FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUDESCUELA PROFESIONAL DE MEDICINA

HUMANA

UNIVERSIDAD PRIVADA SAN JUAN BAUTISTA

TEORÍA DE LA MECÁNICA CUÁNTICATEORÍA DE LA MECÁNICA CUÁNTICABIOLEMENTOSBIOLEMENTOS

SUSTANCIAS IÓNICAS Y MOLECULARESSUSTANCIAS IÓNICAS Y MOLECULARES

TEORÍA DE LA MECÁNICA CUÁNTICATEORÍA DE LA MECÁNICA CUÁNTICA

MAX PLANCKFísico alemán, Premio Noble de Física en 1918

En 1900 descubrió la constante de Planck, usada para calcular la energía de un fotón. Establece que la energía se radia en unidades pequeñas llamadas cuantos. En 1901 descubrió la ley de radiación del calor, Ley de Planck, que explica el espectro de emisión de un cuerpo negro.Esta ley se convirtió en una de las bases de la teoría cuántica.

Niels BohrFísico danés, Premio Nobel de Física en 1922.  

Propuso un modelo de los átomos, en el cuál los protones estaban en el núcleo y los electrones giraban en órbitas circulares alrededor de él, ocupando las orbitas más cercanas al mismo.

LOUIS DE BROGLIEFísico francés.

Basándose en los trabajos de Einstein y Planck, en 1924 presentó una tesis doctoral titulada "Investigaciones sobre la teoría cuántica", introduciendo los electrones como ondas. Presentando por primera vez la dualidad onda corpúsculo característica de la mecánica cuántica.

ERWIN SCHRÖDINGER Físico austriaco, Premio Nobel de Física en 1933

Basándose en Broglie desarrolló una ecuación que vinculaba matemáticamente la función de ondas con las variables dinámicas de las partículas.Así fundó la mecánica de las partículas atómicas.

Wermer HeisenbergFísico alemán, Premio Nobel de Física en 1932

En 1925, inventa la mecánica cuántica matricial. En vez de concentrase en la evolución de los sistemas físicos de principio a fin, concentra sus esfuerzos en obtener información sabiendo el estado inicial y final, sin preocuparse por conocer los ocurrido en medio.

Paul DiracFísico Inglés, Premio Nobel de Física en 1933

Desarrolló una versión de la mecánica cuántica que asocia cantidades medibles con operadores que actuan en el espacio vectorial y describe el estado físico del sistema.

El problema de la medida

En la física clásica, medir significa revelar propiedades que estaban en el sistema antes de que se midiera. Este es el problema de la mecánica cuántica, pues el proceso de medición altera de forma incontrolada la evolución del sistema, ya que se basa sobre todo en la probabilidad.

¿Dios no juega a los dados?

Frase que dijo Albert Einstein, al comentar el experimento de Schrödinger, pues no creía en el carácter probabilístico de la mecánica cuántica.

¿Ondas o partículas?Una partícula ocupa un lugar en el espacio y tiene una masa.

Una onda se extiende por el espacio caracterizándose por tener una velocidad definida y masa nula.

Actualmente se considera la dualidad onda-partícula es un concepto de la mecánica cuántica según el cuál no hay diferencias fundamentales entre partículas y ondas: las partículas pueden comportase como ondas y viceversa.

BIOELEMENTOS Y SU BIOELEMENTOS Y SU IMPORTANCIA BIOQUÍMICAIMPORTANCIA BIOQUÍMICA

De todos los elementos que se hallan en la corteza terrestre, sólo unos 25 son componentes de los seres vivos .

La vida se ha desarrollado sobre unos elementos concretos que poseen unas propiedades físico-químicas idóneas, acordes con los procesos químicos que se desarrollan en los seres vivos.

BIOELEMENTOSBIOELEMENTOS

BIOELEMENTOSSe llaman bioelementos o elementos biogénicos , a aquellos elementos químicos que forman parte de los seres vivos, estos se extraen de la materia viva por métodos químicos, agresivos.

Bioelementos % en la materia viva

Átomos

Primarios 96% C, H, O, N

Secundarios 3,9% S, P, Ca, Na, K, Cl, Mg,

Oligoelementos 0,1% Fe,Cu, Zn, Mn, Co, Mo, Li, I,Al, Si...

CLASIFICACIÓN DE LOS BIOELEMENTOSCLASIFICACIÓN DE LOS BIOELEMENTOS

BIOELEMENTOS

Elementos Corteza (%)

      Elementos   Seres vivos (%)

 Oxígeno Silicio Aluminio Hierro

                  47          28          8           5

 Oxígeno Carbono Hidrógeno Nitrógeno

                         63                20               9,5              3  

BIOELEMENTOS

BIOELEMENTOS PRIMARIOS

LOS MÁS ABUNDANTES POR SER LOS ESTRUCTURALES, CONFORMADO POR EL 96 % Y ELLOS SON EL C, H, O Y N (SIN ELLOS NO EXISTIRÍA MATERIA ORGÁNICA)

IMPORTANCIA DEL CARBONO:

Es Tetravalente y bajo peso atómico.1.Forma enlaces covalentes, que son estables y acumulan mucha energía.2.Puede formar enlaces, hasta con cuatro elementos distintos, lo que da variabilidad molecular.3.Puede formar enlaces sencillos, dobles o triples.4.Se puede unir a otros carbonos, formando largas cadenas.5.Los compuestos, siendo estables, a la vez, pueden ser transformados por reacciones químicas.6.El carbono unido al oxígeno forma compuestos gaseosos

BIOELEMENTOS SECUNDARIOSRESPONSABLES DEL FUNCIONAMIENTO CONFORMADOS POR: (S, P, Mg,

Ca, Na, K, Cl) (SIN ELLOS NO EXISTIRÍA VIDA)

Azufre (S) Se encuentra en dos aminoácidos (cisteína y metionina) , presentes en todas las proteínas. También en algunas sustancias como el Coenzima A.

Fósforo (P)

Forma parte de los nucleótidos, compuestos que forman los ácidos nucleicos. Forman parte de coenzimas y otras moléculas como fosfolípidos, sustancias fundamentales de las membranas celulares. También forma parte de los fosfatos, sales minerales abundantes en los seres vivos.

Magnesio (Mg) Forma parte de la molécula de clorofila, y en forma iónica actúa como catalizador, junto con las enzimas, en muchas reacciones químicas del organismo.

Calcio (Ca)Forma parte de los carbonatos de calcio de estructuras esqueléticas. En forma iónica interviene en la contracción muscular, coagulación sanguínea y transmisión del impulso nervioso.

Sodio (Na) Catión abundante en el medio extracelular; necesario para la conducción nerviosa y la contracción muscular.

Potasio(K)Catión más abundante en el interior de las células; necesario para la conducción nerviosa y la contracción muscular. 

Cloro (Cl)Anión más frecuente; necesario para mantener el balance de agua en la sangre y fluido intersticial. 

OLIGOELEMENTOS

Son aquellos bioelementos que se encuentran en los seres vivos en un porcentaje menor del 0.1% en peso.Oligo: Prefijo que significa poco , escaso . Se llaman así, al conjunto de elementos químicos que están presentes en los organismos en forma escasa , pero que son indispensables para el desarrollo.

Se han aislado unos 60 oligoelementos en los seres vivos, pero solamente 14 de ellos pueden considerarse comunes : hierro, manganeso , cobre, zinc , flúor, iodo , boro, silicio , vanadio, cromo , cobalto, selenio , molibdeno y estaño .

Elemento Litosfera- atmósfera- hidrosfera (%) Cuerpo humano (%)

Oxígeno (O) 50,02 62,81Carbono (C) 0,18 19,37Hidrógeno (H) 0,95 9,31Nitrógeno (N) 0,03 5,14Calcio (Ca) 3,22 1,38Fósforo (P) 0,11 0,64Azufre (S) 0,11 0,63Sodio (Na) 2,36 0,26Potasio  (K) 2,28 0,22Cloro (Cl) 0,20 0,18Magnesio (Mg) 2,08 0,04Flúor (F) 0,10 0,009Hierro  (Fe) 4,18 0,005Aluminio  (Al) 7,30 0,001Manganeso  (Mn) 0,08 0,0001Silicio (Si) 25,80 —

BIOMOLÉCULAS

Son aquellos compuestos químicos, formados por la combinación de bioelementos, que se extraen de los seres vivos por métodos físicos, como: la filtración, la diálisis, la cristalización, la centrifugación, la cromatografía y la electroforesis.

También se denominan principios inmediatos, porque podían extraerse de la materia viva con cierta facilidad, inmediatamente.

     Inorgánicos                  Orgánicos

- Agua- Gases: CO2 -Sales minerales 

-Glúcidos-Lípidos-Proteínas-Ácidos nucleicos

CLASIFICACIÓN:

ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO

ENLACE QUIMICO

Son fuerzas de atracción que mantienen unidos a dos o más átomos, iones, o las moléculas, que forman las sustancias químicas, de manera estables.

TIPOS DE ENLACES

Enlaces interatómicos:•ENLACES IÓNICOS •ENLACES COVALENTES•POLARES Y NO POLARES•ENLACES METALICOS Enlaces intermoleculares:•PUENTES DE HIDROGENO•FUERZAS DE VAN DER WAALS

SEGÚN EL TIPO DE ÁTOMOS QUE SE UNEN:

Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones)

No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones

Metal – Metal: ambos ceden electrones

“MOLÉCULA” DE NaCl

                                                                                                                 

“Diagramas de Lewis”

“MOLÉCULA” DE MgF2

MOLÉCULAS DE H2 Y O2

MOLÉCULAS DE N2 Y CO2

TIPOS DE ENLACE Iónico

Metálico

Covalente

ENLACE IÓNICO

El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal.

Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).

Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

ENLACE IÓNICO ENTRE Cl Y Na: FORMACIÓN DEL IÓN Cl- Y Na+

PROPIEDADES COMPUESTOS IÓNICOS

Elevados puntos de fusión y ebulliciónSolubles en aguaNo conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis)Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

ENLACE METÁLICO

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad).

Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”.

Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.

Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

                               

El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico

Fe

PROPIEDADES SUSTANCIAS METÁLICAS

Elevados puntos de fusión y ebullición.Insolubles en agua.Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas.Pueden deformarse sin romperse.

ENLACE COVALENTE

LOS COMPUESTOS COVALENTES SE ORIGINAN POR LA COMPARTICIÓN DE ELECTRONES ENTRE ÁTOMOS NO METÁLICOS. ELECTRONES MUY LOCALIZADOS.

DIFERENTES TIPOS DE ENLACE COVALENTE

Enlace covalente normal: Simple Múltiple: doble o triple

Polaridad del enlace: Apolar Polar

Enlace covalente dativo o coordinado

ENLACE COVALENTE NORMAL

Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple

Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble

Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE

Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.

Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

ENLACE COVALENTE DATIVO O COORDINADOCuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

ENLACE DE ÁTOMOS DE AZUFRE (S) Y OXÍGENO (O)

Molécula de SO: enlace covalente doble

Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo

:S ═ O:˙ ˙˙ ˙

˙ ˙S ═ O:

˙ ˙:O ←˙ ˙˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

↓:O:˙ ˙

Son fuerzas que tienden a mantener los núcleos atómicos en sus posiciones, pero en un sentido absoluto, son mucho más débiles que un enlace en el que intervienen electrones (enlace fuerte).Los enlaces débiles se basan en interacciones electrostáticas, es decir fuerzas que basan su atracción o repulsión en cargas eléctricas, como si se tratase con imanes.Los cuales son importantes ya que determinan las propiedades físicas e inclusive químicas de una increíble cantidad de sustancias tanto en química inorgánica como en química orgánica.

FUERZAS INTERMOLECULARES.

TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES.

INTERACCIONES IÓN – IÓN (PUENTE SALINO).

Su energía es de 250Kjmol-1 y se produce entre iones. Su fuerza disminuye con la distancia y es la responsable de los elevados puntos de fusión y ebullición de los compuestos iónicos.

Su energía es de 15Kj mol-1 y se produce entre un ión y una molécula polar. Esta interacción puede tener lugar de dos maneras: un catión atrae la carga parcial negativa de un dipolo; un anión atrae la carga parcial positiva de un dipolo. Este tipo de fuerzas disminuye con el cuadrado de las distancia. Las interacciones ión – dipolo son las responsables de la hidratación de los cationes en disolución acuosa, es decir, la unión de moléculas de agua en torno a un ión central.

INTERACCIONES IÓN – DIPOLO (SOLVATACIÓN).

Tiene lugar entre un ión y una molécula apolar. La proximidad del ión produce una distorsión en la molécula apolar y lo convierte en un dipolo transitorio.

INTERACCIONES IÓN – DIPOLO INDUCIDO.

Son las interacciones que ocurren cuando las moléculas están muy próximas. Son fuerzas de estabilización molecular, que establecen un tipo de enlace no covalente en el que participan dos clases de interacciones, las interacciones de dispersión que son fuerzas atractivas y las de repulsión entre las capas electrónicas de los átomos adyacentes.Este tipo de interacción es la mas débil de todas, debido a que las fuerzas atractivas se enfrentan a las repulsivas.

FUERZAS DE VAN DER WAALS

Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Es la única interacción entre moléculas no polares.Debido a la movilidad de los electrones en torno al núcleo, se producen pequeños dipolos instantáneos que provocan dipolos inducidos en las moléculas adyacentes.

FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON.

(DIPOLO INSTANTANEO – DIPOLO INDUCIDO)

La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varían entre aproximadamente 0.05 y 40Kj/mol.

Este tipo de interacción aparece solamente en moléculas polares.Además, son proporcionales a los momentos dipolares de las moléculas (Ley de Coulomb). Se atraen cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de una molécula vecina.

FUERZAS DIPOLO – DIPOLO.

Es un tipo de interacción dipolo – dipolo. En general el enlace de hidrogeno es una interacción inter e intramolecular en la que participa siempre el H. El H, y un átomo electronegativo como el F, N y O es muy polar, por lo que el H es casi un núcleo desnudo.Esto hace que su densidad electrónica sea muy pequeña, haciendo que se pueda acercar al átomo mas electronegativo de una molécula vecina con carga parcial negativa o pares electrónicos sin compartir, por ello , de entre todas las interacciones electrostáticas que no involucran la formación de iones, aquellas en las que participa el H son las más fuertes.

PUENTES DE HIDROGENO.

Este tipo de fuerza se evidencia cuando se representan los puntos de ebullición de los compuestos que forma el hidrogeno con los elementos de algunos grupos de los no metales.

Tienen lugar entre una molécula polar y una apolar.

La carga de la molécula polar provoca una polarización en la molécula apolar o dipolo transitorio y se establece la interacción entre las moléculas.

Es gracias a esta interacción que gases apolares como el O2, N2, CO2, se pueden disolver en el H2O.

FUERZAS DE DEBYE O INTERACCIONES

DIPOLO – DIPOLO INDUCIDO.