Este documento trata sobre la hemoglobina y su estructura molecular. Explica que la hemoglobina es una proteína que transporta oxígeno en la sangre y que contiene cuatro cadenas globina unidas a grupos hemo. Incluye representaciones de la estructura de la molécula de hemoglobina obtenidas mediante rayos X y también explica brevemente las teorías del enlace de valencia y los orbitales moleculares.

1. Química General Facultad Ingeniería y Tecnología Jorge Gatica [email_address]

8. www.psc.edu / science /Ho/ Ho.html#hemoglobin There's no substitute for blood, and that's a problem. In a world abundant with useful synthetic materials -- from artificial sweetener to pantyhose, spandex and teflon, prosthetic limbs, joints and heart valves -- blood is blood, and so far there's no getting around it.

9. Figure 1: Cartoon drawing of the hemoglobin molecule. One alpha-beta dimer is colored red and the other is colored blue. The darker red represents the heme molecules. Image courtesy of Protein Data Bank

10. Figure 2: 3-D Ribbon Structure of the hemoglobin molecule. Each of the 4 globin chains is represented in a different color. The heme molecule is shown in red. www.psc.edu/science/Ho/Ho.html#hemoglobin

11. Figure 3: Heme molecule. Porphorin ring with iron atom ligand bound inside. http:// omlc.ogi.edu/spectra/hemoglobin/hemestruct /

12. A demostration of the interactive model is available online at www.nature.com/nchem/journal/v1/n7/media/nchem.373_jmol.html

13. C1: contains various representations of the measured X-ray structure, In C2 are translated to Lewis valence-bond diagrams. C3 depicts representative canonical Kohn–Sham molecular orbitals derived from a density functional theory calculation of the system, from which (C4) a total electron density distribution can be derived and topologically analyse C5 to yield bond- and ring-critical points, at which latter position a NICS magnetic index can be computed as a probe of aromaticity. C6 shows how an alternative topological analysis of the ELF function can probe properties associated with the electron pairing. Two (of the 3 N –6; N is the number of atoms) molecular vibrations particularly associated with the H H region between the two methyl groups are shown in C7. The green arrows indicate the direction and relative amplitude of motion of the relevant atoms during each vibration.

14. Valencia http://es.wikipedia.org/wiki/Valencia_química En química, la valencia , también conocida como número de valencia , es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo estructura de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia (1927), la teoría de los orbitales moleculares (1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.

15. Historia La etimología de la palabra "valencia" proviene de 1465, significando "extracto, preparación", del latín valentia "fuerza, capacidad", y el significado químico refiriéndose al "poder combinante de un elemento" está registrado desde 1884, del alemán Valenz . 1 En 1789, William Higgins publicó bocetos sobre lo que él llamó combinaciones de partículas "últimas", que esbozaban el concepto de enlaces de valencia. 2 1 Valence - Online Etymology Dictionary. 2 Partington, J.R. (1989). A Short History of Chemistry. Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65977-1

16. Historia Si, por ejemplo, de acuerdo a Higgins, la fuerza entre la partícula última de oxígeno y la partícula última de nitrógeno era 6, luego la fuerza del enlace debería ser dividida acordemente, y de modo similar para las otras combinaciones de partículas últimas:

17. Dinitrogen pentoxide , N 2 O 5 Dinitrogen tetroxide , N 2 O 4 Dinitrogen trioxide , N 2 O 3 Nitrous oxide , N 2 O Nitrogen dioxide , NO 2 Nitric oxide , NO

18. Teoría de las valencias químicas La Valencia puede ser rastreada a una publicación de Edward Frankland, en la que combinó las viejas teorías de los radicales libres y "teoría de tipos" con conceptos sobre afinidad química para mostrar que ciertos elementos tienen la tendencia a combinarse con otros elementos para formar compuestos conteniendo 3 equivalentes del átomo unido, por ejemplo, en los grupos de tres átomos (vg. NO3, NH3, NI3, etc.) o 5, por ejemplo en los grupos de cinco átomos (vg. NO5, NH4O, PO5, etc.) Es en este modo, según Frankland, que sus afinidades están mejor satisfechas. Siguiendo estos ejemplos y postulados: Una tendencia o ley prevalece (aquí), y que, no importa qué puedan ser los caracteres de los átomos que se unen, el poder combinante de los elementos atrayentes, si me puedo permitir el término, se satisface siempre por el mismo número de estos átomos. Este " poder combinante " fue denominado posteriormente cuantivalencia o valencia.

19. Vista general: Valencia El concepto fue desarrollado a mediados del siglo XIX, en un intento por racionalizar la fórmula química de compuestos químicos diferentes. En 1919, Irving Langmuir, tomó prestado el término para explicar el modelo de átomo cúbico de Gilbert Lewis al enunciar que "el número de pares de electrones que cualquier átomo dado comparte con el átomo adyacente es denominado la covalencia del átomo." El prefijo co- significa "junto", así que un enlace co-valente significa que los átomos comparten valencia. De ahí, si un átomo, por ejemplo, tiene una valencia +1, significa que perdió un electrón, y otro con una valencia de -1, significa que tiene un electrón adicional . Luego, un enlace entre estos dos átomos resultaría porque se complementarían o compartirían sus tendencias en el balance de la valencia. Subsecuentemente, ahora es más común hablar de enlace covalente en vez de "valencia", que ha caído en desuso del nivel más alto de trabajo, con los avances en la teoría del enlace químico, pero aún es usado ampliamente en estudios elementales donde provee una introducción heurística a la materia.

20. Tipos de Valencia Valencia positiva máxima: Es el número positivo que refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo. Este número coincide con el Grupo de la Tabla Periódica al cual pertenece. Por ejemplo: el Cloro (Cl) es del Grupo VII A en la tabla, por lo que su valencia positiva máxima es 7 . Valencia negativa: Es el número negativo que refleja la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro pero que obviamente esté actuando con valencia positiva. Este número negativo se puede determinar contando lo que le falta a la valencia positiva máxima para llegar a 8, pero con signo -. Por ejemplo: a la valencia máxima positiva del átomo de Cloro (7) le falta 1 para llegar a 8, entonces su valencia negativa será -1 .

21. Tabla de valencias

23. Definición del "número de enlaces" Se creía originalmente que el número de enlaces formados por un elemento dado era una propiedad química fija y, en efecto, en muchos casos, es una buena aproximación. Por ejemplo, en muchos de sus compuestos, el carbono forma cuatro enlaces, el oxígeno dos y el hidrógeno uno. Sin embargo, pronto se hizo evidente que, para muchos elementos, la valencia podría variar entre compuestos diferentes. Uno de los primeros ejemplos en ser identificado era el fósforo, que algunas veces se comporta como si tuviera una valencia de tres, y otras como si tuviera una valencia de cinco. Un método para resolver este problema consiste en especificar la valencia para cada compuesto individual: aunque elimina mucho de la generalidad del concepto, esto ha dado origen a la idea de número de oxidación (usado en la nomenclatura Stock y a la notación lambda en la nomenclatura IUPAC de química inorgánica).

24. Estructura de Lewis La Estructura de Lewis , o puede ser llamada diagrama de punto , modelo de Lewis o representación de Lewis , es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1915 en su artículo La molécula y el átomo . Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

25. Diagrama de algunas estructuras de Lewis de moléculas y átomos

26. Teoría del enlace de valencia La teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas. 1 La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto . La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría del orbital molecular. 1 Murrel, JN, Kettle, SF Tedder, JM " The Chemical Bond ", John Wiley & Sons (1985) ISBN 0-471-90759-6

27. Teoría de los Orbitales Moleculares La Teoría de los Orbitales Moleculares (OM) es un método para determinar la estructura molecular en la que los electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula. 1 En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψf del orbital molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos constituyentes χi , de acuerdo a la siguiente ecuación: 1 Daintith, J. (2004). Oxford Dictionary of Chemistry . New York: Oxford University Press. ISBN 0-19-860918-3

28. Teoría de los Orbitales Moleculares Los coeficientes cij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de esta ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas atómicas y se utiliza en la química computacional. Una transformación unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teoría de los orbitales moleculares ha sido vista como competidor de la Teoría del Enlace de Valencia en los años treintas, pero se descubrió después que los dos métodos están íntimamente relacionados y que cuando son extendidos son equivalentes.

33. Historia En 1916, G.N. Lewis propuso que un enlace químico se forma por la interacción de dos electrones compartidos enlazadas, con la representación de moléculas según la estructura de Lewis. En 1927, fue formulada la teoría de Heitler-London, que permitió por primera vez el cálculo de las propiedades del enlace de la molécula de dihidrógeno (H 2 ), basado en consideraciones de mecánica cuántica. Específicamente, un día, después de una larga siesta, Walter Heitler imaginó cómo podría usar la ecuación de onda de Schrödinger (1925) para mostrar cómo pueden unirse las funciones de onda de dos átomos de hidrógeno, con más, menos, y términos de intercambio (canje), para formar un enlace covalente. Llamó a su asociado Fritz London y trabajaron los detalles de la teoría en el curso de la noche. 2 2 Walter Heitler - Key participants in the development of Linus Pauling's The Nature of the Chemical Bond

34. Posteriormente, Linus Pauling usó las ideas de pares enlazantes de Lewis junto con la teoría de Heitler-London para desarrollar otros dos conceptos claves en la teoría EV: resonancia (1928) e hibridación de orbitales (1930). Según Charles Coulson, autor del aclamado libro de 1952, Valence , este período marca el nacimiento de la "teoría de enlace de valencia moderna", en contraste con las viejas teorías de enlace de valencia, que son esencialmente teorías electrónicas de valencia, expresadas en términos pre-mecánico-ondulatorios. La teoría de resonancia fue criticada como imperfecta por los químicos soviéticos en la década de 1950. 3 3 I. Hargittai, When Resonance Made Waves, The Chemical Intelligencer 1, 34 Rawr (HH)(1995)

35. Teoría Una estructura de enlace de valencia es similar a una estructura de Lewis, sin embargo, pueden escribirse varias estructuras de enlace de valencia donde no puede escribirse sólo una estructura de Lewis. Cada una de estas estructuras de EV representa a una estructura de Lewis específica. La combinación de las estructuras de enlace de valencia es el punto principal de la teoría de resonancia. La teoría del enlace de valencia considera que el traslape de orbitales atómicos de los átomos participantes forma un enlace químico. Debido al traslape, es más probable que los electrones estén en la región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los enlaces como orbitales débilmente apareados (traslape pequeño). Típicamente, la teoría del enlace de valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado basal (es decir, donde la frecuencia de probabilidad no varía en función del tiempo).

36. La teoría de enlace de valencia hoy La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo y paramagnetismo) de una forma más directa, aunque la teoría de enlace de valencia en una forma complicada genera los mismos resultados. La teoría del enlace de valencia ve las propiedades de aromaticidad en las moléculas que la presentan como debidas a la resonancia entre las estructuras de Kekulé, Dewar y posiblemente iónicas, mientras que la teoría de orbitales moleculares las ve como la deslocalización de los electrones π. Las matemáticas subyacentes también son algo más complicadas, limitando el tratamiento por medio de la teoría de enlace de valencia a moléculas relativamente pequeñas. Por otra parte, la teoría del enlace de valencia provee una descripción más fácil de visualizar de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces durante el curso de una reacción química.

37. La teoría de enlace de valencia hoy En particular, la teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría de orbitales moleculares en su forma simple predice la disociación en una mezcla de átomos y iones. Más recientemente, algunos grupos han desarrollado lo que frecuentemente se llamada teoría moderna del enlace de valencia. Esta teoría reemplaza el traslape de orbitales atómicos con el traslape de orbitales de enlace de valencia que se expande por toda la molécula. Las energías resultantes son más competitivas cuando se introduce correlación electrónica basada en las funciones de onda de referencia de Hartree-Fock.

38. Aplicaciones de la teoría del enlace de valencia Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es la condición de máximo traslape que conduce a la formación de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se usa para explicar la formación de enlaces covalentes en muchas moléculas. Por ejemplo en el caso de la molécula F 2 , el enlace F-F está formado por el traslape de orbitales p de dos átomos de flúor diferentes, cada uno conteniendo un electrón desapareado .

39. Aplicaciones de la teoría del enlace de valencia Dado que la naturaleza de los orbitales es diferente en las moléculas de H 2 y F 2 , la fuerza de enlace y la longitud de enlace diferirán en ambas moléculas.

40. Aplicaciones de la teoría del enlace de valencia En una molécula de HF, el enlace covalente está formado por el traslape del orbital 1s del H y 2p del F, cada uno conteniendo un electrón desapareado. La compartición mutua de los electrones entre H y F resulta en la formación de un enlace covalente entre ambos.

41. Otras críticas al concepto de valencia La valencia de un elemento no siempre es igual a su estado de oxidación más alto. Las excepciones incluyen al rutenio, osmio y xenón, que tienen valencias de seis (hexafluoruros), pero que pueden formar compuestos con oxígeno en el estado de oxidación +8, y cloro, que tiene una valencia de cinco, pero un estado de oxidación máximo de +7 (en los percloratos). El concepto de "combinación" no puede ser igualado con el número de enlaces formados por un átomo. En el fluoruro de litio (que tiene la estructura del NaCl, cada átomo de litio está rodeado por seis átomos de flúor, mientras que la valencia del litio es universalmente tomada como uno, como sugiere la fórmula LiF. En la fase gaseosa, el LiF existe como moléculas discretas diatómicas como las valencias sugerirían.

42. Ejemplos K 2 SO 4 K: (+1)*2 = +2 S: (+6)*1 = +6 O: (-2)*4 = -8 Suma = 0 Al 2 (CO 3 ) 3 Al: (+3) * 2 = +6 C: (+x) * 3 = +3x O: (-2) * 9 = -18 Suma = +6 + 3x -18 = 0 -12 + 3x = 0 3x = 12 x = 4 Por lo tanto, la valencia del Carbono C es +4 K2Cr2O7 K: (+1) * 2 = +2 Cr: (+x) * 2 = +2x O: (-2) * 7 = -14 Suma = +2 + 2x -14 = 0 -12 + 2x = 0 2x = 12 x = 6 Por lo tanto, la valencia del Cromo Cr es +6

43. Demostrar que las valencias positivas son iguales a las valencias negativas: CO2 H2 O2 H2 O2 F2 Al2 (SO4)3 Ag Cl H Cl O H2SO2 O2 Al (O H)3 H2 Mg I2 O5 2 Ca VALENCIA DEL OXIGENO= -2 VALENCIA DEL HIDROGENO= +1 VALENCIA = 0 DE TODO ELEMENTO QUE SE ENCUENTRE SOLO

44. Demostrar que las valencias positivas son iguales a las valencias negativas: CO 2 H 2 O 2 CO 2 + H 2 + O 2 Oxígeno trabaja con una valencia de (-2) x (2 átomos)= -4 Por lo tanto, Carbono debe de trabajar con +4, para que la suma sea = 0 El H 2 y el O 2 “trabajan” = 0

45. H 2 O 2 El H2 y el O2 “trabajan” = 0 El peróxido de hidrógeno (H 2 O 2 ), también conocido como agua oxigenada o dioxidano es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante. A temperatura ambiente es un líquido incoloro con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso se encuentran naturalmente en el aire. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone rápidamente en oxígeno y agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce. El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3% a 9%) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas, como la catalasa.

46. Al 2 (SO 4 ) 3 La valencia del Azufre es de +6 y la del Oxígeno es -2, entonces 6 + -2 x 4 = -2 y son 3 grupos lo que acumula -6 Por otro lado, Aluminio “trabaja” con valencia +3 y son dos átomos = +3 x 2 lo que acumula +6

47. Estado de oxidación El estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios. El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables electronicamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio. Por ejemplo, Cuando un átomo - A - necesita 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de −3. Por otro lado, cuando un átomo - B - tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de +3. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).

48. Tarea: autoevaluación 1 Indicar el estado de oxidación de cada elemento en el KMnO 4 . Elige la respuesta correcta: K = +2; O = -2; Mn = +6 K = +1; O = -2; Mn = +7 K = +1; O = -1; Mn = +3