forma de cuña, donde la cuña llena indica que el enlace está donde estaba parado yo, estaba parado en este centro quiral acá, si no me equivoco, en este, la cuña llena indica que el el enlace sale hacia delante del plano y la cuña punteada indica que el enlace sale hacia atrás del plano. Entonces, es necesario mostrar el enlace para mostrar la configuración del centro quiral, pero a su vez es necesario explicitar el hidrógeno, porque si yo no explicito que acá hay un átomo de hidrógeno, por defecto, el que está mirando la la molécula va a deducir con toda lógica que lo que hay ahí es un otro carbono, por ejemplo, acá, que no hay un H, ¿verdad? Esto quiere decir que acá en esta punta hay un CH3, que es este CH3 de acá. Entonces, cuando tengo que explicitar la posición del enlace para explicitar la configuración del centro quiral, si no hay un CH3 y hay un H, tengo que mostrar el H, porque si no, por defecto, si yo no muestro nada, eso indica que hay un CH3. Esto lo van a manejar mejor después en química orgánica. Lo más importante a nivel de este curso es que puedan deducir los átomos de de hidrógeno implícitos eh y los átomos de carbono implícitos en este tipo de representaciones. Está y que no los desconcierte el hecho de que en una misma molécula hay puede haber y suele haber átomos de hidrógeno implícitos y otros explícitos. Los explícitos, ya les digo, usualmente porque están unidos a heteroátomos, menos comúnmente es porque son necesarios para indicar una configuración de un centro quiral.
Bien, habiendo hecho esas aclaraciones sobre enlaces covalentes simples, isomería geométrica, óptica, más detalles sobre sobre representación de moléculas carbonadas, vamos a salir por un rato del ámbito de los enlaces covalentes y vamos a entrar a otro tipo de enlace que no es un enlace covalente, que es algo fundamentalmente diferente, que es el enlace iónico. Y para entrar en el enlace iónico, primero vamos a repasar la ionización, de la cual ya hablamos un poquito más atrás. Dijimos que la ionización eh sobrevenía cuando los átomos ganaban o perdían electrones, tal que el número de electrones se volvía más grande que el número de protones en el núcleo, generando carga negativa, o por el contrario, el número de electrones se volvía menor, menor al número de protones en el núcleo, dando lugar a carga positiva. Un ejemplo clásico de ionización es cuando se encuentra un átomo de sodio y un átomo de cloro. Acá están las configuraciones electrónicas. El sodio tiene un único electrón en su capa de valencia, lo cual es muy poco favorable y va a tender a perder ese electrón de tal manera de quedarse con una capa de valencia llena. Ahí la capa de valencia pasa a ser el nivel eh energético principal dos en vez del tres y entonces está completo, tiene la configuración del gas noble más cercano, que es el neón. Eso es estable. Por el contrario, al átomo de cloro le falta un electrón para completar su capa de valencia, va a tender a tomar un electrón de manera de quedar con el nivel tres completo con ocho electrones y eso es estable. Entonces, si se encuentran estos dos átomos, naturalmente se va a dar la ionización de ambos. Uno, el sodio le va a ceder un electrón al otro, el cloro, y nos vamos a quedar con un ion sodio más, con su configuración electrónica estable pero con una carga positiva, y un ion cloro menos o cloruro, con su configuración electrónica estable y con una carga negativa.
Esto puede dar lugar al enlace iónico. Vamos a ver en un momento y vamos a seguir la clase que viene. Que no necesariamente da lugar al enlace iónico, porque estoy haciendo una sinopsis de algo que viene después. El agua en abundancia debilita mucho la posibilidad de enlaces iónicos. Pero bueno, esto esto va a venir después. Ahora estamos en la situación en que no hay agua en abundancia y sí se forman enlaces iónicos. ¿Qué son los enlaces iónicos? Son casi sencillamente atracciones electrostáticas entre cargas positivas y cargas negativas. En este caso, la carga positiva en el ion sodio y la carga negativa en el ion cloruro. Catión sodio, podría decir, y anión cloruro. El enlace iónico puede dar lugar a lo que llamamos sólidos iónicos. Los compuestos formados de iones unidos entre sí por enlace iónico. El ejemplo clásico, para nada el único, es la sal de mesa, el cloruro de sodio, ¿verdad?, que es un sólido formado por un montón de iones de cargas opuestas dispuestos de una manera regular que vemos acá. Los sólidos iónicos no son moléculas, ¿por qué? Porque no están formados por enlaces covalentes. Lo que define una molécula, lo dijimos antes, son los enlaces covalentes, no los otros tipos de enlaces de los que vamos a hablar, incluido el enlace iónico. Solo los enlaces covalentes. Además, en los sólidos iónicos, justamente por la naturaleza del enlace iónico, que no es direccional, que es simplemente una atracción electrostática, los sólidos iónicos no tienen un número definido de átomos. Si yo tengo la molécula de metanol, una molécula formada por enlaces covalentes, tengo un número definido de átomos, tengo un átomo de carbono, cuatro átomos de hidrógeno, un átomo de oxígeno, punto.
Se terminó la molécula. Si yo tengo cloruro de sodio, no es que yo tenga un átomo de cloro y un átomo de sodio. No, tengo como un cristalito, ¿verdad? Que puede tener diferentes tamaños. Puedo tener un cristalito diminuto de, yo que sé, 1000 átomos de cloro y 1000 átomos de sodio, o puedo tener un cristal más grande de un millón de átomos de cloro y un millón de átomos de sodio, y sigue siendo cloruro de sodio.
Bien, en los seres vivos hay sólidos iónicos. Hay, eh, lo que podríamos llamar sales minerales. Por ejemplo, nuestros huesos tienen un tejido mineralizado, no son solo eso, pero contienen una sal que se llama hidroxiapatita, cuya fórmula está acá. Acá incluye aniones fosfato, aniones hidróxido y cationes calcio dos más, que están acá, ¿verdad? En una formando una red iónica definida. Y eso le da rigidez al tejido del hueso y de de los dientes. O, por ejemplo, las cáscaras de de los huevos de las aves o los caparazones de los moluscos tienen carbonato de calcio o calcita, que es una sal formada por anión carbonato y catión calcio, dispuestos de determinada manera formando un sólido iónico.
Ahora, de vuelta lo mismo que ya les dije: no siempre los sólidos están formando, perdón, no siempre los iones están formando sólidos iónicos. Cuando tenemos abundancia de agua, los pueden suelen estar disueltos en agua, y ahí la historia es otra. Y eso lo vamos a ver la clase que viene. Y en los seres vivos, los iones disueltos en agua, como iones esencialmente libres, son sumamente importantes. No tenemos que olvidar eso. No tenemos que pensar que ionización es equivalente de enlace iónico. Los iones pueden formar enlace iónico, sí, los dejan. Y ese "sí los dejan" tiene que ver en buena medida con la abundancia de agua.
Bien, ahora habiendo dado cosas básicas de enlace covalente, cosas básicas de representaciones de moléculas, cosas básicas de enlace iónico y sólidos iónicos, vamos a volver para atrás a los enlaces covalentes, profundizando un poco más y yendo al concepto de enlaces covalentes polares. Es muy importante en ciencias biológicas.
Veamos esta situación a la izquierda, donde tenemos como puntitos dos núcleos y como una especie de elipse azul lo que sería la nube de los electrones compartidos entre los dos núcleos que están formando un enlace covalente. Corresponde a la situación del enlace covalente perfecto, el enlace covalente covalente entre dos átomos del mismo elemento, que por ser del mismo [Música] elemento, comparten en forma totalmente equitativa el par o los pares electrónicos, eh, que que corresponde a los enlaces covalentes entre ellos.
Pero en química orgánica, en particular en química biológica, suele ocurrir esta otra posibilidad acá del medio, que es que el enlace covalente se ve entre átomos de elementos que tienen bastante, digamos, diferencia en lo que se llama su electronegatividad, o sea, su tendencia a acaparar electrones, a llevarse los electrones hacia el núcleo, hacia sí. Entonces, cuando hay una diferencia apreciable de electronegatividad, vamos a suponer que hay un par electrónico compartido, hay un único enlace covalente entre esos dos átomos. La probabilidad de que el electrón se encuentre cerca de uno de los núcleos es mayor. Perdón, la probabilidad de que el par electrónico, debía decir, se encuentre cerca de uno de los núcleos es mayor que la probabilidad que se encuentre cerca de otro de los núcleos. Eso es lo que se llama un enlace covalente polar. Y ya les digo, se da en cuando hay diferencias de electronegatividad moderada. Porque si la diferencia de electronegatividad es demasiado grande, como ocurría entre el sodio y el cloro, por ejemplo, ya no es que forman un enlace covalente y comparten desparejo, se va al otro extremo directamente. Un átomo les da el electrón al otro, y entonces ya no forman un enlace covalente porque no tienen par electrónico compartido, forman dos iones que podrán o no unirse en enlace iónico según las condiciones, según cuánto haya de agua, que es lo que les dije antes.
Entonces, ¿qué les quiero decir? El enlace covalente polar se puede considerar un enlace covalente polar, un enlace covalente con cierto carácter iónico, un enlace covalente que tiene algo de iónico, pero no es un enlace iónico. El enlace iónico es una situación extrema donde ya los átomos no quedan compartiendo electrones y, por lo tanto, lo diferenciamos claramente del enlace covalente. El enlace covalente polar, junto con el enlace cal no polar, los los integramos, los unimos dentro de lo que son enlaces covalentes. Entonces, tenemos enlace covalente polar, enlace covalente no polar, son todos enlaces covalentes. Y por otro lado, como algo diferente, tenemos los enlaces iónicos.
Cuando se forman enlaces covalentes polares, los átomos que los forman adquieren lo que se llaman cargas parciales, que se representan con estos delta más o delta menos. Por ejemplo, acá tenemos la molécula de agua, formada por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. Y entre el átomo de oxígeno y cada uno de los dos átomos de hidrógeno hay un par electrónico compartido, hay un enlace covalente simple. Pero el oxígeno es apreciablemente más electronegativo que el hidrógeno. Entonces, las nubes electrónicas, digamos, o las nubes de probabilidad, que son en realidad de esos pares electrónicos compartidos, son asimétricas. Es más probable encontrar los pares electrónicos compartidos cerca del núcleo de oxígeno que cerca del núcleo de hidró, de los núcleos de hidrógeno. Eso hace que el átomo de oxígeno adquiera una carga parcial. Cuando decimos una carga parcial, literalmente es una carga fraccionaria. Si, eh, digamos, la carga del electrón como -1 y la del protón como +1, una carga parcial generada en este contexto, así, puede valer, no sé, cuánto vale acá la verdad, pero puede valer -0.35 y del otro lado +0.35, por decir algo, o -0.21 y del otro lado +0.21. Es una fracción. Las cargas parciales tienen tremenda importancia en en química biológica.
Después vamos a ir viendo, usualmente las cargas parciales o los enlaces covalentes polares, lo cual es casi decir lo mismo, se dan en en moléculas biológicas. Cuando tenemos enlaces entre oxígeno e hidrógeno, o entre oxígeno y carbono, ya que el oxígeno es bastante más electronegativo que el hidrógeno y que el carbono. También se dan entre nitrógeno e hidrógeno y entre nitrógeno y carbono, ya que el nitrógeno no es más electronegativo que el hidrógeno y que el carbono. Y los enlaces covalentes que se consideran no polares más importantes son aquellos entre carbono y carbono. Esto es evidente porque es el mismo elemento. Y entre carbono e hidrógeno. Que entre carbono e hidrógeno es tramposo, porque hay una pequeña diferencia de electronegatividad. El el hidrógeno es ligeramente menos electronegativo que el carbono, y eso a veces en química orgánica tiene importancia. Pero esa diferencia de electronegatividad es lo suficientemente chica como para que a todos los efectos prácticos, eh, en este curso seguro y en gran parte de las ciencias biológicas, consideremos que los enlaces carbono-hidrógeno son no polares. No se, no hay cargas parciales.
Bueno, los enlaces covalentes polares y las cargas parciales asociadas con ellos le dan polaridad a las moléculas que los contienen. Vamos a analizar esto más en detalle primero para dos ejemplos importantes de moléculas pequeñas que son el agua y el dióxido de carbono, y que son ejemplos contrastantes. Y ahora van a ver por qué son contrastantes.
La geometría de la molécula de agua es bien asimétrica, no simétrica, por cosas que dijimos un poquito antes. Los cuatro pares electrónicos de valencia alrededor del núcleo de oxígeno tienden a ubicarse hacia los vértices de un tetraedro, que es un tetraedro distorsionado, no perfecto, pero cercano a los vértices de un tetra. Eso hace que si uno considera solamente los átomos, los núcleos, digamos, O H H, esos tres núcleos están en una especie de de V corta, pero en un ángulo bien obtuso, bien abierto. Una vez que uno agrega las cargas parciales asociadas con los enlaces covalentes polares O H, nos queda esta situación acá, donde si uno, eh, mapea, representa la carga negativa con en azul y la carga positiva en rojo, la molécula tomada globalmente, la molécula entera de agua, tiene una zona con la carga parcial negativa más concentrada, que es la zona donde está el átomo de oxígeno y sus pares no enlazantes, y otra zona, otro extremo, digamos, donde está la carga parcial positiva, que es la zona donde están los dos átomos de hidrógeno.
Entonces, más allá de lo que se llama el dipolo, el vector de donde hay carga positiva a carga negativa, más allá del dipolo de cada enlace, hay un dipolo molecular. Esos vectores correspondientes a los dipolos de ambos enlaces se suman, no se cancelan, y la molécula tomada globalmente, estoy repitiendo, tiene como dos polos. Si yo la miro de un lado, del lado que está el oxígeno, tengo carga parcial negativa. Si yo la miro del lado que están los hidrógenos, tengo carga parcial positiva. Es un dipolo, un dipolo eléctrico, así como esos imancitos con los que jugamos a veces, eh, son dipolos magnéticos, tienen un norte y un sur, ¿verdad? No es lo mismo que yo mire el imán de este lado que de este otro. La molécula de agua es un dipolo eléctrico. De un lado tiene carga parcial negativa, de un lado tiene carga parcial positiva. Y esa pavada, yo cuando era estudiante, no sé, me aburría que me hablaran de los dipolos, no lo entendía, se me rebotaba en la cabeza. Esa pavadita de que el agua sea un dipolo hace posible la vida. Sin eso no habría vida.
Bien, el contraejemplo es el dióxido de carbono, el ejemplo contrario. Porque si bien los enlaces carbono-oxígeno son polares, ¿verdad? Y tenemos un vector correspondiente al dipolo de cada enlace, debido a que la molécula de óxido de carbono es lineal, con el átomo de carbono en el centro, los dos dipolos de los enlaces individuales, en la suma de vectores, se cancelan y nos dan un dipolo nulo. La molécula de dióxido de carbono, si yo la miro de un lado y la miro de otro, del punto de vista eléctrico es igual, no es un dipolo. Por más que tienen los enlaces covalentes polares, pero eso es anulado por su simetría. Eso hace que, bueno, entre otras cosas, el dióxido de carbono a temperatura y presión ambiente sea un gas y el agua sea un líquido, y y otras cosas.
Bien, cuando yo me voy a moléculas ya un poquito más grandes, no les estoy hablando de macromoléculas, le estoy hablando de moléculas de de algunas decenas de átomos de carbono o incluso menos, eh, ya analizar los dipolos a nivel global de la molécula se hace complejo y no demasiado relevante. Y ya tenemos que ver la molécula por regiones. Las moléculas que ya tienen más de, qué sé yo, tres, cuatro, cinco átomos de carbono, hay que analizarlas por regiones. Y las moléculas suelen tener regiones polares y regiones no polares. Por ejemplo, el colesterol tiene una región polar donde hay enlace carbono-oxígeno, oxígeno-hidrógeno con sus cargas parciales representadas acá, y enlaces covalentes polares. Y una gran región no polar porque está compuesta solo por enlaces carbono-carbono y carbono-hidrógeno. Otro ejemplo importante, una molécula de alanina tiene una región no polar formada, que es un CH3, ¿verdad?, carbono-hidrógeno solamente. Y una región polar donde hay enlaces carbono-nitrógeno, nitrógeno-hidrógeno, carbono-oxígeno, oxígeno-hidrógeno.
Vamos a ver que, con algunas excepciones, la gran mayoría de las moléculas biológicas tienen regiones polares y regiones no polares. Y ese juego entre regiones polares y no polares, pa, determina también la vida, digamos, montones de cosas muy importantes. Antes tenemos, perdón, un pequeño ejemplo acá de de esto. Nos presentan una molécula nueva que se llama prolina. En general, cuando les ponemos moléculas o o términos, digamos, que son nuevos, si los ponemos así en itálica, como para que ustedes no piensen "ah, tenía que saber esto de memoria", no es una una molécula nueva. Jugamos mucho con eso en el curso y en las evaluaciones de presentarles moléculas nuevas, tipos celulares nuevos, órganos sobre los que no saben nada. O sea, que ustedes tengan que usar los conceptos generales, bajarlos a tierra con un caso particular nuevo, porque si pueden hacer eso es que aprendieron bien.
Considere la molécula de prolina. ¿Cuál de las representaciones de abajo muestra correctamente sus propiedades de polaridad, con un código en el cual se muestra lo apolar o no polar en verde y lo polar en rojo? Y se nos dan estas cuatro opciones. Y la opción correcta es la C, donde tenemos dos pequeñas regiones polares correspondientes a arreglo de átomos que c enlace O H con enlaces carbono-oxígeno polares, carbono-oxígeno polar, oxígeno-hidrógeno polar, y enlace nitrógeno-hidrógeno también polar. Y luego otra región más importante no polar, que es lo que contiene los enlaces carbono-hidrógeno y carbono-carbono.
Bueno, este es el vocabulario que introdujimos en esta clase. Por supuesto que hay una buena parte de, o quizá la totalidad del vocabulario, que es propio de educación secundaria. Pero es este comienzo del curso tiene mucho de de repaso, alinear a todo el mundo al mismo nivel. E, probablemente, los que son realmente términos nuevos son conformación, heteroátomo y dipolo. Pero bueno, el el es más largo el vocabulario y acá terminamos la clase.