Biomoleculas 1 Y 2

Nube de
Electrones (-)
Orbitales
electrónicos
Protones (+)

Núcleo
Atómico

Neutrones (0)

N° Atómico = N° de Protones = N° de Electrones (forma atómica)
Peso Atómico = N° Protones + N° de Neutrones (e- son despreciables)
Ejemplo: Atomo de Nitrógeno (N):
N° atómico = 7
Peso atómico = 14

Moléculas: dos o más átomos iguales o diferentes se pueden
combinar

para formar moléculas

Ejemplos:
2átomos de hidrógeno  1 molécula de hidrógeno

1 átomo de oxígeno (O) y 2 átomos de hidrógeno (H)  1
molécula de H2O
H

O
H

Peso Atómico y Peso Molecular:
1 átomo de Hidrógeno tiene peso atómico = 1
1 molécula de Hidrógeno tiene peso molecular = 1 +
1=2

1

1

El agua tiene peso molecular = 16 (O) + 1 + 1 = 18
H

16

1

O
H

1

Moles
1 MOL de una sustancia es la cantidad en gramos equivalente a supeso molecular o, dicho de otra manera, es su peso molecular
expresado en gramos
Ejemplos:
Hidrógeno molecular: PM = 2  1 Mol = 2 gramos

H
Agua: PM = 18  1 Mol = 18 gramos

O
H

1 MOL de cualquier sustancia contiene 6 x 1023 moléculas
(Número de Avogadro)

SOLUCIONES
Soluto
Solución

Ejemplos
cotidianos de
soluciones

Solvente

Concentración de una
solución:
Cantidad de soluto
Cantidad desolución

Soluciones Molares:
Una Solución Molar (1M) contiene 1 Mol de una sustancia por
cada litro de solución:
1M = 1 Mol/litro
Ejemplos:
Glucosa: PM = 180
Solución 1M de glucosa = 180 g/l de glucosa
Cloruro de Sodio (NaCl): PM = 58
Solución 1M de NaCl = 58 g/l de NaCl

Ordenes de
Magnitud
Giga G
Mega
Kilo K

109 veces
M
106 veces
103 veces

Unidad (g, m, M, mol)
mili m
micro 
nano n
pico pfemto f

10-3 veces
10-6 veces
10-9 veces
10-12 veces
10-15 veces

Por ejemplo
1 m = 1000 mm
1 mm = 1000000 nm
1 g = 1000 ng
1 mol = 1000
mmoles
1 M = 1000 mM
1 mM = 1000 nM
1 nm = 10 Å

Enlaces e Interacciones Químicas

Interatómicos

• Enlace Covalente
• Enlace Iónico
• Enlace puente de Hidrógeno

Intermoleculare
s

• Interacciones de Van der Waals
• Fuerzas Hidrofóbicas

átomo
s

átomo
s

Secomparten
electrones

molécula
ENLACE
COVALENTE

Transferencia
de electrón

Ion
positivo

Ion
negativo

ENLACE IÓNICO

La Molécula de Hidrógeno:
un ejemplo sencillo de
formación de enlaces
covalentes.

Otros Ejemplos de Enlaces Covalentes:

Mitad

Enlace Covalente POLAR

POLO

POLO

Elemento más
Electropositiv
o

Elemento más
Electronegativ
o

Enlace Covalente APOLAR

NEUTRO

C

NEUTRO

CENLACE IÓNICO
El cloruro de Sodio (NaCl), un ejemplo de la formación de un enlace ió
i

Átomo de Sodio (Na)
Cloruro (Cl–)

Átomo de Cloro (Cl)

Ión Sodio (Na +)

Ión

Enlaces de
Hidrógeno:
Los enlaces de hidrógeno (o
puentes de hidrógeno) se
forman cuando un átomo
de hidrógeno queda entre 2
átomos que atraen
electrones (generalmente
oxígeno o nitrógeno).
Son más fuertes cuando los
3 átomos estánalineados







Fuerzas de Van der
Waals
A distancias muy cortas, 2
átomos muestran una fuerza
de interacción débil debida a
sus cargas eléctricas
fluctuantes
Se basa en la formación de
DIPOLOS

Tipo de Enlace

Longitud (nm)

Fuerza (kcal/mol)
vacío
en agua

Covalente

0,15

90

No Covalente:
Iónico
Hidrógeno
Fuerzas De Van der Waals

0,25
0,30
0,35

80
4
0,1

90
3
1
0,1

El Agua: Un DIPOLOCada enlace O-H del agua es dipolar, un extremo del enlace es
ligeramente positivo (+) y el otro ligeramente negativo (-).

región
Electronegativa
(+)

región
Electropositiva
+)

Aunque la carga neta de la molécula de agua es 0, la distribución d
electrones es asimétrica, por lo que el agua es una molécula polar.

Estructura Cristalina del Agua
Todas las moléculas de agua están unidasmediantes puentes de hidrógeno

Estados Físicos del Agua
-20ºC

25ºC

100ºC

El Agua es la molécula que sostiene la
vida en nuestro planeta
¿Por qué?
Por su capacidad de solubilizar con
una gran gama de sustancias

HIDROFÍLICAS
Agua

afin

Las sustancias hidrofílicas son todas
aquellas que tienen afinidad por el
agua, es decir interactúan con el agua
y, por lo tanto, son SOLUBLES en
agua

Cuando...