.

2. ORBITALES
­ A lo largo del primer cuarto del
siglo XX se acumuló una enorme
c a n t i d a d d e r e s u l t a d o s
experimentales que desconcertaron
a l o s f í s i c o s : b a j o c i e r t a s
condiciones de medición, los
átomos y las partículas subatómicas
(electrones y protones; aún no se
descubrían los neutrones) se
comportaban como si estuvieran
constituidos por partículas… pero
bajo otras condiciones de medición
lo hacían como si se tratasen de un
rayo de luz.

3. ORBITALES
­ Para tratar de dar una
respuesta, Erwin Schrödinger
p ro p u s o e n 1 9 2 6 u n a
ecuación cuya interpretación
tenía como objetivo dar una
explicación satisfactoria a
estos hechos. La extensión
de estas ideas, que no
f o r m u l ó e l p r o p i o
Schrödinger, habría de dar
l u g a r a u n a d e l a s
r e v o l u c i o n e s d e l
c o n o c i m i e n t o m á s
destacables de la historia de
la ciencia.

4. ORBITALES
­ La ecuación de Schrödinger,
que es una ecuación diferencial,
p u e d e r e s o l v e r s e c o m o
cualquier otra para obtener
soluciones. Sin embargo, a
diferencia de las ecuaciones
como 3x2 – 3x + 6 = 0, donde las
soluciones son números (x1 = -2
y x2 = -2/3), aquí, las soluciones
son otras ecuaciones. A cada
una de estas ecuaciones,
llamadas funciones de onda, se
les representa con una letra ψ.

5. ORBITALES
­ Lo que se encontró es que si se
eleva al cuadrado cada una de
estas ecuaciones ψ y se grafica
su resultado, se obtienen unos
diagramas tridimensionales que
ahora denominamos como
orbitales y que representan las
regiones en el espacio donde
circulan los electrones en
derredor del núcleo.

6. ORBITALES
­ Hay cuatro tipos de orbitales por su forma: s, p, d y f
(abajo, de izquierda a derecha). Cada uno de ellos
puede recibir a un máximo de dos de los electrones
del átomo.

7. ORBITALES
­ Los orbitales están caracterizados por su contenido
de energía (en realidad, la energía que posee el
electrón cuando reside en ellos). Para identificarlos, se
han diseñado dos descriptores: un número y una
letra: 1s, 3p, 4d, 5f, etc.
­ Cada combinación de número y letra define un
subnivel, por lo que hablamos de subnivel 1s,
subnivel 2s, subnivel 2p, subnivel 3d, etc.
­ En un subnivel puede haber varios orbitales: los
subniveles s poseen siempre un único orbital; los
subniveles p poseen siempre tres orbitales; los
subniveles d poseen siempre cinco orbitales y los
subniveles f poseen siempre siete orbitales.

8. ORBITALES
­ Considerando la capacidad de cada orbital de poseer
hasta dos electrones, establecemos que un subnivel s
puede contener hasta dos electrones; un subnivel p
puede contener hasta 6 electrones; un subnivel d
puede contener hasta 10 electrones y un subnivel f
puede contener hasta 14 electrones.
­ Todos los orbitales de un mismo subnivel poseerán el
mismo contenido energético (son degenerados).
­ Los subniveles poseen diferente contenido
energético, y en general a medida que el número que
los caracteriza se hace mayor, aumenta su energía E
(E1s < E2s < E3s < E4s < E5s …).

9. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
­ La configuración electrónica
de un átomo describe la
m a n e r a e n l a q u e l o s
d i f e re n t e s o r b i t a l e s s e
encuentran poblados por los
electrones en un átomo.
­ Los electrones con menor
energía se llenarán primero,
luego los siguientes energía, y
así sucesivamente.
­ Para conocer el contenido
energético de los diferentes
subniveles se puede hacer uso
de la regla de las diagonales.

10. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
­ Por ejemplo, las configuraciones electrónicas de los
primeros 10 elementos son las siguientes:
1H = 1s1
2He = 1s2
3Li = 1s22s1
4Be = 1s22s2
5B = 1s22s22p1
6C = 1s22s22p2
7N = 1s22s22p3
8O = 1s22s22p4
9F = 1s22s22p5
10Ne = 1s22s22p6
11Na = 1s22s22p63s1

11. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
­ Identificamos ahora que algunos elementos poseen
dentro de la suya la configuración del helio:
1H = 1s1
2He = 1s2
3Li = 1s22s1
4Be = 1s22s2
5B = 1s22s22p1
6C = 1s22s22p2
7N = 1s22s22p3
8O = 1s22s22p4
9F = 1s22s22p5
10Ne = 1s22s22p6
11Na = 1s22s22p63s1

12. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
­ En estos casos es posible hacer uso del siguiente
formato:
1H = 1s1
2He = 1s2 = [He]
3Li = [He]2s1
4Be = [He]2s2
5B = [He]2s22p1
6C = [He]2s22p2
7N = [He]2s22p3
8O = [He]2s22p4
9F = [He]2s22p5
10Ne = 1s22s22p6
11Na = 1s22s22p63s1

13. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
­ Al [He] se le denomina kernel o core del helio, y
comprende los electrones químicamente inertes.
1H = 1s1
2He = 1s2 = [He]
3Li = [He]2s1
4Be = [He]2s2
5B = [He]2s22p1
6C = [He]2s22p2
7N = [He]2s22p3
8O = [He]2s22p4
9F = [He]2s22p5
10Ne = 1s22s22p6
11Na = 1s22s22p63s1

14. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
­ El resto de los electrones, los de capa de valencia, sí
pueden ser empleados para formar enlaces:
1H = 1s1
2He = 1s2 = [He]
3Li = [He]2s1
4Be = [He]2s2
5B = [He]2s22p1
6C = [He]2s22p2
7N = [He]2s22p3
8O = [He]2s22p4
9F = [He]2s22p5
10Ne = 1s22s22p6
11Na = 1s22s22p63s1

15. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
­ La consideración del kernel simplifica enormemente la
expresión de la configuración electrónica:
1H = 1s1
2He = 1s2 = [He]
3Li = [He]2s1
4Be = [He]2s2
5B = [He]2s22p1
6C = [He]2s22p2
7N = [He]2s22p3
8O = [He]2s22p4
9F = [He]2s22p5
10Ne = 1s22s22p6 = [Ne]
11Na = [Ne]3s1

16. ELECTRONES DE VALENCIA
­ Los compuestos de interés en Bioquímica están
constituidos principalmente por C, H, O, N, S y P. Si nos
limitamos a representar estos átomos sólo con sus
electrones de capa de valencia llegamos a:
CH ON
SP

17. TIPOS DE ENLACE
­ Los átomos anteriormente señalados que nos interesan
poseen aproximadamente la misma electronegatividad,
y para unirse desarrollan un enlace covalente: en él,
cada uno de los átomos involucrados en el enlace
comparten un electrón de su capa de valencia para
unirse. Por ejemplo, para formar la molécula de ácido
clorhídrico, HCl, la unión entre los átomos por medio
de un enlace covalente puede postularse como sigue
(el Cl posee siete electrones en su capa de valencia).
H Cl ClH

18. TIPOS DE ENLACE
­ La estructura así constituida se define como la
estructura de Lewis del ácido clorhídrico. En una
estructura de Lewis los enlaces se representan como
líneas, cada una de las cuales da cuenta de la existencia
de dos electrones.
ClH

19. TIPOS DE ENLACE
­ Una molécula se encuentra normalmente constituida
por átomos no metálicos de diferentes elementos, los
cuales poseen diferente electronegatividad. Ello da
origen a que los electrones en el enlace, a pesar de que
es covalente, tiendan a aproximarse más al átomo del
elemento más electronegativo, lo que da origen a un
enlace covalente polar.
ClH

20. POLARIDAD
­ Uno de los ejemplos clásicos de este fenómeno es la
molécula de agua. Esta misma puede ser
representada de varias maneras a partir de su
estructura de Lewis, y de las siguientes tres que se
ilustran, la que más se aproxima a su “forma” real es
la de la derecha. Sin embargo, ninguna de ellas da
cuenta de cuáles son las zonas de preferencia para la
circulación de los electrones.

21. POLARIDAD
­ La preferencia de los electrones para
circular en ciertas zonas de las
moléculas puede visualizarse muy
adecuadamente a partir de los
d i a g r a m a s d e p o t e n c i a l
electrostático, en los cuales se
colorean de rojo las regiones ricas en
electrones y, conforme se avanza hacia
el azul siguiendo al orden en el que se
encuentran dispuestos los colores en
el arco iris, se alcanzan las regiones
depoca tendencia a la circulación
electrónica.

22. POLARIDAD
­ En el caso de la molécula del agua, la
zona de color rojo es la se que
encuentra cercana al átomo de
oxígeno, lo que está de acuerdo con el
mayor carácter electronegativo de
este elemento en comparación de los
hidrógenos. En contraste, cercanas a
estos últimos se encuentran las
regiones de color azul, con escasa (no
nula) circulación electrónica. Este
desbalance electrónico origina que el
agua sea una molécula polar: en ella,
los electrones no se encuentran
homogéneamente distribuidos.

23. POLARIDAD
­ Gracias al concepto de polaridad
puede entenderse la naturaleza de
los enlaces o puentes de hidrógeno
que se forman entre las moléculas de
agua: tales asociaciones, de
considerable fortaleza, se constituyen
gracias a la interacción electrostática
entre los átomos de O, ubicados en la
región roja rica en electrones
(señaladas aquí como δ-) y los de H,
situados en las zonas azules (que
corresponderían a las zonas
marcadas con δ+).

24. POLARIDAD
­ Si no existe en la molécula este desbalance en
electronegatividades de los átomos que la
constituyen, entonces hablamos de una molécula no
polar. Por ejemplo, en la molécula de metano, CH4, la
diferencia de electronegatividades entre C y H es muy
pequeña, por lo que los electrones no tienen una
región preferencial para circular.

25. POLARIDAD
­ Esta tendencia da al mapa de potencial electrostático
del metano coloraciones amarillo-verdosas: los
colores que se encuentran justamente a la mitad, entre
el rojo y el azul, lo que indica una no preferencia de
circulación para los electrones en torno a algún átomo
en la molécula.

26. POLARIDAD
­ Las moléculas no polares encuentran entonces
dificultades para unirse entre sí. Es necesario planear
para ellas la existencia de fuerzas de van der Waals para
que puedan unirse. En ellas, se postula que los
electrones, en continuo transitar por toda la molécula,
dan lugar en la “superficie” o “contorno” molecular a
pequeñas variaciones momentáneas de riqueza
electrónica: por el sitio donde se “asome” o transite un
electrón se generará una zona rica en carga negativa.

27. POLARIDAD
­ En contraste, en aquéllas regiones de la superficie
donde el electrón se haya movido, ya sea hacia otro
lugar de la superficie o hacia el “interior” de la molécula,
dará lugar a un déficit local momentáneo de densidad
electrónica.
­ Como resultado de esta deslocalización, las diferentes
regiones momentáneamente ricas y pobres en
electrones sobre la superficie de las moléculas en los
compuestos no polares darán lugar a una atracción
intermolecular efectiva.

28. POLARIDAD
­ Es a estas fuerzas a las que se les denomina de van der
Waals, y a pesar de que, una a una, son muchísimo
menos atractivas que los puentes de hidrógeno, al
desarrollarse en un elevadísimo número sobre
prácticamente toda la superficie de las moléculas
orgánicas permiten la asociación de éstas y la
constitución de líquidos y sólidos.

29. IONICIDAD
­ En contraste con los compuestos covalentes, cuando un
no metal se combina con un metal se genera una
e s t r u c t u r a e n l a q u e l a d i f e r e n c i a d e
electronegatividades entre los átomos es importante.
­ Bajo estas circunstancias, el no metal “sustrae”
electrones al metal para transformarlo en un átomo con
carga positiva: un catión, siendo el número de dichas
cargas equivalente al de electrones que le han sido
removidos.

30. IONICIDAD
­ En contraste, los átomos no metálicos que han sustraído
los electrones se transforman en entidades negativas
que se denominan aniones, y poseen tantas cargas
negativas como electrones hayan incorporado a su
estructura.

31. IONICIDAD
­ Cuando un elemento cede o pierde electrones se oxida,
comportamiento químico tipico de los metales (poco
electronegativos y dispuestos a cederlos).
­ Cuando un elemento gana o acepta electrones se
reduce, comportamiento químico tipico de los no
metales (muy electronegativos y dispuestos a
incorporarlos a su estructura).

32. IONICIDAD
­ Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino redes
(lattice). En una red los iones se rodean de cuantos
contraiones (los iones de carga contraria) puedan,
constituyendo una estructura continua.

33. IONICIDAD
­ En la imagen se muestra la estructura del cloruro de
sodio (NaCl). Cada esfera verde representa a los aniones
cloruro (Cl-) y las moradas los cationes sodio (Na+). Como
se puede ver, no hay formación de moléculas: sólo una
red continua tridimensional.

34. IONICIDAD
­ Los sólidos iónicos pueden visualizarse como un
conglomerado tridimensionalmente constituido a partir
de la una unión de esferas de carga eléctrica contraria.
No tiene límite en su conformación.

35. IONICIDAD
­ Esta perspectiva no es del todo cierta: aunque los
sólidos iónicos (un compuesto iónico por fuerza es
sólido) involucran especies cargadas, hay cierto carácter
covalente.

36. IONICIDAD
­ La perspectiva de que los
compuestos iónicos se forman a
partir de uniones entre esferas
de cargas positivas y negativas
permite explicar muchos
fenómenos. Uno de ellos, es el
de la forma de los cristales: a
partir de la representación que
vimos antes para el NaCl, donde
los iones constituían una red que
recuerda la forma de un cubo, es
posible explicar por qué los
cristales de cloruro de sodio
presentan una estructura cúbica.

37. IONICIDAD
­ En conclusión: los compuestos covalentes están
involucrados en la constitución de las moléculas, que son
agrupaciones de átomos; los elementos que las
constituyen son no metales.
­ Los compuestos iónicos por su parte constituyen redes
tridimensionales formados por elementos no metálicos y
metálicos. La unión es idealmente electrostática entre
entidades de carga positiva (cationes) y entidades de
carga negativa (aniones).

38. ENLACE METÁLICO
­ Los metales se encuentran estructuralmente organizados
por medio del enlace metálico, que postula que los
átomos de un metal en realidad se encuentran
constituidos como los correspondientes cationes
inmersos en un mar de electrones, los cuales no le
pertenecen a ningún núcleo metálico en particular.

39. MISCIBILIDAD
­ Los compuestos no polares
(aceites y grasas) son
insolubles en agua, que es
un compuesto polar, debido
a que son incapaces de
romper y la red de puentes
de hidrógeno y, por tanto de
penetrar en la fase acuosa.

40. PESO MOLAR
­ Para llevar a cabo cálculos químicos, resulta
particularmente útil considerar una medida de pesado
para los compuestos químicos. Es así como se establece
el peso molar, que equivale a la suma de los pesos
atómicos de cada uno de los elementos que intervienen
en la formación del compuesto (los pesos atómicos de los
elementos vienen en la tabla periódica).
­ El peso atómico o masa atómica de un elemento M no
debe confundirse con el número de masa A. Lo que es
más: la masa atómica M es un valor no entero que define
lo que pesa en gramos una mol de átomos de un cierto
elemento (1 mol = 6.023 x 1023 átomos por mol),
mientras que el número de masa A sí lo es, al contabilizar
este último únicamente a los protones y neutrones
existentes en un núcleo.

41. EJEMPLOS DE CÁLCULO DE PESO
MOLAR
­ CH4 (metano, compuesto molecular) =
= peso molar de 6.022 x 1023 moléculas de CH4 =
= peso atómico del C + 4 x (peso atómico del H) =
= (14 g/mol) + 4 x (1 g/mol) = 16 g/mol.

42. EJEMPLOS DE CÁLCULO DE PESO
MOLAR
­ H2O (agua, compuesto molecular) =
= peso molar de 6.022 x 1023 moléculas de H2O =
= 2 x (peso atómico del H) + peso atómico del O =
= 2 x (1 g/mol) + 16 g/mol = 18 g/mol.

43. EJEMPLOS DE CÁLCULO DE PESO
MOLAR
­ NH3 (amoniaco, compuesto molecular) =
= peso molar de 6.022 x 1023 moléculas de NH3 =
= peso atómico del N + 3 x (peso atómico del H) =
= 14 g/mol + 3 x (1 g/mol) = 17 g/mol.

44. EJEMPLOS DE CÁLCULO DE PESO
MOLAR
­ C6H12O6 (glucosa, compuesto molecular) =
= peso molar de 6.022 x 1023 moléculas de C6H12O6 =
= 6 x (peso atómico del C) + 12 x (peso atómico del H)
+ 6 x (peso atómico del O)
= 6 x (12 g/mol) + 12 x (1 g/mol) + 6 x (16 g/mol)
= 180 g/mol.

45. EJEMPLOS DE CÁLCULO DE PESO
MOLAR
­ C10H16N5O13P3 (ATP, compuesto molecular) =
= peso molar de 6.022 x 1023 moléculas de
C10H16N5O13P3
= 10 x (peso atómico del C) + 16 x (peso atómico del
H) + 5 x (peso atómico del N) + 13 x (peso atómico
del O) + 3 x (peso atómico del P)
= 10 x (12 g/mol) + 16 x (1 g/mol) + 5 x (14 g/mol) +
13 x (16 g/mol) + 3 x (31 g/mol)
= 507 g/mol.

46. EJEMPLOS DE CÁLCULO DE PESO
MOLAR
­ NaCl (cloruro de sodio, compuesto iónico) =
= peso molar de 6.022 x 1023 unidades formulares de
NaCl
= peso atómico del Na + peso atómico del Cl
= 23 g/mol + 35.5 g/mol
= 58.5 g/mol.