Química Para medicina Integral Comunitaria, Apuntes de Química

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ESCUELA LATINOAMERICANA DE MEDICINA

QUÍMICA

Curso Premédico

Primera parte

Autores:

Dra. Irene E. Comendeiro Torres

Lic. D. Nury Gorrita García

Lic. Ricardo L. Suárez Vázquez

Ms.C. Armando Wong Ruíz

Lic. Andrés Rodríguez Jiménez

Lic. Marilyn Díaz Vázquez

Lic. Mónica Valdés Naranjo

Ms.C Katia Valdés Fernández

Lic. Neyvis Almora Barrios

Ing. Wuilmaris Pérez Torres

Ing. Yamira Gui Sing Mendoza

Ms.C Rosa M. Capote Obregón

ÍNDICE

CAPÍTULO 1. LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.

Para entender a cabalidad cómo funciona el organismo humano, cuáles son las causas de las enfermedades, cómo combatirlas y sobre todo prevenirlas, es necesario tener conocimientos de Química ya que todas las formas de vida, desde las más simples, dependen de los centenares de reacciones químicas, reguladas con absoluta precisión, que tienen lugar en las células. En la vida diaria estamos acostumbrados a interactuar con sustancias que tienen determinadas propiedades: un clavo de hierro se oxida fácilmente a la intemperie, la sal común y el azúcar son sólidos blancos que se disuelven con facilidad en el agua, pero con diferentes sabores, el aceite y el vinagre no se mezclan entre sí y así muchos otros ejemplos. La explicación a las propiedades de las sustancias está precisamente en el tipo de átomos que las constituyen y cómo están unidos. La inmensa cantidad de sustancias que existen, la mayoría de ellas sintetizadas por el hombre gracias al desarrollo científico y tecnológico, están constituidas por un número relativamente pequeño de tipos de átomos: los elementos químicos. Es decir, las propiedades de las sustancias y sus aplicaciones en la práctica o las funciones que desempeñan en el organismo, dependen de cuáles átomos y cómo estos están unidos entre sí. Conocer, pues, qué son los átomos, cómo están constituidos, en que se diferencian unos de otros, cuáles son sus propiedades, nos permitirá entender las propiedades físicas y químicas de las sustancias.

1.1 Breve recuento histórico acerca del desarrollo de la teoría atómica.

Desde tiempos muy remotos el hombre se preocupó por entender y explicar, entre otras cosas, cómo estaba constituido el mundo que lo rodeaba. Los filósofos de la antigüedad intentaron dar esta explicación desde diferentes puntos de vista. Demócrito, filósofo griego materialista (460-370 a.n.e.) fue el primero en emplear el término átomo (del griego sin división ) para plantear sus ideas acerca de que todo estaba constituido por partículas extremadamente pequeñas e indivisibles, con determinada forma, y que estaban en continuo movimiento. Sin embargo, estas ideas fueron reemplazadas por las del filósofo idealista griego Aristóteles (384-322 a.n.e) quien negó la existencia de los átomos e introdujo la concepción de que todas las sustancias provenían de la combinación de cuatro elementos materiales: el fuego, el aire, el agua y la tierra que podían convertirse unos en otros. Las ideas de Aristóteles prevalecieron prácticamente durante casi 2000 años y sirvieron como base teórica al período inicial de desarrollo de la Química conocido como Alquimia ( a.n.e.-1650) y que tuvo como objetivos obtener la piedra filosofal capaz de obtener oro mediante la transformación de otros metales como el plomo y el mercurio y el elixir de la vida , que hiciera al hombre inmortal. En los siglos XVI y XVII prosperó la Iatroquímica, (una rama de la alquimia) dedicada a la preparación de medicinas a partir de sustancias químicas Su representante más significativo fue el médico suizo Theophrastus von Hohenheim, conocido como Paracelso. La Iatroquímica es considerada la precursora de la farmacología. Por supuesto que los alquimistas no lograron sus objetivos sin embargo, posibilitaron el desarrollo de muchas técnicas y operaciones del laboratorio químico empleadas hasta nuestros días y obtuvieron un gran número de sustancias nuevas como el ácido sulfúrico, el ácido clorhídrico, los hidróxidos de sodio y de potasio, etc.

A principios del siglo XVII las ideas atomistas volvieron a resurgir debido, entre otros factores, al fracaso de los alquimistas y al perfeccionamiento de los métodos experimentales y sobre todo los cuantitativos para estudiar y entender las propiedades y el comportamiento de las sustancias. A finales del siglo XVIII había sido descubierto el hecho de que durante las reacciones químicas se conserva la masa y se había estudiado la composición cuantitativa de muchas sustancias. Todos estos avances permitieron corroborar la idea de la existencia de los átomos lo que llevó a John Dalton (químico, matemático y filósofo inglés) en los años 1803-1808 a plantear que los elementos estaban constituidos por átomos que tenían una forma, una masa y determinadas propiedades en dependencia del elemento que se tratara y que durante las reacciones químicas ocurría solo la separación, combinación o reestructuración de los átomos, ya que estos ni se crean ni se destruyen. Dalton propuso además que las sustancias compuestas eran el resultado de la combinación de átomos de diferentes elementos en proporciones definidas. La teoría atómica de Dalton tuvo un papel decisivo en el desarrollo de la química moderna, aunque algunos de sus planteamientos fueron posteriormente modificados. Las dudas acerca de la indivisibilidad del átomo comenzaron a rondar las mentes de los científicos con los descubrimientos relacionados con la electricidad que tuvieron lugar en las primeras décadas del siglo XIX. En los años 1822-33 Michael Faraday realizó una serie de experimentos de descomposición de algunas sustancias mediante la electricidad (proceso conocido como electrólisis) que llevaron a George Stoney en 1874 a sugerir que las unidades de carga eléctrica estaban asociadas a los átomos y a proponer en 1891 que estas unidades se llamaran electrones. Otros experimentos relacionados con el paso de la corriente eléctrica a través de los gases proporcionaron más evidencias acerca de la existencia del electrón y por tanto de la divisibilidad del átomo. En el año 1859 fueron descubiertos los llamados rayos catódicos al hacer pasar una corriente eléctrica en un tubo prácticamente al vacío. Estos rayos fueron estudiados y se determinó que eran haces de partículas cargadas negativamente que se movían a una gran velocidad y que fueron nombradas electrones. Estudiando los rayos catódicos en 1895 Wilhelm Röntgen 1 descubrió que cuando estos rayos incidían sobre el vidrio y los metales se emitían unos rayos capaces de penetrar la materia, que oscurecían las placas fotográficas y que no tenían carga. Por desconocer la naturaleza de estos rayos los llamó Rayos X que tienen aún en nuestros días una gran aplicación en la medicina. El descubrimiento de la emisión de determinadas radiaciones de manera espontánea por algunos átomos (fenómeno conocido como radiactividad) en 1896 por el científico Henri Becquerel contribuyó a la confirmación de las ideas acerca de la existencia de las partículas subatómicas. Además, estas sustancias radiactivas comenzaron a emplearse para “bombardear” con esas radiaciones a otras sustancias y estudiar la forma en que interactuaban con ellas. En 1897 el físico británico Joseph J. Thompson estudiando la desviación de los rayos catódicos en los campos eléctrico y magnético determinó la relación entre la masa y la carga del electrón. Por este descubrimiento este científico obtuvo en el año 1906 el Premio Nóbel de Física. Más tarde, en 1917 R. A. Millikan^2 determinó experimentalmente la carga del electrón lo que posibilitó además calcular su masa.

(^1) Wilhelm Röntgen (1845-1923). Físico alemán que recibió el Premio Nóbel de Física en 1901. (^2) Robert Andrews Millikan(1865-1953). Físico estadounidense que obtuvo el Premio Nóbel de Física en 1923.

En el núcleo atómico las partículas fundamentales son los protones y los neutrones. 4 En la envoltura se encuentran los electrones. El número de protones es igual al de electrones. (Tabla 1.1) Del análisis de la información de la tabla se puede concluir que:

• La masa del átomo está concentrada en el núcleo debido a que la masa del electrón es prácticamente despreciable comparada con la de los protones y los neutrones.
• Los átomos son sistemas eléctricamente neutros ya que tienen el mismo número de cargas positivas y negativas.

Partícula Símbolo

Masa(expresada en kg)

Masa(referida a la del protón)

Carga(referida a la del electrón)

Protón p 1,7. 10-27^1 +

neutrón n 1,7. 10-27^1

electrón e 9. 10-31^ 1/1840 -

Tabla 1.1 Principales partículas constituyentes del átomo.

1.3 Los elementos químicos.

Al número de protones que tiene un átomo en el núcleo se le denomina número atómico y se representa por la letra Z. En la naturaleza existen átomos de hasta 92 protones en el núcleo que son los que originan, al combinarse entre sí, toda la variedad de sustancias que conocemos. Además, se han logrado obtener artificialmente otros átomos cuyo número atómico llega al 109. A los átomos que tienen el mismo número de protones en el núcleo y por tanto, el mismo número atómico se les denomina elementos químicos , o sea, el elemento químico es una especie o tipo de átomos que tienen igual número atómico y que poseen las mismas propiedades.^5 Durante las reacciones químicas, es decir, cuando ocurre la transformación de unas sustancias en otras, los núcleos de los átomos no sufren cambios ya que en estos procesos solo participan los electrones. Es por ello que los átomos de un elemento dado tienen el mismo comportamiento químico. Cuando se unen átomos de un mismo elemento se forman las llamadas sustancias simples, como son el dioxígeno y el dinitrógeno (conocidos comúnmente por oxígeno y nitrógeno) que se encuentran formando parte del aire que respiramos. Si se combinan átomos de diferentes elementos se forman las sustancias compuestas, por ejemplo el azúcar en cuya composición hay átomos de carbono, oxígeno e hidrógeno.

(^4) A los protones y neutrones se les llama nucleones. Hoy día se conoce que existen poderosas fuerzas de atracción

entre ellos que superan las fuerzas repulsivas entre los protones y cuya naturaleza no se conoce con exactitud. Los nucleones además están formados por partículas aún más pequeñas. (^5) En muchos libros el término elemento se emplea indistintamente para referirse a una especie de átomos o a una

sustancia simple lo que consideramos incorrecto.

Cada elemento químico tiene un nombre que se representa de manera abreviada por un símbolo que puede ser una o dos letras (Tabla 1.2). En la corteza terrestre los elementos más abundantes son el oxígeno y el silicio (componentes fundamentales de la arena de sílice), el aluminio, el calcio, el magnesio y el sodio. De los elementos que existen en la naturaleza solo 56 se encuentran presentes en el mundo animado donde la variedad y abundancia de estos varía de una especie a otra. Sin embargo, en todos los organismos vivos se han encontrado los elementos: hidrógeno, oxígeno, carbono, nitrógeno, fósforo, azufre, cloro, yodo, flúor, calcio, potasio, sodio, magnesio, hierro, cobalto y manganeso. Los elementos presentes en el ser humano son 26 (Tabla 1.2). El oxígeno, el hidrógeno, el carbono y el nitrógeno constituyen el 96% de la masa total del cuerpo. Estos elementos son constituyentes de sustancias tan importantes para la vida como el agua, las proteínas, las grasas, los carbohidratos y los ácidos nucleicos. El calcio, el fósforo, el potasio, el azufre, el sodio, el cloro, el magnesio, el iodo y el hierro representan el 3,9%. Los restantes elementos aunque se encuentran en cantidades muy pequeñas (son conocidos como oligoelementos o elementos trazas) son también imprescindibles para la vida por las diversas funciones que desempeñan. El calcio es el principal constituyente de los huesos y dientes, además interviene, entre otros, en los procesos de contracción muscular y liberación de los neurotransmisores. El fósforo además de de entrar en la composición de los huesos, es un componente esencial de los ácidos nucleicos y de las moléculas de ATP ricas en energía y fundamentales en el metabolismo celular. Los iones Na +^ y K+^ junto con el Cl -^ son los principales iones en los líquidos celulares. El potasio es el más abundante en el interior de las células mientras que el sodio lo es en el líquido extracelular. Ambos son necesarios para la conducción nerviosa y la contracción muscular. El ion cloruro ayuda a mantener el balance de agua en la sangre y el fluido intersticial. El magnesio interviene en diferentes procesos vitales, entre ellos, como depresor del sistema nervioso. El hierro está en la composición de la hemoglobina que es la sustancia encargada de transportar el oxígeno a través de la sangre por todos los tejidos del organismo. El yodo se encuentra fundamentalmente en la glándula tiroides donde juega un papel importantísimo en la síntesis de las hormonas tiroideas relacionadas, entre otros aspectos, con el crecimiento.

Elemento Símbolo Número atómico Elemento Símbolo Número atómico Oxígeno O 8 Aluminio Al 13 Carbono C 6 Boro B 5 Hidrógeno H 1 Cromo Cr 24 Nitrógeno N 7 Cobalto Co 27 Calcio Ca 20 Cobre Cu 29 Fósforo P 15 Estaño Sn 50 Potasio K 19 Flúor F 9 Azufre S 16 Manganeso Mn 25 Sodio Na 11 Molibdeno Mo 42 Cloro Cl 17 Selenio Se 34 Magnesio Mg 12 Silicio Si 14 Iodo I 53 Vanadio V 23 Hierro Fe 26 Zinc Zn 30 Tabla 1. 2 Elementos constituyentes del cuerpo humano.

Isótopo Número atómico Índice de masa Abundancia (%)

16 O 8 16 99,

17 O 8 17 0,

18 O 8 18 0,

Tabla 1. 3 Isótopos del oxígeno

También hay diferencias en las propiedades físicas de una misma sustancia pero cuya composición isotópica sea diferente. Por ejemplo, el monóxido de carbono formado por átomos de carbono 12 tiene una temperatura de fusión de -199 o^ C, mientras que si tiene en su composición carbono 13 funde a -207 0 C. Todos los isótopos de los elementos que tienen el número atómico mayor que el del bismuto (83) son radiactivos, aunque existen también isótopos radiactivos de los elementos más ligeros. La radiactividad consiste en la desintegración paulatina (natural o artificial) del núcleo con la emisión de partículas, radiaciones electromagnéticas o ambas. Este fenómeno fue descubierto por Henry Becquerel^6 en 1896 quien al estudiar la fluorescencia en algunos minerales observó que el uranio emitía espontáneamente radiaciones capaces de impresionar las placas fotográficas. María Curie^7 y su esposo Pierre Curie estudiaron y nombraron a este fenómeno radiactividad. Durante sus estudios descubrieron dos nuevos elementos radiactivos a los que llamaron polonio y radio. En 1934 Irene Joliot Curie (hija de los esposos Curie) y su esposo Frédéric Joliot prepararon los primeros isótopos radiactivos obtenidos artificialmente por lo que recibieron el Premio Nóbel de Química en 1935. Las radiaciones emitidas por las sustancias radiactivas son fundamentalmente de tres tipos:

• Los rayos alfa (α) que son núcleos de helio con carga 2+. Cuando se emiten estos rayos ocurre la transformación de un elemento en otro ya que en este proceso el átomo emisor pierde 2 protones.
• Los rayos beta (β) que son haces de electrones.
• Los rayos gamma (γ) que son radiaciones electromagnéticas con elevada energía, que no tienen carga y que son similares a los rayos X.

Estas radiaciones se caracterizan por su alto poder penetrante e ionizante por lo que son fácilmente detectadas con los llamados contadores de partícula. En estas características y en el hecho de que los radioisótopos tienen prácticamente el mismo comportamiento químico que los

(^6) Antoine Henri Becquerel(1852-1908). Físico francés. Premio Nóbel en Física en 1903. (^7) María Curie (1867-1934) polaca de nacimiento. Realizó sus estudios en Francia donde se casó Con Pierre Curie.

Recibió el Premio Nóbel de Física junto con su esposo y con Becquerel en el año 1903 siendo así la primera mujer que recibiera tan alta distinción científica. En el año 1911 fue galardonada nuevamente con el Premio Nóbel, esta vez de Química, convirtiéndose en la única mujer que ha obtenido dos veces este premio.

isótopos estables de un elemento (por tener el mismo número de protones en el núcleo), estos son utilizados como “marcadores o trazadores” en el estudio de los mecanismos de reacción, en los procesos de difusión o de metabolismo de determinadas sustancias en el organismo. Estos isótopos son administrados por vía parenteral en forma pura o mediante sustancias portadoras de los mismos como proteínas, compuestos orgánicos, hormonas, etc. La utilización de un determinado radioisótopo depende de lo que se quiera investigar, así por ejemplo, en estudios sobre eritrocitos se emplea el isótopo radiactivo hierro-59 ya que este elemento es uno de los componentes de la hemoglobina. En las investigaciones sobre el tiroides se usa el isótopo iodo-131. Las radiaciones gamma emitidas, entre otros elementos, por el radio, el cobalto y el tecnecio se utilizan en tratamientos de diversos tipos de enfermedades malignas. Independientemente de los aspectos positivos que tiene la aplicación de los isótopos radiactivos en muchas ramas, es preciso tener en cuenta que estos se deben manejar con mucho cuidado porque en determinadas dosis pueden ser perjudiciales a la salud debido a que pueden extraer electrones a los átomos y moléculas y formar iones o radicales libres que son partículas muy reactivas causantes de daños en las membranas celulares y en compuestos tan importantes como las proteínas y los ácidos nucleicos. Entre los efectos negativos de las radiaciones en los seres vivos se pueden citar la esterilidad, quemaduras en la piel, trastornos genéticos e incluso la muerte. De las radiaciones ionizantes las menos dañinas son las alfa y las más peligrosas son los rayos gamma que al no tener carga y ser las de mayor energía no pueden ser detenidas con la ayuda de materiales protectores y por ello son las de mayor poder de penetración. Con el descubrimiento de la radiactividad surgió, entre otras ciencias, la Química Nuclear dedicada al estudio de las reacciones nucleares. Estas reacciones a diferencia de las que ocurren en condiciones normales en la naturaleza, en nuestro organismo o en los laboratorios, se caracterizan, entre otros aspectos, por un gran desprendimiento o absorción de energía. La utilización de las reacciones nucleares es uno de los ejemplos más fehacientes de cómo un descubrimiento científico puede, en manos inescrupulosas, ser utilizado con fines de destrucción, como es el caso de las armas nucleares. Sin embargo, su utilización con fines pacíficos y cumpliendo las medidas de protección establecidas permite la obtención de energía eléctrica en las plantas termonucleares.

1.5 Masa atómica relativa.

La masa de los átomos es extremadamente pequeña si se expresa en kilogramos y se hace muy difícil operar con esos números, por ejemplo la masa de un átomo del isótopo más abundante del oxígeno es 26,5606.10-27^ kg. Por este motivo las masas atómicas se han expresado en valores relativos a una unidad previamente escogida (y que ha variado en diferentes épocas) de manera que los valores resultantes sean números muchos más fáciles de operar. Desde el año 1961 fue aprobado por los organismos internacionales correspondientes utilizar como unidad de masa atómica la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 por lo que su valor es: 1 992684 10 12

27 ,. (^) ,. 27 − kg (^) = − kg

Número cuántico principal.

Se representa por la letra n y puede tomar valores enteros positivos mayores o igual que 1. Su valor está asociado con la distancia del electrón al núcleo y por tanto con el tamaño del orbital atómico. Como la energía del electrón depende de su distancia al núcleo, el número cuántico principal caracteriza a los niveles de energía. Así cuando hablamos de un nivel de energía nos estamos refiriendo al conjunto de orbitales con igual número cuántico principal. A partir de n = 1, en un mismo nivel de energía hay varios tipos de orbitales.

Número cuántico secundario.

Se representa por la letra l. Caracteriza a los subniveles de energía y la forma aproximada de los orbitales. Puede tomar valores que van desde o hasta n-1 y se representa por las letra s, p d y f. Así por ejemplo, en el primer nivel de energía hay un solo orbital, el s que tiene forma esférica. En el segundo nivel l puede tomar los valores 0 y 1 por lo que hay dos tipos de orbitales: el orbital s y el orbital p de forma lobular. (figura1.2)

A los orbitales con igual valor de n y l se les llama subnivel de energía. Así en el primer nivel de energía hay un solo subnivel, el 1s ; mientras que en el segundo nivel hay dos subniveles, el 2s y el 2p.

Número cuántico magnético.

Se representa por la letra m y puede tomar valores desde - l hasta + l****. Este número cuántico caracteriza a la orientación espacial de los orbitales atómicos y da el número total de estos en cada subnivel de energía. Es decir, la cantidad de orbitales de cada subnivel varía en dependencia del valor de m. De esta manera en el primer nivel de energía donde l = 0 hay un solo orbital, el s que es esférico y tiene por tanto una sola orientación espacial, lo que se corresponde con que m tenga un solo valor que es cero.

Figura 1.2 Representación de los orbitales s y p

En el segundo nivel energético l puede tomar valores 0 y 1 por lo que además del orbital s (esférico) hay orbitales de tipo p (lobulares). Para los orbitales s el valor de l es 0 por lo que el número cuántico secundario tiene un solo valor: 0 ya que los orbitales s al ser esféricos tienen una sola orientación en el espacio. En el caso de los orbitales p cuyo valor de l es uno, el número cuántico magnético tiene valores igual a + 1, 0 y - 1 lo que significa que estos orbitales tienen tres orientaciones espaciales. Por tanto en el segundo nivel energético hay 2 tipos de orbitales y en total 4 orbitales: un orbital s y tres orbitales p. En la tabla No.1.5 se resumen la cantidad y el tipo de orbitales que hay en cada uno de los niveles de energía.

Nivel de energía (n)

Valores de l

Cantidad de subniveles de energía

Tipo de subniveles

Total de orbitales

Desglose de los orbitales

1 0 1 s 1 uno s

2 0 y 1 2 s y p 4 uno s y tres p

3 0, 1 y 2 3 s, p y d 9 uno s , tres p y cinco d

4 0, 1, 2 y 3 4 s, p, d y f 16 uno s , tres p, cinco d y siete f

Tabla 1.5 Niveles y subniveles de energía. (Hasta n=4)

Orden de llenado de los orbitales.

La energía de un electrón en los átomos cuyo número atómico es mayor que uno (átomos multielectrónicos), depende no solo del nivel en que se encuentra sino también del tipo de orbital, es decir, existen diferencias energéticas entre los subniveles de un mismo nivel. Así por ejemplo, los orbitales 3d tienen una energía ligeramente superior al 4s, por lo que al distribuir los electrones primero se debe llenar el orbital 4s antes que el 3d (Figura 1.3). En la tabla 1.6 aparece la distribución electrónica de los elementos de número atómico hasta Z=20.

Ejemplo 1. Helio Z = 2

Es necesario distribuir dos electrones. Se comienza siempre por el primer nivel de energía en el cual hay un solo orbital s en el que se ubican los dos electrones:

He 1s 2

Figura 1.3 Diagrama para el orden de llenado de los orbitales.

Hay que distribuir 6 electrones, por lo que es necesario comenzar el llenado del segundo

nivel de energía que tiene orbitales s y p. La representación quedaría aplicando la regla de Hund

• Capítulo 1. La estructura del átomo.
• 1.1 Breve recuento histórico acerca del desarrollo de la teoría atómica.
• 1.2 El modelo actual del átomo.
• 1.3 Los elementos químicos.
• 1.4 Los isótopos.
• 1.5 Masa atómica relativa.
• 1.6 La representación de la distribución electrónica de los átomos.
• 1.7 La tabla periódica de 18 columnas.
• 1.8 Variación de las propiedades atómicas en la tabla periódica.
• 1.9 Clasificación de los elementos.
• Resumen
• Capítulo 2. El enlace químico
• 2.1 El enlace químico. Clasificación.
• 2.2 Enlace iónico.
• 2.3 Enlace covalente.
• 2.3.1 Formación del enlace covalente. Enlace covalente múltiple. Covalencia.
• 2.3.1.1 Enlace covalente coordinado.
• 2.3.1.2 Cristales covalentes y cristales moleculares.
• 2.3.2 Parámetros de enlace.
• 2.3.2.1 Longitud de enlace.
• 2.3.2.2 Ángulo de enlace.
• 2.3.2.3 Energía de enlace.
• 2.3.3 Enlace sigma (σ) y enlace (π).
• 2.3.3.1 Características y tipos de enlace (σ).
• 2.3.3.2 Características del enlace (π).
• 2.3.4 Polaridad del enlace covalente.
• 2.3.4.1 Momento dipolar.
• 2.3.4.2 Polaridad de las moléculas poliatómicas y estructura espacial.
• 2.4 Resonancia.
• 2.5 Fuerzas intermoleculares.
• 2.5.1 Atracciones dipolo-dipolo.
• 2.5.2 Atracciones dipolo fluctuante-dipolo inducido.
• 2.6 Enlace metálico.
• 2.7 Propiedades de las sustancias que dependen del tipo de enlace.
• 2.7.1 Propiedades de los compuestos con enlace iónico.
• 2.7.2 Propiedades de las sustancias con enlace covalente.
• 2.7.3 Propiedades de las sustancias con enlace metálico.
• 2.8 Estructura de las sustancias.
• Resumen.
• Capítulo 3. Las principales clases de sustancias inorgánicas.
• 3.1 Clasificación de las sustancias.
• 3.2 Las sustancias metálicas.
• 3.2.1 Nomenclatura de las sustancias inorgánicas.
• 3.3 Las sustancias no metálicas.
• 3.3.1 Nomenclatura de las sustancias no metálicas.
• 3.3.2 El dioxígeno.
• 3.3.3 El ozono.
• 3.3.4 El dinitrógeno.
• 3.4 Las sustancias semimetálicas.
• 3.5 Los óxidos. Clasificación.
• 3.5.1 Los óxidos metálicos.
• 3.5.2 Nomenclatura y notación de los óxidos metálicos.
• 3.5.3 Los óxidos no metálicos.
• 3.5.4 Nomenclatura y notación de los óxidos no metálicos
• 3.5.5 El monóxido de nitrógeno.
• 3.5.6 El monóxido de dinitrógeno.
• 3.5.7 El dióxido de nitrógeno.
• 3.5.8 El dióxido de azufre.
• 3.5.9 El trióxido de azufre.
• 3.5.10 El monóxido de carbono.
• 3.5.11 El dióxido de carbono.
• 3.6 Los hidróxidos metálicos.
• 3.6.1 Nomenclatura y notación de los hidróxidos metálicos.
• 3.6.2 El hidróxido de sodio.
• 3.6.3 El hidróxido de calcio.
• 3.6.4 El hidróxido de magnesio.
• 3.7 Los ácidos. Clasificación.
• 3.7.1 Nomenclatura y notación de los ácidos.
• 3.7.2 El ácido clorhídrico.
• 3.7.3 El ácido nítrico.
• 3.7.4 El ácido sulfúrico
• 3.7.5 El ácido fosfórico.
• 3.8 Las sales .Clasificación.
• 3.8.1 Nomenclatura y notación de las sales.
• 3.8.2 Aplicaciones terapéuticas de las sales.
• 3.9 Masa fórmula relativa (Mr(X)) y cantidad de sustancia (n(X)).
• 3.10 La masa molar.
• Resumen.
• Capítulo 4. El agua.
• 4.1 Estructura del agua. Hibridación.
• 4.2 Propiedades físicas del agua.
• 4.3 Enlace de hidrógeno.
• 4.4 Funciones del agua en el organismo.
• 4.5 Los sistemas dispersos.
• 4.6 Solubilidad de las sustancias en agua.
• 4.7 Concentración del soluto en las disoluciones.
• 4.7.1 Concentración al tanto por ciento.
• 4.7.2 Concentración de la cantidad de sustancia.
• 4.7.3 Concentración de la cantidad de sustancia del equivalente.
• 4.8 Dilución de las disoluciones.
• 4.9 La contaminación del agua: un problema ecológico actual.
• Resumen
• Capitulo 5. Las reacciones químicas.
• 5.1 Las reacciones químicas.
• 5.2 Ley de conservación de la masa.
• 5.3 Reacciones reversibles e irreversibles.
• 5.4 Cambios energéticos asociados a las reacciones químicas.
• 5.4.1 Parámetros termodinámicos fundamentales para definir el estado de un sistema.
• 5.4.2 Ley de conservación de la energía.
• 5.4.3 Calor y trabajo.
• 5.4.4 Entalpía.
• 5.4.5 Espontaneidad de las reacciones químicas.
• 5.4.6 Energía libre.
• 5.5 La velocidad de las reacciones químicas.
• reacciones. Ley de velocidad. 5.6 Influencia de la concentración de las sustancias reaccionantes en la velocidad de las
• 5.6.1 Reacciones de orden cero y de primer orden.
• 5.7 Mecanismo de reacción.
• 5.8 Influencia de la temperatura en la velocidad de las reacciones.
• 5.9 Efecto de los catalizadores sobre la velocidad de las reacciones.
• 5.10 Las reacciones redox.
• 5.11 Oxidantes y reductores.
• 5.12 Formas oxidadas y formas reducidas.
• 5.13 Potenciales de reducción estándar.
• 5.14 Pilas electroquímicas.
• 5.15 Predicción de la dirección en que ocurre espontáneamente una reacción redox.
• 5.15.1 Los procesos redox y la energía libre.
• 5.17 El potencial de reducción en condiciones no estándar. La ecuación de Nernst.
• 5.18 Oxidación biológica.
• Resumen.
• Ejemplo 2. Carbono Z =
• C 1s 2 2s 2 2px^1 2py^1 2pz de la manera siguiente:
• Que simplificadamente se puede representar como 1s 2 2s 2 2p
• Hidrógeno 1 1s Elemento Número atómico Distribución electrónica
• Helio 2 1s
• Litio 3 1s 2 2s
• Berilio 4 1s 2 2s
• Boro 5 1s 2 2s 2 2p
• Carbono 6 1s 2 2s 2 2p
• Nitrógeno 7 1s 2 2s 2 2p
• Oxígeno 8 1s 2 2s 2 2p
• Flúor 9 1s 2 2s 2 2p
• Neón 10 1s 2 2s 2 2p
• Sodio 11 1s 2 2s 2 2p^6 3s
• Magnesio 12 1s 2 2s 2 2p^6 3s
• Aluminio 13 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p
• Silicio 14 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p
• Fósforo 15 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p
• Azufre 16 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p
• Cloro 17 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p
• Argón 18 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p
• Potasio 19 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p^6 4s
• Calcio 20 1s 2 2s 2 2p^6 3s^2 3p^6 4s