Fisicoquímica · 2020. 6. 26. · desplazar a los electrones a un nivel de energía superior...

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U1 Fisicoquímica

Estructura de la materia

Fisicoquímica

Estructura de la materia U1

Programa de la asignatura:

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U1 Fisicoquímica


Índice

Presentación de la unidad…………………………………………………………………………..3

Propósitos de la unidad……………………………………………………………………………..3

Competencia específica…………………………………………………………………………….4

1. Estructura de la materia………………………………………………………………………....4

1.1 Estructura atómica………………………………………………………………………………5

1.1.1 Enlaces químicos……………………………………………………………………………..8

1.1.2 Generalidades de bioenergética…………………………………………………………...12

1.2. Disoluciones acuosas………………………………………………………………………...15

1.2.1. Disoluciones acuosas……………………………………………………………………….15

1.2.2. pH dependiente de aminoácidos y proteínas………………………………………….…18

1.2.3. Equilibrio ácido base y capacidad buffer………………………………………………….20

1.3. Difusión…………………………………………………………………………………………22

1.3.1. Tipos de difusión………………………………………………………………………….…22

1.3.2.Las leyes de Fick…………………………………………………………………………….24

1.3.3. Equilibrio de Donnan……………………………………………………………………….25

Actividades……………………………………………………………………………………….....26

Autorreflexiones……………………………………………………………………………...……..27

Cierre de la unidad………………………………………………………………………………….27

Para saber más……………………………………………………………………………………..27

Fuentes de consulta………………………………………………………………………………..28

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Presentación de la unidad

Al conocer la estructura de la materia que forma los elementos y los enlaces químicos que

participan para formar moléculas orgánicas e inorgánicas, se pueden comprender algunos

procesos como las disoluciones acuosas y el fenómeno de difusión. Éstos tienen gran

importancia en la Biotecnología aplicada, como es el caso de las industrias refresqueras

que utilizan el principio de disolución al agregar el gas (CO2) al agua del refresco.

También las industrias potabilizadoras de agua utilizan el fenómeno de difusión al filtrar el

agua de mar a través de membranas de porcelana para desalinizarla y hacerla

consumible para el ser humano.

Propósitos En esta unidad comprenderás cómo se forman algunas moléculas orgánicas e

inorgánicas, lo cual es posible gracias a los diferentes tipos de enlaces químicos y la

forma en la que éstos participan en algunos fenómenos como las disoluciones acuosas y

la difusión. Dichos fenómenos, como verás, tienen importantes implicaciones biológicas,

biotecnológicas e industriales, entre muchas otras.

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Competencia específica

Describir la estructura de la materia por medio del estudio de las

disoluciones acuosas para identificar su relación con los procesos de

difusión.

1. Estructura de la materia

La materia, definida como todo aquello que tiene masa y ocupa un espacio, está formada

por partículas diminutas que, a su vez, forman el átomo, y por ello se les llama

subatómicas. Los físicos han descubierto varios componentes del átomo, pero, para el

interés de esta unidad, sólo necesitamos considerar tres partículas: electrones (cargados

negativamente), protones (cargados positivamente) y neutrones (partículas sin carga). En

un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones

(Kotz, Treichel, & Weaver, 2005).

Gracias a estas partículas subatómicas, los átomos de los diferentes elementos forman

enlaces químicos para crear moléculas. En esta esta unidad se abordarán los siguientes

enlaces químicos: iónico, covalente, metálico, e intermolecular. Asimismo, se tocarán dos

fenómenos en los cuales participan uno o varios de estos enlaces: disoluciones acuosas y

difusión (Kotz et al., 2005, p. 11).

En una disolución acuosa, evidentemente, el disolvente es el agua. El proceso de

disolución tiene una gran importancia biotecnológica debido a la gran cantidad de

tecnologías industriales en las que participa. Por ejemplo; cuando destapas un refresco y

observas las burbujas en la superficie, en realidad se trata de CO2 disuelto en el agua en

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forma de HCO3, el cual escapa formando estas burbujas de CO2 una vez que la presión a

la que se encontraba sometido se reduce (Kotz et al., p. 121).

La difusión es un proceso físico basado en el movimiento aleatorio. Un ejemplo de

difusión donde interviene, además, la disolución acuosa, sucede cuando dejamos caer un

terrón de azúcar en el agua. El terrón se disuelve y sus moléculas se difunden hasta que

desaparece completamente en el agua. Este fenómeno es de vital importancia en los

procesos de difusión celular a través de la membrana celular con base en el gradiente de

concentración de mayor a menor concentración (Kotz et al.,p. 494).

1.1 Estructura atómica

El conocimiento de los principios químicos es esencial para entender a los organismos, su

funcionamiento e implicaciones en la Biotecnología. Los elementos son sustancias que no

pueden descomponerse en otras más sencillas mediante reacciones químicas ordinarias.

Para clasificar a cada elemento se le asignan una o las dos primeras letras de su nombre

en latín. Por ejemplo, la letra O corresponde al símbolo del oxígeno.

Solomon et al. (2008) definen al átomo como la porción más pequeña de un elemento que

conserva sus propiedades químicas, y que, a su vez, está formado por partículas

diminutas de materia1 conocidas como partículas subatómicas: electrones, protones y

neutrones.

Cada átomo tiene un número conocido de protones en el núcleo, número denominado

número atómico, el cual está en equilibrio con el número de electrones que lo rodean.

Como ejemplo podemos considerar el caso del hidrógeno (H): al tener 1 protón, el número

de electrones que contiene es, también, 1. Cuando el número de neutrones en el núcleo

es diferente, la masa del elemento se afecta y se forman isótopos. Los isótopos de un

elemento tienen el mismo número de protones y de electrones; solo varía el número de

neutrones, como en el caso del deuterio, que tiene un solo neutrón (H2), y el tritio, que

tiene dos neutrones (H).

Debido a que tienen el mismo número de electrones, todos los isótopos de un elemento

poseen las mismas características químicas. Sin embargo, algunos isótopos son

inestables y tienden a perder energía, en forma de radiación, para formar un isótopo más

estable. La mayoría de las veces estos isótopos tienen implicaciones biotecnológicas. Por

ejemplo, el C14, un isótopo radiactivo del carbono, se utiliza para determinar la edad de

algunos objetos orgánicos de no más de 60,000 años de antigüedad. La técnica se basa

1 Se entiende por materia todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

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en la ley de decaimiento exponencial de los isótopos radiactivos, y mide la cantidad de C14

que los compuestos orgánicos van perdiendo a través del tiempo; es decir, entre menos

C14 se mida, más antigua es la muestra.

Alrededor de 1925, el físico Luis Victor de Broglie propuso que un electrón con masa

definida, desplazándose a una velocidad constante, debe llevar una longitud de onda

asociada; es decir, que el electrón puede tener, en determinadas circunstancias,

propiedades de una onda y comportarse tanto como una partícula como una onda. Esta

idea y su posterior comprobación le valieron el premio Nobel en 1929.

Más adelante, Heisenberg postuló el principio de incertidumbre que establece que es

imposible determinar simultáneamente la posición de un electrón en un átomo y su

energía cuando el electrón se describe como una onda; que sí puede determinarse con

exactitud ya sea la ubicación o la energía de un electrón, mas no ambas de manera

simultánea, quedando entonces la otra característica incierta (Kotz, 2005).

En palabras de Max Born, quien retomó los postulados de Heisenberg proponiendo que,

desde la óptica de la mecánica cuántica; si se elige conocer la energía de un electrón en

un átomo con pequeña incertidumbre, es necesario aceptar una incertidumbre alta

respecto al conocimiento de su ubicación espacial en torno al núcleo; en decir, que sólo

se puede evaluar la probabilidad de encontrar a un electrón con una energía dada dentro

de una región determinada en el espacio.

En este sentido, el modelo atómico de Schrödinger para el hidrógeno se basa en la

premisa de que el electrón debe ser descrito como onda y no como partícula; de este

modo el comportamiento electrónico podría explicarse mediante la aplicación de las

funciones de onda (Ψ), puesto que cada función de onda puede asociarse con un valor de

energía permitido, debido a que la energía se encuentra cuantizada, es decir, que un

electrón sólo puede tener ciertos valores energéticos. Por otro lado; el cuadrado de la

función de onda (Ψ2) se relaciona con la probabilidad estadística de ubicar al electrón

dentro de una región espacial en particular, a lo cual se le conoce como densidad

electrónica en una región atómica dada. En este sentido, sólo se puede describir la

probabilidad de que un electrón se encuentre en un determinado punto en el espacio

cuando se encuentra en un estado energético dado; a la región espacial en la que

probabilísticamente pueda ubicarse un electrón con determinada energía se le conoce

como orbital, y al conjunto de posiciones que estadísticamente puede ocupar un electrón

dentro de un orbital se le conoce como nube electrónica (Kotz; et al. 2005).

En general, la energía de los electrones está determinada por el orbital que ocupa cada

uno de éstos. Por lo tanto, los electrones con energía similar están en el mismo orbital de

energía.

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Los electrones que están más alejados del núcleo tienen mayor energía que aquellos que

están más cerca. A los electrones más alejados del núcleo se les denomina electrones de

valencia, y son éstos los que participan en las reacciones químicas.

Los electrones pueden recibir o ceder energía durante el movimiento, según el sentido

que tomen dentro de los orbitales. Cuando se desplaza a un orbital más alejado del

núcleo, el electrón recibe energía. Si se desplaza a un orbital más cercano al núcleo, el

electrón cede energía. Estos cambios de energía son de vital importancia durante las

conversiones energéticas de los organismos. Por ejemplo, en la fotosíntesis, la energía

procedente del sol (fotones) es utilizada por las moléculas de clorofila para excitar y

desplazar a los electrones a un nivel de energía superior (Chang, 2008).

Figura 1. Estructura atómica.

Moléculas y compuestos

Solomon et al. (2008) hacen énfasis en que dos o más átomos pueden combinarse

químicamente, y que cuando los átomos de diferentes elementos se combinan, el

resultado es un compuesto químico. El ejemplo más claro de un compuesto químico es el

agua, formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Otro compuesto común es

la sal de mesa, formada por un átomo de sodio y un átomo de cloro. La unión de dos o

más átomos forma una partícula muy estable denominada molécula. Existen compuestos

moleculares como el agua y compuestos no moleculares como el cloruro de sodio (sal de

mesa).

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1.1.1. Enlaces químicos

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que pueden mantener unidos a los

átomos. Por tanto, la energía de enlace es la energía necesaria para romper o establecer

un enlace químico, y los electrones de valencia determinan cuántos enlaces puede formar

un átomo. Los dos tipos principales de enlaces químicos son el covalente y el iónico.

Enlace Iónico

Maron y Prutton (2003) definen el enlace iónico como el tipo de interacción atómica que

comprende la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro y conduce a la

formación de iones que se mantienen juntos por atracción electrostática. Gracias a esta

atracción electrostática se dice que el enlace es iónico o electrovalente.

El ejemplo más clásico de enlace iónico es el cloruro de sodio o la sal de mesa, donde un

átomo de sodio contiene dos capas cerradas con un electrón fuera de las mismas. El cloro

contiene dos capas cerradas y siete electrones externos. El sodio cede un electrón y se

carga positivamente. El cloro, al aceptar el electrón, se carga negativamente y se forma la

molécula de sal como se muestra en la siguiente figura.

Figura 2. Enlace iónico en la molecula de sal de mesa (cloruro de sodio).

Este tipo de enlace está formado por un metal y un no metal, donde los metales ceden

electrones, formando cationes (+), y los no metales los aceptan, formando aniones (-). Los

compuestos formados a partir de estos enlaces tienen las siguientes características: son

sólidos a temperatura ambiente, ninguno es líquido o gas, son buenos conductores de

calor o electricidad, tienen altos puntos de fusión y ebullición, y son solubles en

disolventes polares como el agua.

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Figura 3. Enlace iónico.

Enlace covalente

En los enlaces covalentes se comparten los electrones entre átomos, es decir, cada

átomo conserva su capa de valencia íntegra. El ejemplo más sencillo de este tipo de

enlace se presenta entre dos átomos de hidrógeno, los cuales forman la molécula H2. En

este caso no se donan electrones debido a que son atraídos simultáneamente por los

protones de los núcleos. De esta manera, los electrones orbitan alrededor de ambos

núcleos atómicos. De igual forma, se pueden unir átomos diferentes para formar

moléculas como resultado de un enlace covalente (Kotz et al., 2005 y Solomon et al.,

2008).

Las características de estos enlaces son:

pueden ser dos o tres,

están formados por elementos no metálicos,

son malos conductores de calor y electricidad,

son insolubles en solventes polares como el agua,

tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos,

los átomos no ganan ni pierden electrones; los comparten,

pueden presentarse en cualquier estado: sólido, líquido o gaseoso,

son solubles en solventes no polares como el benceno o el tetracloruro de carbono,

pueden estar unidos por enlaces simples, dobles o triples, dependiendo de los

elementos que unen.

Un ejemplo universal de enlace covalente es el que forma la molécula de agua, ya que

dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno se unen covalentemente, como se

muestra en la siguiente figura.

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Figura 4. Enlace covalente en la molécula de agua.

De manera general los enlaces covalentes se clasifican en: polares, no polares, y

coordinados. El enlace covalente no polar se da cuando se enlazan dos átomos iguales

con la misma electronegatividad, pues la diferencia es cero y por tanto los electrones son

atraídos de igual manera por ambos lados. Cuando los electrones se comparten de

manera desigual, lo que hace que un extremo de la molécula sea parcialmente positivo y

el otro parcialmente negativo, se forma un enlace covalente polar. El enlace covalente

coordinado se forma cuando el par eléctrico compartido se forma por el mismo átomo

(Kotz, et al., 2005 y Solomon, et al., 2008).

Figura 5. Enlace covalente animado

Enlace Metálico

Los enlaces metálicos se caracterizan por darse entre elementos de electronegatividades

bajas y pocas diferencias entre sí. También forman redes metálicas compactas con

elevado índice de coordinación, por lo que suelen tener altas densidades y formar redes

hexagonales y cúbicas. Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico:

la teoría de nube de electrones, y la teoría de bandas (Solomon et al., 2008).

En el modelo de nube de electrones, los átomos metálicos ceden sus electrones a una

nube electrónica que comprende todos los átomos del metal. Como consecuencia, la

nube de electrones resulta de las interacciones electrostáticas entre los restos positivos y

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los electrones propios de dicha red. Dentro de la red, los electrones no pertenecen a un

determinado átomo debido a que es un enlace no dirigido y la nube eléctrica es común a

todos los átomos. A pesar de ser un modelo muy sencillo, explica muchas de las

propiedades de los metales, excepto la conductividad de alguno.

La teoría de bandas se basa en la formación de orbitales que pertenecen a toda la

molécula mediante la formación de orbitales nuevos después del enlace. Si se juntan tres

átomos, se forman tres orbitales.

En los metales se forman enlaces deslocalizados debido a la presencia de un número

muy grande de orbitales atómicos. Esto forma una banda donde los niveles de energía

están muy próximos. Con esta teoría se explica, incluso, el fenómeno de conducción. En

la siguiente figura se muestran las características de un enlace metálico.

Figura 6. Enlace metálico (animación)

Enlaces intermoleculares

Un enlace intramolecular es la unión entre moléculas gracias a fuerzas electrostáticas

formando redes cristalinas, y existen diferentes tipos:

Enlace puente de hidrógeno: es una atracción que existe entre un átomo de

hidrógeno y un halógeno (O, N o X). El agua es un ejemplo de este tipo de enlace.

La molécula de agua es polar, por lo que presenta cuatro cargas parciales, lo que

le confiere características químicas especiales al agua. Este enlace es 20 veces

más débil que un enlace químico entre átomos.

Fuerzas de Van der Waals: existen diferentes tipos de fuerzas de Van der Waals

donde la intensidad de la atracción aumenta en función del tamaño de las

moléculas, y éstos, a su vez, se clasifican de acuerdo a su carga.

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Dipolo permanente-Dipolo permanente: se da entre dos moléculas polares

Dipolo permanente-Dipolo inducido: se da entre una molécula polar y otra no

polar

Dipolo instantáneo-Dipolo inducido: se da entre dos moléculas no polares

1.1.2. Generalidades de bioenergética

La bioenergética es una rama de la Biología que se encarga del estudio de los cambios

de energía (producción, absorción, transformación) dentro de los sistemas biológicos.

El metabolismo es una parte fundamental de la bioenergética donde la materia es

transformada en energía. El proceso consta de dos etapas, anabolismo y catabolismo. En

el anabolismo se sintetizan biomoléculas, como el adenosin trifosfato (ATP). En el

catabolismo se degradan sustancias complejas. El ATP y NADH son el combustible

básico de los sistemas biológicos y fluyen dentro de éstos, desde los organismos más

simples hasta los más complejos (Solomon, 2008).

Los enlaces químicos están implicados en la formación de estas moléculas necesarias

para la vida, así como en la formación de aminoácidos, ADN, proteínas, etc. A

continuación se describen algunos de estos procesos y la forma en que los enlaces

químicos participan en dicha formación.

Compuestos orgánicos

El carbono, tanto en su forma orgánica, como en la inorgánica, se encuentra ampliamente

distribuido en la naturaleza. Los compuestos orgánicos son aquellos en los que los

átomos de carbono se unen covalentemente entre sí para formar el esqueleto de la

molécula. Sin embargo, existen muchas formas de carbono inorgánico; el ejemplo más

conocido es el dióxido de carbono que exhalamos al respirar.

El carbono es ideal para formar el esqueleto de las moléculas pues los enlaces carbono-

carbono son especialmente fuertes y, por el hecho de compartir un par de electrones, no

se rompen con facilidad. Algunos átomos de carbono pueden formar enlaces dobles o

triples (Kotz, 2005).

Debido a que los enlaces covalentes entre hidrógeno y carbono son no polares, los

componentes que forman (principalmente hidrocarburos) carecen de regiones con carga

bien localizada. Por este motivo son insolubles en agua y se dice que son hidrófobas, es

decir, no son afines al agua. Con base en su repulsión al agua, las moléculas de

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hidrocarburos interactúan entre sí por enlaces de puentes de hidrógeno. De esta forma la

parte que no es afín no interactúa con el vital líquido.

En la membrana celular sucede lo mismo que con los hidrocarburos. El componente

principal de la membrana (fosfolípido) tiene dos partes que sólo interactúan entre ellas: la

hidrófila, afín al agua y una parte no afín. Todos los componentes de la membrana celular

se unen por enlaces iónicos y puentes de hidrógeno (Curtis, 2001). A continuación se

muestra una imagen de la membrana celular y sus componentes.

Figura 7. Membrana celular. (Solomon et al., 2008, p. 111)

Muchas moléculas biológicas, como las proteínas o los ácidos nucleicos, están formadas

de polímeros. Esto quiere decir que están formados por una cadena de moléculas

orgánicas, que, a su vez, forman macromoléculas. Por su parte, estas macromoléculas

conforman polímeros.

Adenosin Trifosfato (ATP)

La molécula de ATP se compone de adenina, ribosa y tres grupos fosfato, y es la principal

“moneda energética” de todas las células (Curtis et al., 2001). Los grupos fosfatos

terminales se unen al nucleótido por medio de enlaces covalentes inestables, también

llamados enlaces de alta energía. Estos enlaces no son tan fuertes como los covalentes

entre carbono e hidrógeno. Debido a la ruptura del último enlace fosfato-fosfato, transfiere

toda su energía química. Casi toda la energía química es fácilmente accesible para la

célula.

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Para comprender cómo funciona el ATP, lo podemos considerar como una “unidad

monetaria” de energía de la célula. Debido a que una persona trabaja para recibir un

salario, podría decirse que su energía está almacenada en forma simbólica en dinero que

cobra a la quincena. Así, esa persona dispone del dinero del mismo modo que las células

de la energía. Análogamente, las células almacenan la energía en los enlaces fosfato-

fosfato de la molécula de ATP y disponen de ésta cuando la necesitan.

Figura 8. Molécula de ATP. (Solomon et al., 2008)

Carbohidratos

Algunas de las biomoléculas más importantes son los carbohidratos: azúcares, almidones

y celulosa. Los azúcares y almidones sirven como fuente de energía para las células,

mientras que la celulosa es el componente principal que le confiere rigidez a las paredes

celulares de los vegetales.

Los carbohidratos están formados de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno, unidos

por enlaces covalentes difíciles de romper, y se clasifican de acuerdo a la cantidad de

azúcares que los componen; es decir, una unidad de azúcar (monosacáridos), dos

unidades (disacáridos), o muchas unidades (polisacáridos).

http://www.ejerciciosconpesas.es/wp-content/uploads/2010/11/ATP1.jpg

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La glucosa es el monosacárido más abundante y mayormente utilizado por los

organismos como fuente de energía. Además de la glucosa, la fructosa posee la misma

fórmula molecular, pero sus átomos están dispuestos de manera diferente, es decir, son

isómeros (Morris, 2001).

En los ejemplos anteriores observamos que, desde las biomoléculas más sencillas hasta

las más complejas, todas se encuentran formadas por enlaces químicos. Incluso

moléculas inorgánicas indispensables para la vida, como el agua, tienen su base en los

enlaces químicos.

1.2. Disoluciones acuosas

Una disolución acuosa se define como aquella donde el agua es el disolvente, en tanto

que el soluto puede ser una o más sustancias. Un ejemplo puede apreciarse al preparar

una taza de café, donde el café y el azúcar son los solutos y el agua es el disolvente. En

la biotecnología, las disoluciones acuosas tienen gran importancia, como en la producción

de bioetanol, donde se produce etanol y agua. Aplicando los principios de las disoluciones

acuosas, el agua y el etanol se separan mediante una destilación. El etanol puro se usa

como aditivo oxigenante de la gasolina para reducir los costos del combustible en Brasil.

1.2.1. Disoluciones acuosas

Una disolución es una mezcla homogénea compuesta por soluto y disolvente. Una

disolución acuosa se define como el proceso que involucra dos disolventes: agua en su

mayoría, y otra sustancia. El agua es también llamada disolvente universal debido a la

gran cantidad de componentes que pueden ser disueltos en ella. Los compuestos más

solubles en el agua son aquellos que forman enlaces iónicos entre sí, como el cloruro de

sodio. Los menos solubles son aquellos que forman enlaces covalentes entre sí, como los

metales. Los tipos de disoluciones acuosas se clasifican de acuerdo al soluto que se va a

combinar con el agua.

La solubilidad es una propiedad en función de la temperatura y se define como el límite de

disolución para un disolvente: pasado éste, ya no admite más soluto. Entonces, se puede

decir que la solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se puede disolver a una

temperatura dada. Podemos medir la cantidad de soluto disuelto por medio de la

concentración y clasificarla en:

diluida o insaturada: cuando contiene una pequeña cantidad de soluto

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concentrada o saturada: cuando la cantidad de soluto está por llegar al límite de

solubilidad, y

sobresaturada: cuando la solución está en equilibrio con el exceso de soluto.

Una disolución puede estar formada por dos líquidos y puede ser miscible o inmiscible.

Cuando un líquido se disuelve en otro se dice que es miscible; por ejemplo, el agua y el

etanol. En los casos donde no ocurre así, la disolución es inmiscible, como con el agua y

el aceite. Si existe un límite de la cantidad que uno puede disolver de otro, se dice que

son parcialmente miscibles (Chang, 2008).

El agua como disolvente

Se considera estado de referencia de una sustancia cuando se encuentra a 25 ºC y 1 atm

de presión. En estas condiciones sabemos que el agua está en estado líquido y parte de

sus moléculas están ionizadas. Éstas y otras características se reflejan a nivel físico,

como al notar su densidad, viscosidad, elevado punto de ebullición, alta constante y

conductancia eléctrica. Cabe señalar que afectan también su comportamiento como

disolvente.

Entre muchos otros factores, la temperatura y la presión afectan el comportamiento de los

disolventes, especialmente del agua. A una temperatura y presión dadas, la concentración

del disolvente en una disolución es directamente proporcional a la cantidad de soluto que

puede disolver; es decir, entre mayor sea la concentración de solvente, mayor será la

concentración de soluto que se disolverá (Morris, 2001).

El elevado momento dipolar del agua y su capacidad para formar puentes de hidrógeno la

hacen un excelente disolvente, siempre y cuando las moléculas o iones del soluto

interactúen con las del agua por medio de puentes de hidrógeno o interacciones dipolo. A

pesar de que el agua es conocida como el “disolvente universal” por disolver muchos tipos

de sustancias en mayor cantidad que cualquier otro tipo de solvente, sólo disuelve

compuestos polares o iónicos, mientras que los compuestos polares son virtualmente

insolubles en agua, como el aceite.

Ósmosis

La ósmosis es el proceso en el cual el disolvente se mueve espontáneamente desde la

región de una disolución donde su concentración es alta, a otra donde su concentración

es baja. En la práctica, la ósmosis sólo tiene lugar donde una membrana semipermeable

separa una disolución, ya sea del disolvente puro o bien de una disolución con el mismo

disolvente, pero con una concentración distinta de soluto (Morris, 2001). En teoría, la

membrana que se utiliza es perfectamente semipermeable, es decir, que es permeable al

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solvente e impermeable a todos los solutos. En la práctica, las membranas con estas

características son escasas; la mayoría son selectivamente impermeables y sólo permiten

el paso a ciertos solutos. En la siguiente figura se muestra el proceso de ósmosis.

Figura 9. Proceso de ósmosis. (Solomon et al., 2008)

La aplicación más útil para la ósmosis es el proceso de ósmosis inversa, en el cual se

utiliza una presión superior a la presión osmótica, donde los solventes pasan a través de

la membrana, mientras que los solutos se quedan atrás. Este proceso se usa

básicamente al desalinizar el agua de mar y hacerla consumible para el ser humano. Ha

sido ampliamente usado en países de la península Arábiga.

El comportamiento osmótico de las células vivas

Cuando las disoluciones ideales, es decir, que tienen igual concentración (isosmóticas)

son separadas por una membrana perfectamente semipermeable, se puede observar el

potencial osmótico al separarse de su disolvente puro. Si la membrana es impermeable

en forma selectiva, permitiendo el libre paso del disolvente y de ciertos solutos, mientras

restringe el de otros, se dice que la disolución es parcialmente osmótica. A este fenómeno

se le llama “tonicidad”.

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Resulta importante hacer esta comparación entre tonicidad y potencial osmótico debido a

que la membrana celular es selectivamente impermeable a solutos del interior de la

célula, por lo que se dice que hay tonicidad del contenido celular. Esto explica por qué no

revientan en medios donde la concentración de solutos es mayor al interior a la del medio

extracelular (hipotónicas).

Además de la semipermeabilidad selectiva de la membrana, se sabe que posee rigidez

estructural. Incluso algunas células vegetales tienen, además de la membrana, una pared

celular que le confiere una estructura definida y fuerte. Con esto se explican muchos de

los procesos osmorreguladores de las células animales y vegetales. Tal es el caso del

corazón y el riñón, que mantienen la concentración ideal de electrolitos en la sangre

(Solomon, 2008).

1.2.2. pH dependiente de aminoácidos y proteínas

Todas las disoluciones acuosas contienen iones hidrógeno cargados positivamente (H+) e

iones hidroxilo cargados negativamente (OH-). En agua pura, estos iones derivan de la

disociación de la molécula de agua.

La disolución de un ácido en agua aumenta la concentración de ion hidrógeno y

correspondientemente hace descender el pH. La disolución de una base en agua

aumenta la concentración del ion hidroxilo y como consecuencia baja la concentración de

ion hidrógeno, por lo que el pH aumenta también. Debido a este comportamiento se

puede decir que los ácidos y las bases son compuestos que al disociarse en agua dan

lugar a iones H+ y OH-.

Un compuesto que puede dar ambos iones (H+ y OH-) por disociación y, por lo tanto,

puede actuar como ácido y como base, se denomina “anfolito” (Kots, 2005).

Fuerza de ácidos y bases

Los términos de fuerza y concentración de un ácido y una base no son los mismos.

Concentración se refiere a la cantidad de ácido o base disueltos en determinado volumen

de agua. La fuerza de un ácido o una base, en una indicación del grado en el que el

compuesto demuestra sus propiedades de ácido o base con respecto a otros compuestos

de propiedades similares, es la medida de la efectividad con que este compuesto se

comporta.

La fuerza de un ácido está determinada por la eficiencia con la que este ácido actúa como

donador de protones, que a su vez está determinado por las propiedades del medio en el

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que se disuelve. Los ácidos se clasifican en débiles y fuertes. Los fuertes son aquellos

que se disocian de forma completa en la disolución acuosa; es decir, aquellos que aportan

más iones H- a la disolución. En los ácidos débiles la disociación es parcial.

Las bases también se clasifican en débiles o fuertes. Una base fuerte es aquella que

cuando está disuelta en agua favorece la formación de iones hidroxilo. La base débil se

caracteriza por su afinidad relativamente pequeña a los protones (Chang, 2008).

Neutralización ácido-base y base-ácido

La forma en que cambia el pH cuando se realiza una titulación es característica de una

neutralización. Cuando se realiza una neutralización de un ácido fuerte y una base fuerte,

el resultado es un ácido excesivamente débil y una base infinitamente débil. Al realizarse

una dilución de un ácido débil con una base fuerte, el valor del pH depende de la

disociación (representado por pK o constante de disociación) del ácido y la base. En la

neutralización de una base débil y un ácido fuerte, el ácido moderadamente fuerte actúa

como tampón en pH alcalino. En la titulación de un ácido débil con una base débil en

disolución acuosa se crea un tampón rápidamente, lo cual es difícil de apreciar en una

titulación (Castellan, 1998).

Importancia del pH en aminoácidos

Según muchos biólogos, el pH intercelular debe estar en un valor muy cercano a siete o

ser siete. Dentro de los organismos existen complicados sistemas de taponamiento que

mantienen el pH cerca de la neutralidad.

Todos los aminoácidos son anfolitos, y son la base principal de las proteínas. Están

formados por un grupo amino, que es débilmente básico y se asocia con protones para

formar un ion cargado positivamente y un grupo carboxilo débilmente ácido. Las

propiedades de un aminoácido se ven afectadas por cambios de pH, ya que el pH

determina qué formas iónicas están presentes y en qué porciones. De acuerdo al pH se

establece el tipo de aminoácido que prevalece; por ejemplo a pH ácido abundan el ácido

aspártico y el ácido glutámico, a pH básico abundan la lisina, la arginina y la histidina

(Morris, 2001).

Importancia del pH en las proteínas

Las proteínas están formadas por secuencias de aminoácidos enlazados entre ellas por

enlaces peptídicos. La forma tridimensional de la molécula es producida por el

enrollamiento y agregación de sus cadenas de polipéptidos (cadenas de aminoácidos).

Aunque en el mantenimiento de la estabilidad de la estructura final intervienen otros tipos

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U1 Fisicoquímica


de enlaces que están determinados por el pH del medio, se dice que la estabilidad de las

proteínas queda afectada por el pH.

Como los enlaces electrostáticos contribuyen a que la estructura tridimensional de las

proteínas se mantenga, cualquier cambio de pH altera la porción de cargas de la molécula

y da lugar a un desplazamiento y desorientación de las cadenas polipetídicas, lo que

afecta la estructura de la proteína en general. Las proteínas resisten cambios pequeños

de pH, pero cuando estos cambios son muy grandes, la proteína sufre daños

estructurales irreparables. Sólo unas pocas proteínas pueden mantener su estructura en

pH extremadamente alto o bajo.

Un ejemplo de cómo afecta el pH la estructura de las proteínas es cuando se consume la

carne de un animal sometido a mucho estrés. El nivel de CO2 en la sangre (disuelto como

ácido carbónico) aumenta y, como consecuencia, el pH del cuerpo baja. Una caída rápida

del pH post-mortem produce carne pálida, blanda y de mala calidad, debido a que algunas

de las proteínas sufren alteraciones (Curtis, 2001).

1.2.3. Equilibrio ácido base y capacidad buffer

Soluciones más ácidas que pH 1, o más básicas que pH 14, pueden existir, pero no se

incluyen en la escala porque casi nunca se encuentran en los sistemas biológicos. De

hecho, casi toda la química de los seres vivos tiene lugar a pH entre 6 y 8 (Curtis et al.,

2001). Un ejemplo que rompe este esquema es la digestión humana, ya que el pH de

trabajo del estómago es de 2.

En un sistema buffer, o tamponado, existen combinaciones de formas aceptoras y

donadoras de H+, es decir, ácidos y bases débiles. Los buffers mantienen el pH estable

debido a su capacidad de combinarse con iones H+, eliminándoles de la solución cuando

la concentración de iones H+ aumenta, y liberándolos cuando comienza a disminuir. La

capacidad buffer de un sistema está determinada por la capacidad de sus donadores o

receptores de ceder o liberar iones H+. Entre mayor sea dicha capacidad, mayor será la

tolerancia a sustancias ácidas o básicas.

Un ejemplo de un sistema buffer en el cuerpo humano es la sangre, ya que mantiene un

pH casi constante de 7.4, a pesar de ser el vehículo de muchos nutrientes y desechos de

la célula (como el CO2,, que disuelto en el agua forma ácido carbónico). Una alta

concentración de este compuesto haría descender el pH, pero gracias a su capacidad

buffer lo mantiene cerca de la neutralidad. Lo mismo sucede con la saliva. En la boca

existen microorganismos que desechan productos ácidos, los cuales debilitan el esmalte y

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U1 Fisicoquímica


causan la caries. La saliva es un amortiguador muy eficaz para ácidos débiles (Kotz,

2005).

Sistemas buffer conocidos

Sangre humana: El pH influye en la velocidad de las reacciones químicas de los

organismos, las cuales se llevan a cabo en muchos sistemas, como en el circulatorio. El

principal sistema buffer del torrente sanguíneo es el sistema carbonatos [bicarbonato-

ácido carbónico (H2CO3, -HCO3)]. Dentro de este sistema, el ácido débil es el ácido

carbónico, el cual aporta iones H+. De esta disociación se forma el bicarbonato, el cual es

el aceptor, como se muestra en la siguiente reacción:

H2CO3 ↔ H+ + -HCO3

Este sistema resiste los cambios de pH que podrían resultar de la adición de pequeñas

cantidades de ácidos o bases absorbiéndolos, o bien, neutralizándolos. Por ejemplo, si se

agrega una poca cantidad de H+, el aceptor será el -HCO3, y formará H2CO3. Si se agrega

una pequeña cantidad de OH-, éste se combina con el H+ para formar H2O más el CO2

que se absorberá para formar H2CO3, como se muestra en la siguiente reacción:

H2O + CO2 ↔ H2CO3

Como se observa en las reacciones, éstas se encuentran en equilibrio, y el CO2 de la

sangre, a su vez, está en equilibrio con el CO2 de los pulmones. Al cambiar el ritmo

respiratorio, un individuo puede cambiar la concentración de -HCO3 en la sangre, y así

ajustar el pH de los fluidos internos. Si la concentración de ácido o base sobrepasa los

niveles normales, el buffer fallará (Chang, 2008).

Agua: Rodríguez y Marín (1999) consideran al agua como un medio ácido corrosivo

debido fundamentalmente a su contenido de CO2 y otros ácidos que posibilitan la

disolución de rocas y minerales básicos. Asimismo, el agua mantiene un equilibrio de pH

entre la disolución del CO2 y sus especies relacionadas de carbono (igual que en el

sistema de regulación de pH de la sangre) y las rocas básicas (silicatos, aluminosilicatos y

carbonatos, principalmente).

En el agua, el sistema carbonatos que controla el pH es el mismo que controla el pH en la

sangre, sólo que las especies carbonatadas que se encuentren en el agua dependen del

pH en el que esté la solución. Es decir, a pH inferior a la neutralidad, las especies

presentes serán H2CO3 y CO2; y a pH superior a la neutralidad, las especies presentes

serán -HCO3 y 2-CO3. Ésta es la razón por la que el agua es un excelente buffer.

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U1 Fisicoquímica


1.3. Difusión

Solomon et al. (2008) definen a la difusión como un fenómeno azaroso que sucede a

temperaturas mayores al cero absoluto (-273 °C), donde todos los átomos y moléculas

tienen energía cinética o movimiento. Aunque el movimiento de las partículas es

prácticamente impredecible, es posible suponer el comportamiento de éstas si no están

distribuidas de manera uniforme, de tal manera que se forman dos regiones: una de alta y

otra de baja concentración. De tal diferencia se dice que se forma un “gradiente de

concentración”.

En el movimiento de difusión, las partículas se mueven a favor del gradiente de

concentración; es decir, de la región de mayor concentración, a la región de menor

concentración. La difusión puede ocurrir con rapidez en distancias muy cortas, pero la

velocidad está determinada por factores como: temperatura, tamaño, forma y carga de las

partículas. Se sabe que al aumentar la temperatura, la velocidad de difusión también se

incrementa.

1.3.1. Tipos de difusión

Existen dos tipos de difusión, la simple y la facilitada. La difusión simple es aquella en la

que no se invierte energía para el paso de sustancias a través de la membrana. El

transporte activo, o difusión facilitada, es aquella en la que se invierte ATP para el paso

de sustancias a través de la membrana (Castellan, 1998).

La difusión simple se da por el movimiento neto de las partículas de un lado a otro de la

membrana, resultado de la presencia de un gradiente de concentración. Solomon et al.

(2005) menciona que si la membrana es permeable a alguna sustancia, ocurre un

movimiento neto de la parte de mayor hacia la de menor concentración (gradiente de

concentración). Se dice que este gradiente, en realidad, es un tipo de energía potencial de

la membrana.

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Figura 10. Difusión simple.

En el transporte activo o difusión facilitada, los solutos se mueven a través de la

membrana debido a la inversión de energía. Pese al movimiento por difusión pasiva de

algunas sustancias, es frecuente que la célula necesite transportar algunas sustancias en

contra del gradiente de concentración. Esto se debe también a que la célula necesita

muchas sustancias en concentración mucho mayor que la extracelular. En este

mecanismo, básicamente, las partículas son bombeadas de una zona de baja

concentración a otra zona de alta concertación.

Algunos de estos movimientos suceden por mediadores que pueden ser proteínas. Por

ejemplo, la proteína “permeasa de la glucosa”, que se encuentra en la membrana celular,

es capaz de cambiar de forma y permitir el paso de glucosa para que la célula la

aproveche. Cuando la glucosa pasa a través de la proteína, ésta le coloca un grupo

fosfato. En la siguiente figura se muestra la difusión facilitada en la proteína permeasa de

la glucosa (Solomon, 2008).

Uno de los ejemplos más importantes de este tipo de transporte es la bomba de sodio y

potasio, en donde estos iones son bombeados por proteínas que usan ATP para su

funcionamiento. En este movimiento, las proteínas intercambian iones de sodio del interior

de la célula por iones de potasio del medio extracelular. La bomba de sodio-potasio es de

vital importancia para transmitir los impulsos nerviosos. Cuando el impulso nervioso es

transmitido, las células del sistema nervioso controlan el potencial de membrana mediante

la bomba de sodio-potasio a fin de estar listas para el siguiente impulso nervioso.

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Figura 11. Bomba de sodio y potasio. (Solomon et al., 2008, p. 121)

1.3.2. Las leyes de Fick

La ley de Fick nos dice que la difusión molecular se define como la transferencia de

moléculas individuales a través de un fluido por medio de los desplazamientos

individuales y desordenados de las moléculas. Podemos imaginar a las moléculas

desplazándose en línea recta y cambiando de dirección al rebotar con otras moléculas

cuando chocan. Puesto que las moléculas se desplazan en trayectorias azarosas, la

difusión molecular suele llamarse también proceso con trayectoria aleatoria.

Esta ley predice el proceso de difusión mediante una ecuación diferencial donde se

expresa la difusión molecular como un proceso no azaroso; por decirlo así, un tanto

predecible, donde intervienen factores como las concentraciones de solventes y solutos,

la temperatura, entre otros. Por ejemplo, cuando se añade una gota de tinta azul a una

taza de agua, las moléculas de la tinta se difundirán con lentitud hacia toda el agua por

difusión molecular. Para incrementar esta velocidad de mezclado de la tinta, se puede

agitar el líquido por medios mecánicos, como una cuchara. La difusión de las moléculas

se debe a un gradiente de concentración donde intervienen la concentración del soluto y

la temperatura (Morris, 2001).

Otro ejemplo práctico para aplicar las leyes de la difusión de Fick es al explicar la cantidad

de oxígeno o dióxido de carbono que se difunde a través de la membrana de un alveolo,

ya que depende de las diferencias de presión parcial a ambos lados de la membrana y

también del área de ésta (Solomon et al., 2005). Podemos, entonces, decir que a mayores

diferencias de presión y área superficial, más rápido se difundirá el gas. En estas

circunstancias observamos que la presión y la concentración de los gases dependen de

su difusión. En la siguiente figura se ilustra la difusión dentro de un alveolo pulmonar.

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Figura 12. Difusión de los gases en los alvéolos.

1.3.3. Equilibrio de Donnan

El equilibrio de Donnan representa un equilibrio entre dos fases que no sólo contienen

aniones y cationes, sino a ambos, y que pueden pasar a través de la membrana. Cabe

señalar que también contienen moléculas contra las cuales la membrana es impermeable.

Este equilibrio depende de la concentración y carga de los iones y se alcanza cuando se

cumplen las siguientes características:

Requiere que los iones se distribuyan de forma pasiva.

El transporte activo aleja a la célula del equilibrio de Donnan.

Con el equilibrio de Donnan puede calcularse, de forma aproximada, la difusión

pasiva de algunos iones, pese a que ésta es muy rápida.

El equilibrio de Donnan se alcanza bajo ciertas limitaciones:

En ambas fases la carga neta es cero.

Los iones permeables se difunden predeciblemente.

El equilibrio del pH en ambas fases podría alterar el equilibrio de Donnan.

El volumen de la célula puede sufrir alteraciones, por lo que llevaría a cambios de

concentraciones.

En la realidad, el equilibrio de Donnan es difícil de aplicar a los sistemas biológicos debido

a que en la naturaleza, los organismos contienen polielectrolitos (moléculas más o menos

grandes que tienen una distribución de grupos ionizables). Algunos de estos

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polielectrolitos son anfóteros (tienen grupos cargados positiva y negativamente), como las

proteínas. Algunos otros sólo tienen una carga, como algunos polisacáridos.

La dificultad de la aplicación del equilibrio de Donnan a los sistemas biológicos radica en

que estos polielectrolitos influyen en la difusión debido a sus cargas, ya que las

membranas celulares no permiten su paso. Por ejemplo, del lado “e” de una solución

tenemos NaCl disociado y del lado “i” un poligalacturonato de sodio (PGNa) disociado. La

membrana dejará pasar sólo los iones de Na+, pero no los de PG- (Chang, 2008;

Solomon, 2008)

Figura 13. Equilibrio de Donnan.

Las ecuaciones de Donnan nos indican que la presencia de un polielectrolito en uno de

los compartimentos tiende a excluir la sal de ese compartimento. Este fenómeno se

conoce como exclusión de Donnan. Esta exclusión varía en función de la concentración

y presión osmótica de las sales.

Actividades

La elaboración de las actividades estará guiada por tu docente en línea, mismo

que te indicará, a través de la Planeación didáctica del docente en línea, la dinámica

que tú y tus compañeros (as) llevarán a cabo, así como los envíos que tendrán que

realizar.

Para el envío de tus trabajos usarás la siguiente nomenclatura: BFIQ_U1_A1_XXYZ,

donde BFIQ corresponde a las siglas de la asignatura, U1 es la etapa de conocimiento,

A1 es el número de actividad, el cual debes sustituir considerando la actividad que se

27


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realices, XX son las primeras letras de tu nombre, Y la primera letra de tu apellido

paterno y Z la primera letra de tu apellido materno.

Autorreflexiones Para la parte de autorreflexiones debes responder las Preguntas de Autorreflexión

indicadas por tu docente en línea y enviar tu archivo. Cabe recordar que esta actividad

tiene una ponderación del 10% de tu evaluación.

Para el envío de tu autorreflexión utiliza la siguiente nomenclatura:

BFIQ _U1_ATR _XXYZ, donde BFIQ corresponde a las siglas de la asignatura, U1 es

la unidad de conocimiento, XX son las primeras letras de tu nombre, y la primera letra

de tu apellido paterno y Z la primera letra de tu apellido materno.

Cierre de la unidad

En este punto, tus conocimientos sobre los enlaces químicos, disoluciones acuosas y

difusión, así como sus implicaciones en las biomoléculas y en todos los seres vivos, se ha

ampliado considerablemente. Ahora podrás aplicar estos conocimientos en la vida

cotidiana, procesos biotecnológicos, industriales etc.

Para saber más

Para profundizar o conocer más sobre algún tema visto en esta unidad, te recomendamos

los libros descritos en el apartado siguiente.

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Fuentes de consulta

Bibliografía básica

Castellan, G. (2008). Fisicoquímica. Pearson.

Chang, R. (2008). Fisicoquímica. 3a. ed. México, D. F.: McGraw-Hill

Interamericana.

Engel, T. (2007). Introducción a la fisicoquímica: termodinámica. Pearson.

Bibliografía alternativa:

Ball, D.W. (2004). Fisicoquímica. México, D.F.: International Thomson Editores.

Castellan, G. W. (1998). Fisicoquímica. 2a. edición. México: Addison-Wesley Longman

S.A. de C.V.

Curtis, H. y Barnes, S. N. (2001). Biología. 6a. ed. Madrid, España: Médica

Panamericana.

Kotz, C. J., Treichel, M. P. y Weaver, C. G. (2005). Química y reactividad química. 6a.

ed. México, D. F.: International Thomson Editores.

Maron, S.H. y Prutton, C. F. (2003). Fundamentos de fisicoquímica. México, D.F.:

Limusa.

Morris, G. J. (2001). Fisicoquímica para biólogos. Barcelona, España: Reverté S. A.

Rodríguez-Medallo, J.M. y Marín-Galvín, R. (1999). Fisicoquímica de aguas. Madrid,

España: Ediciones Díaz de Santos S.A.

Solomon E. P., Berg L. R y Martin W. D. (2008). Biología. 8a. ed. México, D.F.:

McGraw-Hill Interamericana.

Fisicoquímica · 2020. 6. 26. · desplazar a los electrones a un nivel de energía superior...

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