Archive for the ‘Química’ Category

Ósmosis

La ósmosis es un fenómeno, ante una membrana semipermeable para el agua pero no para los solutos. Tal comportamiento entraña una difusión simple a través de la membrana, sin “gasto de energía.
La presión osmótica (π) de una disolución es la presión que habría que ejercer sobre ella para impedir el proceso de ósmosis.

  • Disolución isotónica: es aquella disolución cuya presión osmótica es igual a la del interior de la célula. Al ser igual, no existen movimientos de agua.
  • Disolución hipertónica: es aquella disolución cuya presión osmótica es mayor a la del interior de la célula. Por esto, el agua sale de la célula hacia el exterior para igualar las concentraciones. Las células disminuyen de tamaño.
  • Disolución hipotónica: es aquella disolución cuya presión osmótica es menor a la del interior de la célula. Para igualar las concentraciones el agua entraría hacía en interior celular, provocando un aumento de tamaño de las células.

Disoluciones: isotónica, hipertónica e hipotónica.

Ósmosis inversa: ejerciendo presión sobre el agua podemos hacer que las moléculas de agua atravieses la membrana semipermeable en sentido inverso al que lo harían normalmente.

osmosis1

La teoría atómico-molecular de la materia

1. LA CIENCIA Y A MATERIA.

  • Materia: es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.
  • Física: estudia los cambios que experimente la materia en los que no alteran su naturaleza.
  • Química: estudia la composición de la materia y los cambios en los que alteran su composición.

1.1. Tipos de propiedades que identifica sustancias:

  • Propiedades generales: pueden ser cualquier valor para una muestra de matera y no sirven para identificar a una sustancia. Ej: masa, volumen, temperatura,…
  • Propiedades características: son aquellas que tienen un valor propio y característico de cada sustancia; sirven para identificar el tipo de sustancia. Ej: densidad, punto de ebullición, punto de fusión, dureza, solubilidad,…

1.2. Tipos de propiedades que dependen de la cantidad de materia:

  • Propiedades extensivas: son aquellas cuyo valor depende de la cantidad de materia que forme la muestra. Ej: masa, volumen,…
  • Propiedades intensivas: son aquellas cuyo valor no depende de la cantidad de materia que forme la muestra. Ej: densidad,….

1.3. Tipos de propiedades:

  • Propiedades físicas: son aquellas propiedades que muestran as sustancias en situaciones en las que no se altera su composición.
  • Propiedades químicas: son aquellas propiedades que se muestran cuando se altera la composición.
  • Densidad: es una propiedad intensiva que mide la relación que existe entre la masa y el volumen de un cuerpo. En el SI se mide en Kg/m3.

d= m/V

 

2. COMO SE PRESENTA LA MATERIA.

  • Sustancia pura: es aquella cuya composición no cambia cualesquiera que sean las condiciones físicas en las que se encuentre. Pueden ser compuestos o elementos.
  • Compuestos: son sustancias puras formadas por átomos de varios tipos. Se pueden descomponer en sustancias simples por procedimientos físicos.
  • Elementos: son sustancias puras formadas por un único tipo de átomos. No se pueden descomponer en otras más simples por ningún procedimiento.
  • Mezcla: es aquella que resulta de la combinación de varias sustancias puras. Los componentes de una mezcla se pueden separar utilizando procedimientos físicos. Puede ser heterogénea u homogénea.
  • Mezcla heterogénea: mezcla cuyos componentes se pueden distinguir por procedimientos óptimos.
  • Mezcla homogénea o disolución: mezcla cuyos componentes no se pueden distinguir por procedimientos óptimos convencionales. Cualquier porción de la disolución tienen la misma composición y propiedades.

2.1. Técnicas para separar mezclas

2.1.1. Técnicas para separar mezclas heterogéneas:

  • Criba: se utiliza para separar mezclas sólidas en las que uno de los componentes de la mezcla tiene un tamaño de partícula muy distinto del otro.
  • Separación magnética: cuando uno de los componentes de la mezcla es un metal ferromagnético se puede separa del resto utilizando un imán.
  • Filtración: se utiliza para separar un sólido de un líquido en el que no está disuelto. Las placas filtrantes separan los componentes de una mezcla según el tamaño de la partícula.
  • Centrifugación: se utiliza para separar sólidos en suspensión cuando el sólido es muy poco denso, tarda mucho en irse al fondo. Para que esto sea más rápido, se coloca la mezcla en una centrifugadora (hace girar la mezcla). Al girar, los componentes sólidos de la mezcla se depositan en el fondo por orden decreciente de densidad.
  • Decantación: se usa para separar dos líquidos que tienen distinta densidad. Para esto se usa un embudo especial llamado embudo de decantación.

2.1.2. Técnicas para separar mezclas homogéneas:

  • Destilación: se usa para separar líquidos con diferente punto de ebullición o un líquido de un sólido que este disuelto en él. La mezcla se mete en un recipiente y se calienta, cuando se alcanza la temperatura a la que hierve el primer líquido, sus vapores se escapan de la mezcla y se hacen pasar por un refrigerante en el que se enfrían y salen en estado líquido.
  • Liofilización: consiste en eliminar el agua de una mezcla desecándola a vacío.
  • Cristalización: se utiliza para purificar un sólido. La sustancia que se purifica se disuelve mejor en un líquido en caliente. Llegará un momento en el que el exceso de sólido disuelto formará cristales que se separaran del líquido.
  • Cromatografía: se usa para separar los distintos componentes de una mezcla homogénea aprovechando su distinta afinidad o apetencia por un disolvente.

3. ESTUDIO CIENTÍFICO DE LA MATERIA.

a. Leyes ponderales:

  • Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. En una reacción química: la masa de las sustancias de partida es la misma que la masa de las sustancias que se obtienen.
  • Ley de las proporciones definidas o ley de Proust: siempre que dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen en una proporción en masa constante.
  • Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton: cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija de otro guardan entre sí una relación de número enteros sencillos.

b. Teoría atómica de Dalton:

  • Todos los elementos están formados por átomos pequeñísimos, que son partículas indivisibles e indestructibles.
  • Todos los átomos de un elemento son exactamente iguales en masa y en las demás propiedades, y distintos de los átomos de cualquier otro elemento.
  • Un compuesto químico está formado por átomos de compuesto, todos iguales entre sí. Cada átomo de compuesto está constituido por átomos de distintos elementos que se combinan en una relación de números enteros sencillos.
  • En una reacción química los átomos se recombinan, y así unas sustancias se transforman en otras diferentes.

c. Leyes volumétricas:

  • Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac: en las reacciones entre gases los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los de los productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan una relación de números enteros y sencillos.
  • Hipótesis de Avogadro: en iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas.

d. Teoría atómico-molecular:

  • Toda materia está formada por átomos pequeñísimos indivisibles e indestructibles (hoy sabemos que esto no es correcto).
  • Todos los átomos de un elemento son exactamente iguales en masa y en las demás propiedades, y distintos de los átomos de cualquier otro elemento (excepción→isótopos).
  • Todas las sustancias, simples y compuestas, están formadas por moléculas que resultan de la unión de átomos del mismo o distintos elementos.
  • Todas las moléculas de una misma sustancia son iguales entre sí. Y son distintas a cualquier otra que forma otra sustancia.
  • Las moléculas de las sustancias simples están formadas por átomos del mismo elemento. Si la molécula está formada por un solo átomo, se identifica con el átomo; si está formada por más de uno, se indica cuántos átomos están enlazados en una molécula. Ej: H2, P4,…
  • Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por átomos de dos o más elementos diferentes que se combinan en relaciones numéricas sencillas. Ej: 1:1 →HCl; 2:1→H2O; 1:3 → NH3,…
  • En una relación química los átomos se recombinan, y así unas sustancias se transforman en otras diferentes.

4. LA MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA.

 

  • Masa atómica relativa: es la masa de sus átomos con relación a la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12. Es un número adimensional.

 

  • Uma (unidad de masa atómica, u): es una cantidad de materia igual a la doceava parte de un átomo del isótopo de carbono-12. Una uma equivale a 1,66•10-27 Kg.

Mol:

  • Un mol de átomos es la cantidad de un elemento químico que contiene tantos átomos como hay en 0,012 Kg de carbono-12. La masa de un mol de átomos equivale a su masa atónica relativa expresada en gramos y contiene hay el número de Avogadro de átomos (6,022•1023 átomos).
  • Un mol de un compuesto es la cantidad de ese compuesto equivale a su masa molecular relativa expresada en gramos. Hay el número de Avogadro de moléculas.

5. LA FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS.

 

  • Fórmula empírica: indica los elementos que forman un compuesto y en qué proporción se combinan sus átomos, expresada con los números enteros más sencillos. A veces es la fórmula abreviada de su la molecular.

 

  • Fórmula molecular: indica los elementos que forman un compuesto y cuántos átomos de cada uno hay en una molécula del compuesto.

La composición centesimal de una sustancia indica el tanto por ciento en masa de cada uno de los elementos que la integran.

Tipos de enlaces

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico.

1. ENLACE IONICO

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal ( electronegativo ) y un metal ( electropositivo ).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en un red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular ( distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario ), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

2. ENLACE COVALENTE

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble ( 8 electrones en la última capa ). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación ( aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente ), fuerzas de inducción ( ion o dipolo permanente producen en una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática ) y fuerzas de dispersión ( aparecen en tres moléculas apolares ).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo ( ejem.: agua ). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes apolares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

• La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.

• La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

3. ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

Polaridad de los enlaces

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.



Biomoléculas

Hemoglobina

Hemoglobina

Los elementos biogénicos se unen por enlaces químicos para formar las moléculas constituyentes de los organismos vivos, que se denominan biomoléculas o principios inmediatos. Mediante la filtración, la destilación, la centrifugación y la decantación se separan las biomoléculas de un ser vivo.

– Inorgánicas:
– Agua
– Sales minerales
– Orgánicas:
– Glúcidos
– Lípidos
– Proteínas
– Ácidos nucleicos o nucleótidos

1. El agua.

Es la sustancia química más abundante en la materia viva. El agua se encuentra en la materia viva en tres formas:
– Agua circulante (sangre, savia)
– Agua intersticial (entre las células, tejido conjuntivo)
– Agua intracelular (citosol e interior de los orgánulos celulares)
La cantidad de agua presente en los seres vivos depende de tres factores:
– Especie: los organismos acuáticos contienen un porcentaje muy elevado de agua mientras que las especies que viven en zonas desérticas tienen un porcentaje muy bajo.
– Edad del individuo: las estructuras biológicas de los organismos jóvenes presentan una proporción de agua mayor que las de los individuos de más edad.
– Tipo de tejido u órgano: dado que las reacciones biológicas se llevan a cabo en un medio acuoso, los tejidos con una gran actividad bioquímica contienen una proporción de agua mayor que los más pasivos.

Estructura química del agua

La molécula de agua está formada por la unión de un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno mediante enlaces covalentes (cada átomo de H de una molécula comparte un par de electrones con el átomo de O).
La electronegatividad del O es mayor que la del H por lo que los electrones compartidos se desplazan hacia el átomo de O.
El O posee cuatro electrones más sin compartir, lo que tiene dos consecuencias:
– La geometría triangular de la molécula.
– La presencia de una carga negativa débil en la zona donde se sitúan los electrones no compartidos.
Esto último junto con la menor electronegatividad de los átomos de H, crea una asimetría eléctrica en la molécula de agua que provoca la aparición de cargas eléctricas parciales opuestas (), de manera que la zona de los electrones no compartidos del O es negativa y la zona donde se sitúan los H es positiva. Por eso, la molécula de agua tiene carácter dipolar.
Esta polaridad favorece la interacción entre las moléculas de agua (la zona con carga eléctrica parcial negativa de una de ellas es atraída por la zona con carga parcial positiva de otra), estableciéndose entre ambas un puente de hidrógeno.
Estos puentes de hidrógeno se dan entre el H y átomos electronegativos (O y N). Son enlaces más débiles que los covalentes, se forman y se rompen constantemente (en el agua líquida cada enlace dura 10-11 seg.). Presentan una gran cohesión molecular y una gran estabilidad molecular.

Propiedades y funciones del agua

1) Poder disolvente.

Debido a la polaridad de su molécula, el agua se puede interponer entre los iones de las redes cristalinas de los compuestos iónicos.
Puede formar puentes de hidrógeno con otras moléculas no iónicas.
Una forma de medir la capacidad de una sustancia para disolver compuestos iónicos consiste en calcular el valor de su constante dieléctrica. Esto da lugar a un proceso de disolución en el que la molécula de agua se dispone alrededor de los grupos polares del soluto, llegando a desdoblarlos en aniones y cationes, que quedan así rodeados por moléculas de agua. Esto se denomina solvatación iónica.

2) Debido a la existencia de puentes de hidrógeno.

– Estado líquido del agua a temperatura ambiente.
Gracias a esto el agua actúa como medio de transporte de las sustancias, como función de amortiguación mecánica y como líquido lubricante.
– Líquido incompresible.
Esta propiedad controla las deformaciones citoplasmáticas y permite que el agua actúe como esqueleto hidrostático en las células vegetales.
– Capilaridad o fuerzas de adhesión.
Es la capacidad de unirse a moléculas de otras sustancias. Esto permite que el agua ascienda por conductos estrechos (acción capilar) y la penetración en algunas sustancias como las semillas (imbibición).
– Elevada tensión superficial.
Esto quiere decir que la superficie ofrece resistencia a romperse y actúa como una membrana elástica.
– Elevado calor específico.
Cuando se aplica calor al agua, parte de la energía comunicada se emplea en romper los puentes de hidrógeno.
El agua tiene una función termorreguladora, es decir, mantiene estable la temperatura corporal.
– Elevado calor de vaporización.
Para pasar del estado líquido al gaseoso es necesario que los puentes de hidrógeno se rompan.
La extensión de una película de agua sobre una superficie biológica provoca su refrigeración, ya que al evaporarse tomando energía térmica del medio provoca el enfriamiento del conjunto.
– Densidad.
El agua alcanza un volumen mínimo y la máxima densidad a los 4ºC.
Cuando el hielo tiene una temperatura de 0ºC se forma un retículo molecular muy estable que tiene mayor volumen que el agua líquida, por lo que el hielo es menos denso que el agua líquida a una temperatura menor de 4ºC y flota sobre ella. Esto produce un aislamiento térmico que permite la vida acuática.

3) Ionización del agua.

Algunas moléculas de agua sufren un proceso de ionización cuando un átomo de H de una de ellas se une, mediante un enlace covalente, al átomo de O de otra molécula: (H2O + H2O  H3O+ (ión hidronio) + OH- (ión hidróxido)).
La concentración de moléculas ionizadas en el agua pura es muy baja: a 25ºC es de 10-14 mol/l, y, por tanto, H3O+ = OH- = 10-7 ( Neutralidad).
H+ = 10-7 <—> neutra <—> pH = 7
H+ > 10-7 <—> ácida <—> pH < 7
H+ < 10-7 <—> básica <—> pH > 7
Intervienen los sistemas tampón, buffer o amortiguadores que actúan como aceptores o dadores de H+ para compensar el exceso o el déficit de estos iónes en el medio y mantener constante su pH. Los más comunes son el tampón fosfato, el tampón bicarbonato y las proteínas.

4) Reacciones enzimáticas.

Destacan:
– Hidrólisis: una molécula de agua lleva a cabo la rotura de una molécula orgánica (procesos digestivos).
– Condensación: las moléculas sencillas se unen para obtener otras mayores.
– Fotosíntesis: proporciona H+ para realizar la síntesis de moléculas orgánicas.

2. Sales minerales.

Las sales minerales se pueden encontrar en los seres vivos de tres formas:

– Precipitadas (constituyen estructuras sólidas):

– Silicatos: caparazones de algunos organismos (diatomeas), espículas de algunas esponjas y estructura de sostén en algunos vegetales (gramíneas).
– Carbonato cálcico: caparazones de algunos protozoos marinos, esqueleto externo de corales, moluscos y artrópodos, y estructuras duras (espinas de erizos de mar, dientes y huesos).
– Fosfato cálcico: esqueleto de vertebrados.

– Disueltas (dan lugar a aniones y cationes):

Éstas intervienen en la regulación de la actividad enzimática y biológica, de la presión osmótica y del pH en los medios biológicos; generan potenciales eléctricos y mantienen la salinidad.
– Asociadas a moléculas orgánicas (fosfoproteínas, fosfolípidos y agar-agar).

Funciones de las sales minerales

1) Constitución de estructuras de sostén y protección duras.
2) Funciones fisiológicas y bioquímicas.
3) Sistemas tampón.
4) Mantenimiento de concentraciones osmóticas adecuadas.
Los procesos biológicos dependientes de la concentración de soluto en agua se denominan osmóticos y tienen lugar cuando dos disoluciones de diferente concentración separadas por una membrana semipermeable que no deja pasar el soluto pero sí el disolvente. Se observa el paso del disolvente desde la disolución más diluida (hipotónica) hacia la más concentrada (hipertónica) a través de la membrana. Cuando el agua pasa a la disolución hipertónica, ésta se diluye, mientras que la disolución hipotónica se concentra al perderla. El proceso continúa hasta que ambas igualan su concentración, es decir, se hacen isotónicas. Para evitar el paso de agua sería necesario aplicar una presión (presión osmótica).
– Turgencia: si la concentración del medio intracelular es mayor que la extracelular, la entrada excesiva de agua producirá un hinchamiento.
– Plasmólisis: si la concentración del medio intracelular es menor que la extracelular, la célula pierde agua y disminuye de volumen.

Estos dos procesos pueden producir la muerte celular.
5) Mantenimiento del pH en estructuras y medios biológicos.

Bioelementos

Molecula de agua

Molecula de agua

La materia viva está constituida por unos 70 elementos. Estos elementos se llaman bioelementos o elementos biogénicos.
Propiedades por las que el C, H, O, N, P y S componen los bioelementos mayoritarios (bioelementos que se encuentran en mayor proporción):
– Tienen capas electrónicas externas incompletas y pueden formar enlaces covalentes y dar lugar a las biomoléculas que constituirán las estructuras biológicas y llevarán a cabo las funciones vitales.
– Poseen un nº atómico bajo, por lo que los electrones compartidos en la formación de los enlaces se hallan próximos al núcleo y las moléculas originadas son estables.
– Como el O y el N son electronegativos, algunas biomoléculas son polares y por ello solubles en agua.
– Pueden incorporarse a los seres vivos desde el medio externo (CO2 , H2O, nitratos).

Clasificación de los bioelementos.

Primarios: están formados por C, H, O, N, P y S que constituyen el 99% de la materia viva y son los componentes fundamentales de las biomoléculas.
Secundarios: están formados por Na, K, Ca, Mg y Cl.
Oligoelementos: están formados por el Fe, Cu, Zn, Mn, I, Ni y Co (aparecen en la mayoría de los organismos) y Si, F, Cr, Li, B, Mo y Al (sólo están presentes en grupos concretos). Constituyen menos del 0,1% y son esenciales para desempeñar procesos bioquímicos y fisiológicos.

Determinan la Estructura de las Moléculas de Clorofila Presentes en Bacterias Verdes

Vista de Bacterias Verdes

Bacterias Verdes

Un equipo internacional de científicos ha determinado la estructura de las moléculas de clorofila, en bacterias verdes, que son responsables de recoger la energía lumínica para estos organismos. Los resultados del equipo podrían ser usados algún día para desarrollar sistemas fotosintéticos artificiales, que fuesen capaces, entre otras cosas, de convertir la energía solar en energía eléctrica.

Los científicos han descubierto que esas estructuras clorofílicas bacterianas son muy eficaces captando energía lumínica. Y que la orientación de las moléculas de clorofila es decisiva para esa gran eficiencia de las bacterias verdes en la captación de la luz.

Las bacterias verdes son un grupo de organismos que por regla general viven en ambientes muy pobremente iluminados, como en las regiones de luminosidad precaria de fuentes termales y en el Mar Negro a profundidades de 100 metros. Las bacterias contienen estructuras llamadas clorosomas, que contienen hasta 250.000 moléculas de clorofila. La habilidad para captar la energía lumínica y suministrarla con rapidez a donde se la necesita, es esencial para estas bacterias, algunas de las cuales captan sólo algunos fotones de luz por molécula de clorofila por día.

Como han sido tan difíciles de investigar, los clorosomas en las bacterias verdes son la última clase de complejo de recolección de luz en ser caracterizado estructuralmente por los científicos.

Recurriendo a técnicas especiales, los autores del estudio han conseguido echar una mirada detallada a esas estructuras moleculares cruciales en las bacterias verdes. A tal fin, emplearon técnicas genéticas, microscopía crioelectrónica, espectroscopia por resonancia magnética nuclear de estado sólido, y técnicas de modelación digital para acoplar todos los datos y crear una imagen final del clorosoma.

Quizás los resultados obtenidos en este estudio se puedan utilizar algún día para desarrollar sistemas de fotosíntesis artificiales que conviertan la energía solar en electricidad. Las interacciones que conducen al ensamblaje clorofílico en los clorosomas son más bien simples, así que son buenos modelos para los sistemas artificiales. Basta disponer de las condiciones adecuadas en una disolución para poder fabricar en ella estructuras clorofílicas. De hecho, se viene haciendo ya desde hace años, aunque el problema es que no ha sido posible desentrañar las reglas biológicas para construir estructuras más grandes.

“No diré que ya conocemos del todo las reglas, pero por lo menos sabemos ahora qué son dos de las estructuras y cómo se relacionan con el sistema biológico como un todo, lo que constituye un gran avance”, señala Donald Bryant, profesor de biotecnología en la Universidad Estatal de Pensilvania, y uno de los jefes del equipo.

Formulación orgánica

1.HIDROCARBUROS


tabla-1

1.1Hidrocarburos saturados de cadena lineal

Los hidrocarburos saturados se caracterizan por presentar enlaces simples. Se nombran haciendo terminar en –ano el prefijo que indica el número de átomos de C.

tabla-2

tabla-3

1.1.1 Ramificados

Están formados por una cadena principal, de la que parten radicales. Los radicales son grupos de átomos que, procedentes de un hidrocarburo, han perdido un átomo de hidrógeno. Se nombran añadiendo el sufijo –il al prefijo que indica el nº de átomos de la cadena.

TABLA-4

Para nombrar un hidrocarburo ramificado hay que localizar primero la cadena principal. Ésta es la cadena de átomos de C más larga que puede formarse. Definida ésta, la posición de un radical se indica mediante un localizador.
De este modo el hidrocarburo:

tabla-5

Es el 2-metilbutano

La cadena principal debe numerarse de tal forma que el localizador del radical sea lo más bajo posible.
Si existen varios radicales, se ordenan alfabéticamente, sin tener en cuenta la posible existencia de prefijos como di, tri, etc.

1.1.2 Cíclicos

Estos hidrocarburos se nombran anteponiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano. Así:

tabla-6tabla-7

1.2.Hidrocarburos con dobles enlaces: Alquenos

Estos hidrocarburos se caracterizan por tener al menos un doble enlace en la cadena principal. Se nombran con la terminación –eno. La posición del doble enlace se indica mediante el localizador que, como siempre, se procura sea el nº más bajo posible.

Siguiendo este criterio, el hidrocarburo:

CH3-CH2-CH2-CH=CH2
Es el 1-penteno.

Si el hidrocarburo tiene ramificaciones, se considera cadena principal, la cadena más larga que contenga el doble enlace.

Si existe más de un doble enlace, se indica con los prefijos di, tri, etc. De ese modo, el compuesto

CH3-CH=C=CH-CH3        es el 2,3-pentadieno

1.3 hidrocarburos con triples enlaces: Alquinos

Son los hidrocarburos en los que existe un triple enlace. El criterio para nombrarlos es análogo en todo al seguido en los alquenos, exceptuando la terminación, ya que se nombran con la terminación -ino.

Si los hidrocarburos tienen dobles y triples enlaces, se nombran de tal modo que los lo9calizadores sean lo más bajos posibles; sólo si coinciden los localizadores al numerar ambos extremos se da preferencia a los dobles enlaces:

tabla-8

2.ALCOHOLES

Los alcoholes se nombran añadiendo la terminación –ol al hidrocarburo de referencia. El localizador indica en este caso la posición del grupo alcohol. Debe procurarse que se asigne al nº más bajo posible al C unido al grupo OH

CH3-CH2-CH2OH 1-propanol
CH3-CHOH-CH2-CHOH-CH3 2,4-pentanodiol
CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH2OH 3hexen-1-ol


3.ÉTERES

Hay dos formas de nombrar los éteres. Veamos las dos formas en que podemos nombrar estos compuestos:

tabla-9

4.CETONAS

Se utiliza para nombrarlos la terminación –ona.

tabla-10

5. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y ÉSTERES

5.1 Ácidos carboxílicos

Los ácidos carboxílicos se nombran anteponiendo a la terminación –oico el nombre del hidrocarburo de referencia. Los localizadores se asignan de modo que el grupo carboxilo tenga el nº más bajo posible.

tabla-12

5.2 Ésteres

Se nombran como las sales, sustituyendo la terminación –oico del ácido correspondiente por –ato.

CH3COO-CH2-CH3 Etanoato de etilo (acetato de etilo)
CH2=CH-CH2-COO-CH3 3-buten de metilo


6. COMPUESTOS NITROGENADOS

6.1 Aminas

Se anteponen a la palabra amina los nombres de los radicales unidos al átomo de Nitrógeno.

CH3-NH2 Metilamina
C6H5-NH2 Fenilamina (anilina)
CH3-CH2-NH-CH3 Etilmetilamina

6.2 Amidas

Se considera que derivan de la sustitución del grupo –OH en un radical ácido por el grupo –NH2. Por tanto se sustituye en el nombre del ácido del que derivan la terminación –oico por la terminación –amida.

CH3-CO-NH2 Etanamida (acetamida)
CH3-CH2-CH2-CH2-CO-NH2 Pentanamida
CH3-CO-NH-CH3 N-metiletanamida

Observa que en el tercer ejemplo hay un radical metil unido al Nitrógeno, es por ello por lo que al nombrar el compuesto hemos añadido el prefijo N-metil.

6.3 Nitrilos

Existen dos formas de nombrarlos: una de ellas utiliza la terminación –nitrilo, mientras que la otra los considera derivados del ácido cianhídrico (HCN).

ORDEN DE PREFERENCIA PARA LA ELECCIÓN DEL GRUPO PRINCIPAL.

En el supuesto de que en un compuesto exista más de un grupo funcinal, el orden de preferencia de los localizadores es el siguiente:

1º ácidos
2ºésteres
3º amidas
4ºnitrilos
5º aldehídos
6º cetonas
7º alcoholes
8º aminas
9º éteres