Este documento presenta información sobre ácidos, bases y pH. En particular, explica las teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry sobre ácidos y bases, y clasifica los ácidos y bases como fuertes o débiles dependiendo de su grado de disociación. También define el concepto de pH y explica cómo se usa la escala pH de 0 a 14 para indicar si una solución es ácida, básica o neutra. Además, proporciona ejemplos de ácidos y bases comunes y dónde se encuentran en

1. Unidad Didáctica:
ANÁLISIS DE PROCESOS
BIOLÓGICOS Y QUÍMICOS EN EL
SER HUMANO
IESTP “Adolfo Vienrich” Tarma
Jr. Los Próceres 137
Tlf. 064323876
PROGRAMA DE ESTUDIOS:
TÉCNICA EN FARMACIA
PERIODO LECTIVO: QUINTO

2. SEMANA/SESIÓN 02
pH- ENLACES QUÍMICOS Y FUERZAS
INTERMOLECULARES.
IESTP “Adolfo Vienrich” Tarma
Jr. Los Próceres 137
Tlf. 064323876
Celular: 990559772
Email:
wgeronimo@iestpvienrich.edu.pe
wiedgeme@gmail.com

3. CAPACIDAD A LOGRAR POR EL ESTUDIANTE:
Analiza, conoce e interpreta, los ácidos y bases. el pH y las
fuerzas intermoleculares en los diferentes procesos que estos
intervienen y su relevancia en los seres vivos.
CONTENIDO:
Ácidos y Bases. pH U y los enlaces químicos y las fuerza intermoleculares. así
como su Aplicación en los procesos del ser humano.
PRODUCTO: actividad académica según ficha informativa. -Mapa conceptual.

4. CONCEPTO DE ÁCIDO Y BASE
Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan
características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de
rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y
reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases
tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto
jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con
otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta
reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy
rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen
agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4

5. TEORÍA DE ARRHENIUS
Un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y una base es toda
sustancia que cede iones hidroxilo cuando se halla en disolución acuosa.
Características que los diferencian o distinguen:
Ácido Base
Sabor ácido Sabor desagradable o amargo
Dan color rojo al papel de tornasol Dan color azul al papel de tornasol
Reaccionan con metales y liberan H2 No desprenden H2
Reaccionan con bases para dar sales Reaccionan con ácidos para dar
sales.
Ejemplo:
Ácido Base
HCl < ----- > H+ + Cl- NaOH < ---- > Na+ + OH-
Protón Catión

6. TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY
Un ácido, es toda sustancia que cede protones (iones hidrógeno H+) en
disolución y una base, toda sustancia que acepta o capta protones en
disolución. Esta teoría también se aplica a disoluciones no acuosas.
Ejemplo: NH3 + H2O =========== NH4
+ + OH-
El amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se
comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una
base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base ======= NH2
- + base + H+

7. La constante de equilibrio de disociación permite distinguir varios tipos
de ácidos y bases:
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por
qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que
sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se
contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación
química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) ⇋ Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el
protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el
protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación
descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o
izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se
produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en
agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O ⇋ H3O+ + Cl-

8. Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base
más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría
de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar
propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos
como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de
un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido
con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O ⇋ H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte
que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH-

9. Fuerza de los ácidos y de las bases
La Fuerza de un ácido (HA) es forma de indicar cuanto del total de sus
moléculas s e disocia en el protón H+ y en el anión correspondiente cuando
se disuelve en agua.
Según la cantidad de iones que formen, los ácidos pueden clasificarse de
la siguiente manera:
Ácidos fuertes
Los ácidos fuertes, llamados también electrolitos fuertes, son aquellos
que en disolución acuosa se disocian por completo, y, por lo tanto, ceden a la
solución una cantidad de iones de H+.
Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de los metales y
producen graves quemaduras en la piel

10. Ácidos Fuertes Fórmula
A. perclórico HClO4
A. sulfúrico H2SO4
A. Yodhídrico HI
A. Bromhídrico HBr
A. Clorhídrico HCl
A. Nítrico HNO3

11. Ácidos débiles
Los ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no
disocian por completo, es decir, que liberan sólo por una parte
muy pequeña de sus iones H+. Son ácidos débiles el ácido
acético (Vinagre), el ácido fosfórico y todos los ácidos orgánicos
El ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en
una disolución acuosa 1ama se ioniza menos de 0,5 % de las
moléculas del ácido y 99,5% permanece como moléculas.
Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo
que su concentración. La concentración, es la cantidad de soluto
disuelto en un volumen dado de la disolución; en cambio la fuerza
es la disolución de sus moléculas en iones.

12. Bases Fuertes
Las bases fuertes, llamadas también electrolitos fuertes, son
aquellas capaces de disociarse totalmente en iones de Hidróxido
Por lo general, los óxidos e hidróxidos de los grupos alcalinos
y alcalinotérreos forman bases fuertes.
Las bases fuertes, aún en bajas concentraciones resultan ser
muy corrosivas y dañinas para los tejidos, animales y vegetales.
Por ejemplo, el NaOH o soda cáustica (producto que puede
encontrase con frecuencia en los hogares) es ALTERNAMENTE
REACTIVO, por lo que resulta muy útil para la limpieza de las
tuberías atascadas por diversos residuos. Este producto debe
manejarse con cuidado, porque puede producir quemaduras en la
piel.

13. Bases Fuertes Formulas
Hidróxido de Litio LiOH
Hidróxido de sodio NaOH
Hidróxido de potasio KOH
Hidróxido de calcio Ca (OH)2
Hidróxido de estroncio Sr(OH)2
Hidróxido de bario Ba (OH)2
Hidróxido de magnesio Mg (OH)2

14. Bases Débiles
Bases débiles son sustancias que en disolución acuosa no se disocian
por ejemplo en sus iones. Por ejemplo, el amoniaco es una base débil,
porque en una solución acuosa 1M solo 0,5 % de sus moléculas se
disocian en iones de amonio y iones de OH Y cerca de 99,5% permanece
intacto
Otras bases son el hidróxido de aluminio y el hidróxido férrico
La gran mayoría de ácidos y de bases se clasifican como débiles, pero
por ese motivo no dejan de ser importantes. La mayor parte de las
reacciones químicas en los seres vivos se producen se producen entre
ácidos y bases débiles, de allí la gran importancia de su comportamiento.
Las bases débiles concentradas también deben manejarse con
cuidado, pues resultan dañinas y hasta venenosas. Un ejemplo es el
amoniaco, que en solución acuosa se conoce como hidróxido de
amoniaco: en contacto con el aire libre libera gas amoniaco con gran
rapidez. Este gas es muy tóxico si se inhala, e irrita ojos y mucosa.

15. NOMBRE FÓRMULA PRESENTE EN
Ácidos
Ácido acético HC2H3O2 Vinagre
Ácido acetilsalicílico HC9H7O4 Aspirina
Ácido ascórbico H2C6H6O6 Vitamina C
Ácido cítrico H3C6H5O7 Jugo de limón y de otros cítricos
Ácido clorhídrico HCI Jugos gástricos (líquidos digestivos del
estómago)
Ácido sulfúrico H2SO4 Pilas
Bases
Amoníaco NH3 Limpiadores domésticos (solución
acuosa)
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 Cal apagada (utilizada en construcción)
Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Lechada de magnesio (antiácido y
laxante)
Hidróxido de potasio (también
llamado potasa cáustica)
KOH Jabón suave
Hidróxido de sodio NaOH Limpiadores de tuberías y hornos

16. CONCEPTO DE pH
Sirve para definir en forma cómoda y sencilla la concentración de
protones que existe en una disolución.
Coeficiente que indica el grado de acidez o basicidad de una solución
acuosa.
"el pH neutro es 7: si el número es mayor, la solución, es básica, y si es
menor, es ácida"
El pH es el grado de acidez de una sustancia, es decir la concentración
de iones de H+ en una solución acuosa, término (del francés pouvoir
hydrogène, “poder del hidrógeno”) el pH también se expresa a menudo en
términos de concentración de iones hidronio.
Matemáticamente corresponde a: pH = - Log [H+]

17. De forma análoga se define el pOH = - Log [OH-], aunque este
concepto no se utiliza.
El agua y todas las soluciones acuosas contiene concentración de H+,
si no iones de OH-. En el agua pura se cumple que la concentración de
iones H+ es igual a la concentración de iones OH-, por eso se dice que el
agua es neutra.
Aplicando estos conceptos de pH y pOH al caso de la disociación del
agua obtenemos que:
pH + pOH = 14 y => pH = pOH = 7
Derivado de lo anterior se establece una escala práctica de pH de 0 a
14, cuyo punto medio 7 representa el caso disoluciones en las que la
concentración de protones e hidroxilos es igual. Este valor se considera un
valor de pH neutro, por debajo del cual tendremos soluciones ácidas y por
encima soluciones alcalinas o básicas.

18. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando
más lejos se estádel 7.Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella
que tiene un pH 6.
De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más
básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo, una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que
tenga pH 8

19. El pH es de valor negativo del exponente de la concentración para
conocer el pH de la ciudad. Por ejemplo
Si la concentración es 10 –11 el pH es 11
Si la concentración es 10-4 el pH es 4
El pH de una disolución es una medida de la concentración de iones
hidrógeno. Una pequeña variación en el pH significa un importante cambio
en la concentración de los iones hidrógeno. Por ejemplo, la concentración de
iones hidrógeno en los jugos gástricos (pH = 1) es casi un millón de veces
mayor

20. Nuestra sangre y su acción amortiguadora.
El pH de nuestra sangre varía entre 7,3 y 7,5. La muerte se
produce generalmente cuando el pH es menor que 7 o mayor que
7,9.
Cualquier sustancia puede variar su pH cuando se le agrega otra
diferente, pero nuestra sangre mantiene inalterable su pH a pesar de
las reacciones que se le generan en nuestro organismo. Mientras
nos mantenemos con vida, nuestro pH sanguíneo varía un poco.
Esto se debe a la mezcla de las soluciones reguladoras que
tenemos.
Una sustancia regular es el par ácido carbónico (H2CO3) y ion
bicarbonato (HCO3-), que se produce durante la respiración, al
reaccionar el CO2 con el agua del plasma sanguíneo según la
siguiente reacción.
CO2(g) + H2O(l) = H2CO3(ac)

21. La otra parte de este amortiguador es el ion bicarbonato.
Si algún fenómeno aumenta el ion OH- en nuestra sangre, el ácido carbónico
reacciona para disminuir su concentración y evita que aumente el pH. Por el contrario, si
entra H+ a la sangre, ion bicarbonato, reacciona para prevenir que disminuya el pH.

22. El Balance del pH de los cosméticos
El pH de los cosméticos como el champú y los jabones es muy importante
para nuestra salud, porque si éste no es el adecuado puede ocasionar
trastornos a la piel y al cabello.
Estructura del cabello
El cabello humano es una estructura
compleja y organizada. Esta estructura consta
de una serie de capas formadas por una
proteína llamada queratina. La capa externa o
cutícula protege el cabello y evita que se
reseque. Dentro del pelo se encuentran células
muertas empacadas en unas fibras. Tanto el
cabello como la piel tienen naturaleza ácida en
sus condiciones originales

23. Según el tipo de cabello, el pH recomendado para el champú,
reacondicionadores y otros cosméticos pueden variar; sin embargo, los pH más
adecuados son los ácidos medios y los alcalinos medios. Los ácidos se
encuentran entre 3 y 6 de pH y los alcalinos entre 7 y 8 de pH. Un pH por
debajo de 3 y por encima de 8 puede destruir el cabello.
Los champúes son básicamente jabones y detergentes sintéticos que
sirven para remover la suciedad y la grasa del pelo. La mayoría de champús
tienen un pH entre 3,5 y 8,5 esto es, levemente ácido, pero también hay
alcalinos. Los champús alcalinos esponjan el pelo y son muy efectivos porque
en estos el pH la cutícula se abre, permitiendo a los agentes activos actuar en
toda la estructura del cabello. Sin embargo, no se recomienda usarlos con
regularidad porque destruyen la cutícula. Después de usar un champú alcalino
es necesario usar un reacondicionador, los cuales tiene un pH ácido. De esta
forma cierran la cutícula y hacen el cabello menos esponjoso y más suave.
Los tintes y las soluciones para permanentes son sustancias muy alcalinas.
Esto cosméticos disuelven la parte de la cutícula, y por ello dañan el cabello.
Un cabello dañado es áspero, opaco y seco.

24. Los champús ligeramente ácidos son los más adecuados y también los
más vendidos. Estos fortalecen la cutícula del cabello y la aplanan. En
estas condiciones el pelo se ve brillante y se siente suave al tacto.

25. El pH de los productos para la piel
La capa externa de la piel tiene una estructura de queratina como la del
cabello. Los productos que dan brillo a la piel y la aclaran tiene un pH más
alto son alcalinos. Su propósito es remover la capa externa de queratina, que
puede tener células muertas.
Las células nuevas de la parte interna se ven frescas y vibrantes. Si se
usan ocasionalmente estos productos pueden ayudar, pero su uso continuo
daña la piel al eliminar continuamente las capas de células.
Otro de los problemas con los jabones alcalinos es que eliminan la capa ácida
que normalmente cubre la piel.
Este fluido, formado por grasas, sudor y otras secreciones, es una
defensa natural contra las infecciones bacterianas. Los jabones muy básicos
pueden neutralizar esta capa Protectora. Las personas que tiene acné o piel
grasosa deben tener especial cuidado de no eliminar esta capa es de
protección

26. Influencia del pH en los suelos de cultivo
Conocer el pH del suelo es importante para evaluar la relación suelo –
planta. La mayoría de cultivos se desarrolla más favorablemente en los suelos
con pH cercano a 7, es decir, neutro.
Aunque cada especie vegetal tiene un pH óptimo, la acidez del suelo
también afecta la disponibilidad de nutrientes, las propiedades físicas de los
suelos y la actividad de las bacterias. Así, se ha comprobado que los suelos
ácidos No son convenientes para el desarrollo de la mayoría de los cultivos
agrícolas forrajeros.
Los suelos presentan una acidez mayor que la requerida para los cultivos,
debido a varias razones como la siguientes:
La elevada extracción de nutrientes
La abundancia de lluvias (el Ca y el Mg son arrastrados por el agua)
La fertilización con compuestos nitrogenados
Esto explica por qué los suelos de la selva, que son ácidos, no son tan
buenos para la explotación agrícola. En esos terrenos, después de dos o tres
cosechas el suelo se queda sin nutrientes; es decir, se empobrece.

27. Encalar los suelos reduce el pH
Los suelos ácidos requieren de la aplicación de enmiendas calcáreas
que se usan como correctivos. Dicha técnica se conoce como el encalado y
consiste en añadir compuestos de calcio al suelo. Así, los iones bicarbonato
(H CO3
- ) neutralizan a los iones H+. Con ellos se busca llevar a los suelos a
un pH cercano al pH entre 6,5 y 7,5. El pH neutro mejora la calidad del suelo
y, por consiguiente, el de las cosechas. Sus efectos son los siguientes:
Aumenta la disponibilidad de calcio, de magnesio y de fósforo
Aumenta la acción de las bacterias fijadoras de nitrógeno
Se incrementa la cantidad y la acción de los microorganismos
responsables de la descomposición de la materia orgánica y de las
transformaciones del nitrógeno, el azufre y el fósforo (ciclos biológicos)
Se reduce la solubilidad de elementos como el a aluminio y magnesio, que
pueden ser tóxicos para las plantas.

28. En la técnica del encalado generalmente se usan sustancias como:
El carbonato de calcio y magnesio se extraen de propósitos
calcáreos o canteras.
Conchilla molida, que son restos de conchas marinas.
Cal viva u óxido de calcio y cal hidratada o hidróxido de calcio.
Ambas tienen una reacción rápida, sin embargo, la cal viva no es
aconsejada por algunos técnicos porque destruye la materia orgánica.
pH 7,0 a 7,5
Alamos
Alfalfa
Algodón
Avena
Berabel
Calabazas
Cañamero
Cebada
Cerezos
Ciruelos
Durazno
Frambuesa
Grosellero
Manzano
Melones
Papayas
Pastos de prado
Patatas
Pepinos
Peras
Trigo
Uva crespa
Vellorita
Vid
Zinia

29. El organismo tiene mecanismos para deshacerse del exceso de
dióxido de carbono; entre ellos están el bostezo y el hipo.
Por otro lado, la respiración rápida y profunda puede causar una
deficiencia de CO2 en la sangre. Esto sucede cuando una persona
ésta nerviosa o asustada y puede ser peligroso, porque reduce el nivel
de ácido carbónico en la sangre y aumenta el pH. Si esto sucede la
persona puede respirar cubriendo la nariz y boca con una bolsa de
papel, lo que aumenta la concentración de CO2 en el aire que inhala,
obligando a que ingrese más CO2 a la sangre. De este modo se
normaliza el pH sanguíneo.

31. TIPOS DE ENLACES
Enlace Químico. - Es la fuerza química que mantiene unidos a los
átomos de una sustancia, que son fuertes atracciones eléctricas
entre los núcleos de los átomos y los electrones de enlace.

32. Enlace Iónico. - Este enlace se produce cuando átomos de elementos
metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla
periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los
elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los
períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no
metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente.
Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas
intensas (atracción electrostática), quedando fuertemente unidos y dando
lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces
iónicos.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen
en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación
interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus
capas externas de electrones.
Ejemplo: Al+3Cl3
-1, Mg+2Cl2
-1, etc.

34. Enlace Metálico.- Para explicar las propiedades características de
los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y
maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico
conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo
general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones
de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo, Na+, Cu2+, Mg2+
Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red
metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una
nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este
modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la
nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

36. Enlaces covalentes. - Compartición de uno, dos, o más pares de
electrones de valencia entre átomos generalmente no metálicos-C, O, F, Cl, .
. . Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo
(electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a
cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas
noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones
entre sí para formar iones de signo opuesto. Estos átomos son fuertemente
atraídos por fuerzas eléctricas (electronegatividad), por los núcleos de los
átomos que forman las moléculas del compuesto y elemento.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones
entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones
compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera
que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así
habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por
enlaces covalentes.
Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos
átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente.

38. La capacidad de un átomo de compartir electrones se denomina
valencia.
 El Oxígeno tiene 8 electrones, pero solo puede compartir 2, por lo tanto,
es divalente.
 El Hidrógeno tiene sólo 1 electrón que puede compartir por lo que es
monovalente.
 El Carbono tiene 4 electrones y es capaz de compartir sus 4 electrones,
por lo tanto, es tetravalente.

39. El C, H, O y el N, son elementos más ligeros capaces de formar enlaces covalentes
fuertes. Son los más estables.
El enlace covalente restringe el movimiento de giro de cada átomo, de manera que sólo les permite que giren
en cierta dirección.
Enlace Covalente Simple.- Cuando presenta un sólo enlace covalente átomo – átomo (enlace simple). H2,
HCl, CH4 etc.
Enlace Covalente Múltiples.- Cuando presenta dos o tres enlaces covalentes átomo – átomo. (Pueden ser
entre átomos iguales o átomos diferentes; y estos pueden ser dobles o triples, en secuencias simultáneas o
alternadas; según la naturaleza del compuesto que dan lugar).
Ejemplo: CO2 (O ═ C ═ O), N2 (:N ≡ N:), H ─ C ≡ N, H2C ═ CH2. etc.
Los enlace doble y enlace triple son más fácil de romper que el enlace simple.

40. PROPIEDADES QUE LE CONFIEREN LOS ENLACES
COVALENTES A LA MATERIA VIVA
Todos los compuestos orgánicos que se conocen tienen como
átomo fundamental el Carbono, y sobre todo a enlaces covalentes
carbono-carbono; de tal manera que las moléculas orgánicas
fundamentales derivan de los hidrocarburos. Así, las moléculas como
los Polisacáridos, Ácidos Nucleicos, Proteínas, etc., poseen
esqueletos hidrocarbonatos.
El Carbono puede unirse hasta con otros 4 átomos de carbono,
de tal manera que el esqueleto hidrocarbonato pueda ser lineal o
ramificado, lo que le da a la materia viva una forma especial
tridimensional. Los otros átomos que constituyen la materia viva
colaboran directamente en la estructura tridimensional de la
molécula.
El rol fundamental del enlace covalente es el de dar a la
molécula estabilidad y estructura tridimensional.

42. El rol fundamental del enlace covalente es el de dar a la
molécula estabilidad y estructura tridimensional.
Sin embargo, la actividad biológica es incompatible con la
estructura única de enlaces covalente, ya que si así fuese nuestra
materia sería completamente estable, cosa que no sucede, el
metabolismo nos indica que nuestros procesos biológicos son
muy activos, realizando muchos de estos a altas velocidades.
DEFINICIÓN DE ENTROPÍA
Entropía es una noción que procede de un vocablo
griego que puede traducirse
como “vuelta” o “transformación” (utilizado en
sentido figurado).
Se entiende por entropía también a la medida del
desorden de un sistema.

46. FUERZAS INTERMOLECULARES
Son fuerzas de atracción electrostáticas entre moléculas,
que son lo suficientemente intensa para mantenerlas unidas.
Las fuerzas intermoleculares explican el estado de agregación
de las sustancias moleculares.
Estas fuerzas gobiernan, no la estructura de la materia, sino
sus funciones, se les llaman también ENLACES DÉBILES O
INTERACCIONES DÉBILES.

48. Principales fuerzas intermoleculares:
a) Fuerzas de Van Der Waals. - Son interacciones de Atracción o de
Repulsión.
Las interacciones se producen entre átomos o moléculas que a su vez
se encuentran unidos por otros enlaces y que al aproximarse entre sí
generan disturbios electrónicos que conducen a la formación de Fuerzas
de Van Der Waals.
Estas fuerzas son bastante débiles, muy lábiles y que se pueden
romper y formarse con mucha facilidad.
Son muy abundantes en las estructuras de lo que se llama Uniones o
Interacciones supramoleculares: en las proteínas y ácidos nucleicos.
Son importantes en el reconocimiento de un antígeno por su
anticuerpo, en la unión de una hormona con sus células blanco,
fenómenos que requieren de una exactitud muy grande.

49. Puente de Hidrógeno. - Fuerzas de atracciones electrostáticas
intermoleculares dipolo – dipolo, es cuando un átomo de Hidrógeno está
unido a átomos de elementos muy electronegativo: F. O, N, queda
prácticamente convertido en un protón. al ser muy pequeño ese átomo de
Hidrogeno “desnudo” Entonces atrae fuertemente (corta distancia) a la zona
de carga negativa de otras moléculas.
El enlace de Hidrógeno es de tipo
direccional. Quiere decir que los átomos
deben estar en ciertas direcciones para que
se forme los puentes de Hidrógeno.
Ejemplo. - El agua es líquida a
condiciones ambientales por la
atracción puentes de hidrógeno
Agua líquida
El enlace de hidrógeno está generalizado entre sustancias que
contienen enlaces: F-H, O-H y N-H y sus posibles combinaciones.

50. Hielo
La intensidad del enlace de hidrógeno es menor que la de los
enlaces covalentes e iónicos; y es mayor que las demás fuerzas
intermoleculares.
Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición
relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro
de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el
mismo grupo de la tabla periódica.
También se pueden unir hasta 4 cuatro
moléculas de agua mediante puente de hidrogeno y
formarse el hielo, en el que las atracciones puente
de hidrógeno tienden a situarse linealmente, a
manera de líneas cruzadas o de red perfectamente
organizada; esta es la razón por la que el hielo flota
en el agua.

51. Fuerzas de atracción entre moléculas polares: Todas las moléculas se
atraen mediante fuerzas de interacción dipolo-dipolo, que disminuyen con
la distancia.

52. Fuerzas ion-dipolo: Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula
polar: interacción ion – Dipolo.

53. Fuerzas de dispersion: Fuerzas de atracción que se generan como
resultado de los dipolos temporales inducidos.

54. Fuerzas de dispersion: Fuerzas de atracción que se generan como
resultado de los dipolos temporales inducidos.

55. Fuerzas de atracción entre moléculas apolares
 Fuerzas de atracción que se generan por los dipolos temporales
inducidos en átomos o moléculas.
 Separación de carga (-) y (+) se debe a la proximidad de un ion o una
molécula polar.
 La distribución electrónica del átomo (o molécula) se distorsiona por la
fuerza que ejerce el ion o la molécula polar.
Se llama fuerzas de London, Se presenta,
básicamente, entre moléculas no polares
(únicas fuerzas en las no polares). por presentar
dipolos fluctuantes, dipolos inducidos, ya que
gases como el H2, N2, O2, F2, etc. Se condensan
para formar líquidos a temperatura
suficientemente bajas. Las fuerzas de London
disminuyen con las distancias intermoleculares.
Ejemplo. - las fuerzas de London es mayor entre
las moléculas de butano que entre las moléculas
de isobutano.

56. Moléculas Hidrofóbicas; Llamadas así por no tener afinidad por el
agua, por ejemplo, los lípidos.
Una sustancia Hidrofóbica tiende a separarse del agua. Así tenemos
que las moléculas no polares se alejan de las polares y al alejarse
condicionan la formación de interacciones no polares.
Ejemplo, el caso de las moléculas ANFIPATICAS que son las que
tienen un extremo polar y el otro NO Polar, como es el caso de una
grasa (unión de tres moléculas de ácido graso con una molécula de
Glicerol)
• El Ácido graso es hidrofóbico
• El Glicerol tiene la capacidad de convertirse en un dipolo.

58. Los enlaces débiles también van a dar lugar a la estructura específica,
por ejemplo, Los ácidos nucleicos requieren de una gran cantidad de enlaces
de hidrógeno para unir sus dos grandes cadenas; si se rompen estos enlaces
se vuelven a formar casi de inmediato, por eso es que para poder separar
estas cadenas tendríamos que suministrar 105ºC de temperatura, no porque
los enlaces de hidrógeno tengan mucha fuerza sino porque son muchos.
Llegamos a la conclusión que la materia viva es una materia bien
estructurada porque tiene enlaces de diferentes tipos, de diferente fuerza,
que hacen que la vida esté asegurada. Si nosotros conseguimos que un
organismo tenga todos estos enlaces, este organismo va a durar mucho
tiempo, nosotros sólo tendríamos que preocuparnos de impedir que estos
enlaces se rompan (con los cosméticos) resultando un sujeto muy estable
que viviría por tiempo indefinido; pero esto no sucede pues en la naturaleza
existe una ley que está por encima de esta estructuración, un principio que es
altamente disgregador, una Ley Universal que se llama entropía.

59. La Entropía consiste en que, en el Universo, la materia, se
está desordenando constantemente, los átomos son sujetos a
un proceso de desintegración.
La relación ENTROPÍA – ENLACES QUÍMICOS es de 5/4,
5 para los enlaces químicos y 4 para la entropía, en el
momento en que la entropía aumenta o los enlaces
disminuyen, el organismo muere. La entropía es la teoría que
explica por qué el universo está en constante desorden
(cambio).