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UNIVERSIDAD MAYOR - FACULTAD DE CIENCIAS SILVOAGROPECUARIAS

Autores: Ximena Arias I.; Roberto Bravo M.

Área de Química Página 1 14-03-2012

Enlaces Químicos y Estados de la Materia

1.- Concepto de enlace químico

Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente

hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden

reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se

forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es

químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.

Miremos un ejemplo: El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan

violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de

color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando

estos átomos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. Un

compuesto iónico típico, sólido quebradizo de alto punto de ebullición (801 °C) que conduce la

corriente eléctrica en estado fundido y en solución acuosa. Este es un compuesto tan inofensivo que lo

comemos todos los días (sal de mesa común).

+

Metal de sodio

(Na)

Gas de Cloro

(Cl2)

Sal de mesa

(NaCl)

El moderno conocimiento de la estructura y comportamiento de la materia a escala atómica

explica con éxito las propiedades de la materia a gran escala.

Un concepto importante es el de electrones de valencia, que se refiere a los electrones más

débilmente atraídos por el núcleo del átomo (electrones del último nivel de energía o electrones de

envoltura de valencia) y que pueden intervenir en la formación del enlace químico.

Si un átomo no forma compuestos es porque sus átomos presentan gran resistencia a ser

modificados, este es el caso de los gases nobles o inertes, que se caracterizan por su escasa o nula

reactividad química, es decir, son muy estables. La evidencia de esta estabilidad está demostrado en el

hecho de que retienen sus electrones con mucha fuerza, tienen su último nivel energético completo. Los

átomos de todos los gases nobles a excepción del helio, que tiene dos, tienen 8 electrones de valencia

(regla del octeto), que es particularmente estable.

En 1916, el químico americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) propuso que los enlaces químicos

se formaban entre los átomos porque los electrones de valencia de los átomos interactuaban entre ellos.

Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho

electrones en su envoltura de valencia, razón por la cual, sugirió que los átomos con menos de ocho

electrones de valencia se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia

(regla del octeto).




De modo, que cuando se habla de otros átomos y de las uniones que se establecen entre ellos,

siempre se hace referencia a los electrones que le faltan o le sobran para que la configuración

electrónica de su último nivel de energía sea similar a la del gas noble más cercano, es decir, se cumpla

con la regla del octeto.

Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como

incorrectas, su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos.

Sabemos que cuando los átomos forman compuestos, ganan, pierden o comparten electrones de

valencia para adquirir la configuración del gas noble más cercano. Esto nos permite establecer que hay

dos principales tipos de enlaces químicos: enlaces iónicos y enlaces covalentes.

1.1.- Enlaces Iónicos

En estado fundamental los átomos tienen la misma cantidad de protones y electrones, es decir

son eléctricamente neutros. Sin embargo, en determinadas ocasiones los átomos pueden ganar o ceder

electrones, con lo cual el número de protones no es igual al número de electrones resultando una carga

neta positiva (quien pierde los electrones) o una carga neta negativa (quien gana los electrones),

formando los iones denominados catión y anión. Se denomina catión a la especie cargada

positivamente y anión a la especie cargada negativamente.

En los enlaces iónicos, los electrones se

transfieren completamente de un átomo a otro.

Durante este proceso de perder o ganar electrones

cargados negativamente, los átomos que reaccionan

forman iones (catión y anión),

Los iones cargados de manera opuesta se

atraen entre ellos a través de fuerzas

electroestáticas que son la base del enlace iónico.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con

el cloro (figura N°1): el sodio (en la izquierda) pierde

su único electrón de valencia transfiriéndolo al cloro

(a la derecha), resultando en un ión de sodio cargado

positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado

negativamente (derecha).

Nótese que cuando el sodio pierde su electrón

de valencia, se hace más pequeño, mientras que el

cloro, cuando adquiere un electrón adicional, se hace

más grande. Esto es típico de los tamaños relativos de

iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar,

los iones cargado Na+ (catión) y Cl

- (anión) se sujetan

gracias a las fuerzas de atracción electroestáticas,

formando así un enlace iónico.

Figura N°1




Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:

Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales, es decir, un átomo altamente

electropositivo (energía de ionización baja) y otro fuertemente electronegativo (elevada

electroafinidad)

Los compuestos iónicos son altamente polares, razón por la cual se disuelven fácilmente en el

agua y otros solventes polares,

En estado fundido y en solución acuosa, los compuestos iónicos conducen fácilmente la

electricidad,

Los compuestos iónicos presentan fuerzas de atracción intermoleculares fuertes, por lo que

tienden a formar sólidos cristalinos con puntos de fusión y ebullición muy altos.

Esta última característica es un resultado de las fuerzas

intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si

consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de

muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a la derecha

como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro

cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los

iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados

alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de

sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la

misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una

molécula sola se vuelve borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe

como un sistema continuo. Las fuerzas entre las moléculas son

comparables a las fuerzas dentro de la molécula, y los compuestos iónicos

tienden a formar como resultado cristales sólidos con altos puntos de fusión.

1.2.- Enlace Covalentes

Se forma un enlace covalente ocurre cuando los átomos comparten electrones de valencia. Al

contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace

covalente ocurre cuando dos (o más) átomos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque

los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar para atraer a los electrones. Esto ocurre

comúnmente cuando dos no metales se enlazan.

Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de iguales. Por

ejemplo, los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia. Puesto que la capacidad de esta

envoltura es de dos electrones (gas noble más cercano el helio con 2 electrones en su envoltura de

valencia) cada átomo hidrógeno querrá recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un

segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos de hidrógeno vecinos para formar el

compuesto hidrógeno molecular (H2). Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de

átomos iguales, los átomos compartirán el par electrones, formando así un enlace covalente.

Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único

(enlace covalente simple). Algunos átomos pueden compartir más de un par de electrones, formando

enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita

Cristal de Cloruro de Sodio

Cl-1 Na

+1 Cl-1 Na

+1 Cl-1

Na+1 Cl

-1 Na+1 Cl

-1 Na+1

Cl-1 Na

+1 Cl-1 Na

+1 Cl-1

Na+1 Cl

-1 Na+1 Cl

-1 Na+1

Esquema de Cristal NaCl

Figura N°2




O OO O

NN N N

dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el

compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes (enlace

covalente doble); el nitrógeno (que tiene cinco electrones de valencia) necesita tres electrones para

completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de nitrógeno forman el compuesto N2, ellos

comparten tres pares de electrones, formando tres enlaces covalentes (enlace covalente triple).

Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de

valencia de un átomo. En la siguiente tabla están las estructuras de puntos de Lewis para los átomos de

los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.

Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los

electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos,

o un guión (cada guión representa un par de electrones). A continuación, se señalan las estructuras de

Lewis para el compuesto H2, el O2, y el N2.

H2 H:H H-H

O2

N2

Nótese que algunos electrones de valencia no intervienen en la formación del enlace covalente

(ver la estructura de Lewis del compuesto O2 y N2); estos reciben el nombre de electrones no enlazados

o pares de electrones libres.

El enlace covalente, independiente de que sea simple, doble o triple, se subdivide en dos tipos el

Enlace covalente puro o no polar y enlace covalente polar.

Las moléculas H2, O2 y N2 son un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente: el enlace

puro o no polar, ya que ambos átomos en la molécula tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los

electrones. Los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma

un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un

enlace no polar.

Un enlace covalente polar se forma cuando los electrones no son igualmente compartidos entre

los dos átomos. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad

hacia los electrones que el otro (mayor electronegatividad), sin embargo, no tanta como para empujar

completamente los electrones y formar un enlace iónico. En un enlace covalente polar, los electrones

que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo más electronegativo. Un enlace covalente

polar se puede considerar como intermedio entre un enlace covalente puro y un enlace iónico. Un buen

ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.




Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno

(dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El

oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones

adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno

contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los

electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia

envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios

electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia

del hidrógeno.

La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el

enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo

de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los

pequeños átomos de hidrógeno, haciendo que no se compartan en igual

magnitud el par de electrones de enlace. Ya que el oxígeno tiene una

mayor electronegatividad que el hidrógeno, el átomo de oxígeno

adquiere una carga parcial negativa (zona negativa) y los átomos de

hidrógeno una parcial carga positiva (zona positiva).

Los compuestos covalentes comparten muchas características en común:

Los enlaces covalentes se forman entre los no metales, es decir, átomos con

electronegatividades iguales o similares,

Los compuestos covalentes son parcialmente polares o no polares, razón por la cual son, en

general, insoluble en el agua y otros solventes polares,

En estado fundido y en solución acuosa, los compuestos covalentes no conducen la electricidad,

Los compuestos covalentes presentan fuerzas de atracción intermoleculares débiles por lo que

tienden a presentarse como líquidos o gases, es decir, presentan puntos de fusión y ebullición

bajos (menores a 350 °C)

Al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas

moléculas.

2.- Determinación del tipo de enlace químico a partir de la electronegatividad.

Los electrones que participan en la formación del enlace químico no siempre se distribuyen del

mismo modo entre los átomos unidos. La distribución de los electrones entre los átomos depende de la

fuerza de atracción por parte del núcleo de cada átomo sobre los electrones de enlace.

La electronegatividad se define como la habilidad de un átomo para atraer hacia si los

electrones de otro átomo para formar una unión química, es decir, la fuerza relativa de atracción del

núcleo de un átomo sobre los electrones de enlace. Con base a este hecho, se ha diseñado una escala de

electronegatividad va desde 0,7 a 4,0. Así, los metales tienen valores de electronegatividad bajos,

puesto que presentan energía de ionización y electroafinidad baja (tienen tendencia a ceder sus

electrones de valencia), mientras que los no metales presentan valores de electronegatividad más altos,

puesto que presentan energía de ionización y electroafinidad alta. De manera que, el átomo menos

H2O: una molécula de agua

H O

H




electronegativo es el Francio (Fr) con una electronegatividad de 0,7 y el Flúor (F) el átomo más

electronegativo con una electronegatividad de 4,0.

El concepto de electronegatividad es útil, puesto que da la oportunidad de predecir el tipo de

enlace que se forma entre dos átomos. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad (∆EN)

entre los átomos que van a formar el enlace mayor será su polaridad, es decir, mayor es la probabilidad

de que el enlace sea iónico. Por el contrario, cuando se ponen en contacto átomos con

electronegatividades semejantes, hay mayor probabilidad de que el enlace tenga un carácter menos

polar, es decir con mayor carácter covalente. En el siguiente cuadro se señalan los límites de

diferencias de electronegatividades para determinar el tipo de enlace que se produce entre dos átomos.

Tipo de enlace Diferencia de electronegatividad ( EN)

Enlace iónico Mayor o igual a 1,7

Enlace covalente polar Menor a 1,7 pero mayor o igual a 0,5

Enlace covalente puro o no polar Menor a 0,5

3.- Estados de la materia

Todo lo que nos rodea está constituido por moléculas. Los estados en los cuales se presenta la

materia son una manifestación de las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas

(Fuerzas o uniones intermoleculares). Las fuerzas intermoleculares son el resultado de la geometría

molecular y la polaridad de los enlaces covalentes.

Los electrones en los átomos se sitúan en orbitales atómicos y cuando los átomos se combinan

para formar moléculas, los electrones se sitúan en orbitales moleculares (recubrimiento máximo), y ya

no pertenecen a un átomo determinado sino a toda la molécula. Como los orbitales atómicos tienen

formas geométricas determinadas, el recubrimiento máximo se llevará a cabo en direcciones concretas,

geometría molecular. De ahí se deduce que el enlace covalente presenta un carácter fuertemente

dirigido e impone formas geométricas características a las moléculas.

La polaridad de un enlace se mide con el momento dipolar, que se define como el producto de

la carga y la distancia entre los núcleos de los átomos que forman el enlace; la unidad para medir los

momentos dipolares es el Debyes y sus valores oscilan de 0 a 11 Debyes).

Como el momento dipolar es una magnitud vectorial, para determinar si la polaridad de una

molécula poliátomica es o no polar habrá que hacer la suma vectorial de los momentos dipolares

correspondiente a cada enlace covalente polar y en consecuencia considerar su geometría molecular.

A pesar de que la medición del momento dipolar no informa específicamente sobre la longitud o

ángulos de enlace, si lo hace con respecto a la geometría global de una molécula. Esto hace suponer

que moléculas que posean enlaces covalentes polares pueden tener un momento dipolar total cero,

debido a su geometría simétrica. Observe el siguiente cuadro:




Por ejemplo, en la molécula de CO2, los enlace C=O son enlaces del tipo covalente polar y

presenta una geometría lineal, ángulo de 180° respecto del átomo central (el carbono), es decir, es una

molécula totalmente simétrica, presenta un momento dipolar total nulo, lo que hace que la molécula sea

no polar. En cambio, en la molécula de H2O, los enlaces O-H son enlaces del tipo covalente polar y

presenta una geometría angular, ángulos de 104,5° respecto del átomo central (el oxígeno), es decir, la

molécula presenta una asimetría, es decir, un momento dipolar total no nulo, lo que hace que la

molécula sea polar.

Las moléculas biatómicas son necesariamente lineales (ángulos de enlace 180°), y consecuencia

si el enlace es covalente polar la molécula será polar, pero las constituidas por tres o más átomos

presentan algunas complicaciones como observamos en el cuadro anterior.

Para determinar la forma de la molécula (geometría molecular y ángulos de enlace) debemos

considerar las uniones químicas y los pares de electrones libres (si los presenta) respecto de un átomo

central. Por ejemplo, analicemos las siguientes moléculas sencillas: H2O, NH3 y CH4.

En el caso de la molécula de agua (H2O), la estructura de punto

de Lewis, como se ve en la figura, nos señala que existen dos uniones

químicas (enlaces covalentes polares) y que el átomo de oxígeno

presenta dos pares de electrones libres, en consecuencia, la hibridación1

del átomo de oxígeno en este caso corresponde a un sp3, lo que implica

una orientación de las uniones químicas en un ángulo de 104,5°

(geometría angular).

En el caso de la molécula de amoniaco (NH3), la estructura de

punto de Lewis nos señala que existen tres uniones químicas (enlaces

covalentes polares) y que el átomo de nitrógeno presenta un pares de

electrones libres (ver figura), en consecuencia, la hibridación del áto mo

de nitrógeno en este caso corresponde a un sp3, lo que implica una

orientación de las uniones químicas en un ángulo de 107° (geometría

pirámide trigonal).

1 mezcla de orbitales atómicos del último nivel de energía de un átomo para generar un conjunto de orbitales híbridos con

una orientación espacial específica para poder enlazarse con otro átomo.

O

H H

N

HH H




En el caso de la molécula de amoniaco (CH4), la estructura de

punto de Lewis nos señala que existen cuatro uniones químicas (enlaces

covalentes no polares) y que el átomo de carbono no presenta pares de

electrones libres (ver figura), en consecuencia, la hibridación del átomo

de carbono en este caso corresponde a un sp3, lo que implica una

orientación de las uniones químicas en un ángulo de 109,5° (geometría

tetraédrica).

En estos ejemplos, se pueden apreciar que el C, N y O a pesar de presentar la misma hibridación

(sp3), los ángulos de enlace y, por lo tanto, la geometría son diferentes, la razón de esto se debe a la

presencia de pares de electrones libres, ya que se produce una repulsión entre los electrones libres y los

electrones que forman la unión química disminuyendo el ángulo de enlace.

En resumen, la forma de la molécula queda determinada por la cantidad de átomos vecino y el

número de pares de electrones libres respecto del átomo central, tal como se muestra en la siguiente

tabla.

Átomo

central

Cantidad de

átomos vecinos

Pares de

electrones libres

Hibridación del

átomo central Geometría (ángulo de enlace)

C 4 0 sp3

Tetraédrica (109,5°)

C 3 0 sp2

Trigonal plana (120°)

C 2 0 sp

Lineal (180°)

N 3 1 sp3

Piramide trigonal (107°)

N 2 1 sp2

Angular (114°)

N 1 1 sp

-

O 2 2 sp3

Angular (105°)

O 1 2 sp2

-

A medida que aumenta el número de átomos, aumenta el número de formas que podría adoptar

la molécula y la geometría no es tan simple de definir, por ejemplo; las proteínas, polisacáridos, lípidos

y ADN presentan estructuras tridimensionales complejas.

De todo lo anterior podemos concluir que una molécula que posee momento dipolar es una

molécula polar y la que no lo posee, es no polar. En potras palabras, una molécula que presenta solo

enlaces covalentes no polares será una molécula no polar y una molécula que presente enlaces

covalentes polares podrá ser polar o no polar dependiendo de la geometría (simetría) de la molécula. En

el caso de las moléculas orgánicas en general son asimétricas, por lo tanto, el hecho de presentar un

enlace covalente polar indicara que la molécula es polar o a lo menos tiene una zona polar (hidrofílica)

y el resto, la parte alquílica será la zona no polar (hidrofóbica).

C HHH

H




4.- Uniones intermoleculares.

Las uniones intermoleculares, a diferencia de los enlaces químicos (uniones intramoleculares),

son fuerzas débiles; en consecuencia, para romper estas uniones se necesitan pequeñas cantidades de

energía. Si no fuera por las uniones intermoleculares los cambios de estado no podrían existir.

Las uniones intermoleculares, fuerzas de atracción entre moléculas, juegan un papel decisivo en

la estructura de las biomoléculas de elevado peso molecular, es decir, en la conformación

tridimensional específica, que es necesaria para su función biológica, por ejemplo, en las proteínas y

ADN, y las propiedades físicas de las moléculas, por ejemplo, la solubilidad. Las principales fuerzas

intermoleculares son:

Atracción ion – ion. Los compuestos polares ionicos, es decir, aquellas que presentan enlaces

ionicos (catión y anión), están unidas por fuerzas de atracción electrostáticas entre los iones de

carga opuesta. Estas fuerzas dan origen al enlace iónico y por lo tanto se dan entre moléculas

con cargas netas. Por ejemplo, la sal de mesa (Na+Cl

-), el ion positivo (cation de sodio) es

atraído por el ion negativo (el anión cloruro).

Atracción ión-dipolo. Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las

moléculas polares neutras. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo

positivo interactúa con el ion negativo; las partes de cada molécula se unen por fuerzas de

atracción de carga opuesta. Por ejemplo, en el proceso de disolución del cloruro de sodio

(NaCl) en agua, cada ion Na+ se rodea de varias moléculas de agua por el polo negativo (polo

negativo) y cada ion Cl- se rodea de varias moléculas de agua por el polo positivo (polo

positivo).

Atracción dipolo-dipolo. Las fuerzas de atracción dipolar operan entre dos o más moléculas

polares neutras. Así, la asociación se establece entre el extremo o polo positivo ( +) de una

molécula y el extremo o polo negativo ( -) de otra. Por ejemplo, en el dióxido de azufre (SO2),

el polo negativo (átomo de oxígeno) de una molécula de SO2 es atraído por el polo positivo

(átomo de azufre) de otra molécula de SO2 y así sucesivamente.

Puentes de hidrógeno. Es un tipo especial de dipolo-dipolo, pero de mayor fuerza. Estas

fuerzas se presentan entre moléculas polares neutras, como el agua o el amoníaco, que poseen

átomos de hidrógeno unidos a elementos muy electronegativos como el oxígeno o el nitrógeno.

En esta interacción, el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como el O-H o el N-H, se une

con un átomo altamente electronegativo vecino, como el O o el N de otro enlace polar. En el

caso del agua (H2O), el par electrónico del enlace O-H pertenece casi totalmente al oxigeno,

altamente electronegativo, constituyéndose en el polo negativo ( -) de la molécula. Por su parte,

el hidrógeno queda reducido prácticamente a su núcleo, es decir, forma el polo positivo ( +) de

la misma molécula. Este átomo de hidrógeno, deficiente en electrones, tratará de conseguirlos a

través de la interacción con el átomo de oxígeno de otra molécula de agua. Así, el átomo de

hidrógeno establece un puente entre dos moléculas de agua.




Fuerzas de Van der Waals. Las fuerzas de Van der Waals son de naturaleza eléctrica y se

deben a la existencia de dipolos instantáneos en las moléculas. Son de importancia para

moléculas no polares o para las partes no polares de las moléculas. En las moléculas no polares

si se aproximan lo suficiente, se puede generar un desplazamiento de la carga que provoque al

formación de dipolos instantáneos, los cuales posibilitan la atracción y la unión entre las

moléculas. De acuerdo con esto, las fuerzas de Van der Waals aumentan con el volumen

molecular, ya que si los volúmenes son grandes las moléculas son más fácilmente deformables

(polarizables). Por ejemplo, debido al movimiento de los electrones en moléculas como el H2, el

O2, el CO2, el I2 y el CH4, se suelen producir desequilibrios momentáneos en la distribución

electrónica, generándose así polos positivos y negativos. Aunque estos polos cambian

continuamente de posición, producen una interacción débil entre las diferentes moléculas no

polares, cuando éstos son complementarios.

4.- Enlaces sigma (s) y pi (p).

Las uniones químicas también se clasifican de acuerdo al tipo de orbitales participantes en el

enlace, así como a su orientación en: enlace sigma ( ) y enlace pi ( ). El enlace , ocurre cuando se

superponen (recubren) dos orbitales atómicos, híbridos o uno atómico con uno híbrido en forma frontal

(figura N°4), es decir, sobre la línea de unión imaginaria que une los núcleos. El enlace , ocurre

cuando se superponen (recubren) dos orbitales atómico “p” de forma lateral (figura N°4). En este caso,

hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado de la línea de unión de los núcleos atómicos. El enlace

sigma estabiliza más la molécula y sólo puede haber un enlace sigma entre 2 átomos, mientras que el

enlace de tipo pi se da cuando se tiene enlaces múltiples (figura N°5).

Figura N°3: Orbitales atómicos




Enlaces sigma entre orbitales atómicos Superposición de dos orbitales p, para formar un enlace pi

Figura N°4: Ejemplos de enlace sigma y pi

Figura N°5: Representación del enlace carbono – carbono en la molécula de etileno (CH2=CH2)




5.- Grupos funcionales.

Las combinaciones del carbono con otros elementos permiten la aparición de una gran variedad

de grupos funcionales, que corresponden a determinadas agrupaciones características de átomos, que

dan lugar a las diferentes familias de sustancias orgánicas. Estos presentan características físicas y

químicas diferentes, y dan a las moléculas orgánicas propiedades específicas, lo que aumenta las

posibilidades de creación de nuevas moléculas orgánicas por reacción entre los diferentes grupos

En química orgánica los grupos funcionales son estructuras submoleculares, caracterizadas por

una conectividad y composición específica elemental, que confiere reactividad a la molécula que los

contiene (Tabla N°4). Los grupos funcionales polares son solubles en agua o hidrófilos y los no polares

son insolubles o hidrófobos.

Tabla N°4: Algunos grupos funcionales

NOMBRE DEL GRUPO

FUNCIONAL

ESTRUCTURA

(Agrupación que la

caracteriza)

Alcohol primario R CH2

OH

Aldehído R C

H

O

Cetona R C

R

O

Ácido orgánico o carboxilo R C

O

O

H

Éster R C

O

O

R

Amina R N

H

H

Amida R C

N

O

H

H

Tiol o sulfidrilo R CH2

SH




6.- Estado de oxidación de los carbonos en los compuestos orgánicos y reacciones redox.

El átomo de carbono en los compuestos orgánicos puede presentar 9 estados de oxidación

(EDO) estos son -4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, siendo el estado más reducido el EDO -4 (ejemplo

CH4) y el más oxidado el EDO +4 (ejemplo CO2).

Los organismos aeróbicos, que requieren oxígeno para subsistir, alcanzan la mayor eficiencia en

el aprovechamiento de la energía contenida en las moléculas aportadas por los alimentos. La base del

metabolismo energético de la mayoría de los organismos es una reacción de oxidación-reducción en la

cual los electrones se mueven desde un donador a un receptor de electrones.

Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la

cual ocurre una transferencia de electrones. El flujo de electrones en las reacciones redox es

responsable del trabajo realizado por los por los organismos vivos.

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones

(reductor) y otra especie que las acepte (oxidante).

El reductor o agente reductor es aquella sustancia que cede electrones aumentando su estado

de oxidación, quedando con una carga mayor a la que tenía. La sustancia ha sufrido una

oxidación haciendo que otra sustancia se reduzca.

El oxidante o agente oxidante es la especie que capta esos electrones disminuyendo su estado

de oxidación, quedando con carga menor a la que tenía. La sustancia ha sufrido una reducción

haciendo que otra sustancia se oxide.

Por ejemplo, observemos la siguiente reacción

Cuando en un compuesto orgánico un átomo de carbono gana átomos de hidrógeno

o pierde átomos de oxígeno el compuesto ha sufrido una reducción.

Cuando en un compuesto orgánico un átomo de carbono pierde átomos de

hidrógeno o gana átomos de oxígeno el compuesto ha sufrido una oxidación.




Una reducción ocurre cuando el número de oxidación de un átomo decrece.

Los animales, el hombre incluido, recibimos pocas moléculas sencillas y una gran cantidad de

macromoléculas, como almidón, proteínas o grasas. Éstas son sometidas al proceso de la digestión para

hidrolizarlas o fraccionarlas en sus componentes, antes de ser absorbidas en el intestino y de entrar

propiamente al organismo. Así, lo que ingresa a la sangre para ser tomado por las células son las

moléculas simples: los aminoácidos, los ácidos grasos, el glicerol (glicerina) y la glucosa entre otras.

Otra característica importante del proceso metabólico es que en el catabolismo de las moléculas

pequeñas, como la glucosa, los ácidos grasos o los aminoácidos, se logra transformar la energía de sus

enlaces químicos en la energía de los enlaces del ATP y otras sustancias, que proporcionan en forma

directa la energía que requieren las células para todas sus funciones.

Además, los procesos de síntesis, tanto de moléculas sencillas como de macromoléculas,

requieren energía, la cual proviene del ATP y del llamado poder reductor que tienen las moléculas

llamadas NADH y FADH2, entre otras.

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