DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA, REPRESENTACIONES DE LEWIS Y MÁS.

Erwin Schrödinger (Viena,1887– 1961, físico austríaco): propone la ecuación que lleva su nombre y describe al comportamiento del electrón considerando su naturaleza dual (como partícula y como onda). La ecuación se resuelve en función de las variables llamadas números cuánticos: n, l, m_l y m_s.

El número cuántico principal es n y coincide con el nivel de energía del modelo atómico de Bohr. Observando la tabla periódica encontramos 7 niveles que se corresponden con los 7 períodos de la misma.

La energía aumenta a medida que aumenta el valor de n siendo n=1 el nivel de menor energía:

Concepto de orbital: zona de la periferia del átomo donde es mayor la probabilidad de encontrar a los electrones.

Máximo de electrones que puede tener un átomo por nivel: 

Los subniveles en los cuales se ubican los electrones indican la forma que tienen los orbitales y son 4: s, p, d y f. Las cantidades máximas de electrones por subnivel son: 2, 6, 10 y 14 respectivamente.

La distribución electrónica es la manera en que están distribuidos los electrones dentro del átomo: indica cómo se ubican entre los niveles, subniveles y los distintos orbitales.

La figura nos muestra un esquema de dos modelos atómicos relacionados que podemos emplear para hallar la distribución electrónica.

En la parte superior vemos el modelo de niveles de energía según Bohr.

Nota: en la actualidad se emplean números en vez de letras. Entonces en lugar de nivel k, l, m, n…se utilizará nivel 1, 2, 3, 4…

En el modelo de niveles de energía el orden de ubicación de los electrones es el siguiente: los 2 primeros electrones se ubican en el nivel 1; los siguientes 8 electrones van en el nivel 2; los próximos 8 electrones estarán en el nivel 3; los siguientes 2 electrones se ubicarán en el nivel 4; los siguientes 10 electrones los ubicaremos en el nivel 3...

En la parte inferior del esquema tenemos el modelo de subniveles (orbitales) de Schrödinger. En este caso la distribución electrónica la podemos realizar basándonos en el orden establecido por la regla de las diagonales: 

Ejemplos de configuración electrónica según el modelo de orbitales.

1) Elemento litio: Li. Tiene 3 electrones.

Según la regla de las diagonales: los 2 primeros electrones se ubican en el nivel 1 orbital s y el siguiente electrón en el nivel 2 orbital s.

Distribución electrónica: 1s²2s¹

Observación: el número delante de la letra indica el nivel, la letra el orbital y el superíndice la cantidad de electrones.

2) Elemento químico flúor: F. Tiene 9 electrones.

Los 2 primeros electrones estarán en el nivel 1 orbital s; los 2 siguientes electrones en el nivel 2 orbital s; los 5 electrones restantes irán al nivel 2 orbital p.

Distribución electrónica: 1s²2s²2p⁵

3) Elemento químico magnesio: Mg. Tiene 12 electrones.

Tenemos: los 2 primeros electrones estarán en el nivel 1 orbital s; los 2 siguientes en el nivel 2 orbital s; los siguientes 6 electrones se ubicarán también en el nivel 2 pero en orbital p: los 2 electrones restantes irán al nivel 3 orbital s.

Distribución electrónica: 1s²2s²2p⁶3s²

4) elemento químico azufre: s. Tiene 16 electrones.

Los 2 primeros se ubican en el nivel 1 orbital s; los 2 siguientes en el nivel 2 orbital s; los 6 siguientes en el nivel 2 orbital p; 2 electrones van al nivel 3 orbital s y los restantes 4 electrones estarán en el nivel 3 orbital p.

Distribución electrónica: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

La tabla adjunta nos muestra la distribución electrónica por nivel de los primeros 20 elementos químicos de la tabla periódica y los electrones de valencia: aquellos electrones que en el estado fundamental del átomo se encuentran ubicados en el último nivel o subnivel de energía incompleto; son los electrones que permiten que un átomo de un elemento químico pueda unirse con otro y formar una sustancia química (determinan la capacidad de un átomo de formar un enlace químico).

Nota: como es de esperar, los ejemplos de distribución electrónica según el modelo de orbitales realizados nos muestra que los átomos de Li, F, Mg y S tienen 1, 7, 2 y 6 electrones de valencia respectivamente dados que esas son las cantidades de electrones que están en el último nivel (mayor n).

Las representaciones de Lewis consisten en colocar alrededor del símbolo del elemento químico los electrones de valencia representados por un punto. Para construirlas imaginemos que el símbolo del elemento químico está encerrado en un cuadrado. Entonces se irán colocando la cantidad de puntos necesarios que representan los electrones de valencia de a uno por lado.

Ejemplos. El litio, el carbono, el fósforo y el bromo presentan 1, 4, 5 y 7 electrones de valencia respectivamente. Así las representaciones de Lewis serán:

Estas representaciones son útiles porque nos permiten explicar cómo se unen algunos átomos. Los electrones que quedan libres (“solos”) participarán activamente en un enlace químico.

Representaciones de Lewis y tabla periódica.

Como muestra la imagen al comienzo del presente artículo, los elementos químicos que forman un grupo de la tabla periódica tienen representaciones de Lewis similares. Quiere decir que tienen similar cantidad de electrones de valencia y esto a su vez explica que tengan propiedades químicas y físicas parecidas.

Aclaración: por sus propiedades químicas y físicas el hidrógeno no pertenece al grupo 1 (se ubica ahí por su distribución electrónica).

¿QUÉ ES LA QUÍMICA?

QUÍMICA: UNA CIENCIA FENOMENOLÓGICA. 

 ¿Has cocinado alguna vez? ¿Te lavas las manos con jabón? ¿Has hecho algún dibujo? ¿Utilizas diariamente objetos de plásticos? ¿Has usado algún medicamento, desodorante o cosmético? ¿Quemas carbón o petróleo en la cocina?...

 Todos los días entramos en contacto con el cambio químico o con materiales útiles obtenidos gracias al conocimiento de esta ciencia. Ello ocurre porque la química no sólo está en los laboratorios o en las fábricas: se encuentra en  todas partes.

Hay química fuera y dentro de nuestro cuerpo. Ahora que estás leyendo, debes saber que la tinta es un producto químico y el papel se obtiene por procedimientos químicos. En tus ojos la recepción de una imagen provoca una reacción química en el compuesto llamado retinal, que desencadena la transmisión nerviosa a través de iones y miles de reacciones químicas en tu cerebro, y por eso reconoces estas letras y su significado…

 La química estudia la materia, la energía y el cambio.

La ropa, el techo de tu casa… Todo es materia y es objeto de estudio de la química.

El sol, el fuego, la electricidad y las diversas formas de la energía están relacionadas con la química ya que ésta también estudia la energía.

La fotosíntesis, la corrosión, la contaminación… y todo aquello que implica un cambio de la materia también forma parte del dominio de la química. 

Ahora preguntémonos: ¿para qué estudiar química? ¿qué nos aporta?

De inmediato encontramos algunas respuestas: nos brinda conocimientos para elaborar materiales semejantes a los naturales pero con mejores resultados y más baratos; nos permite conocer la composición y estructura de los materiales.

Así en nuestro ambiente y en la vida cotidiana encontramos muchos objetos y sustancias fabricadas por el hombre y éste es también uno de los objetivos de la química y al proceso mediante el cual se elaboran nuevas sustancias se conoce como síntesis química.

Por otro lado, es necesario conocer la estructura interna de la materia para poder transformarla, así como investigar los componentes de los materiales y separarlos para su estudio. Éste es otro de los objetivos de la química y el proceso correspondiente se conoce como análisis químico.

La química está en nuestro entorno de todos los días. Pero así como nos proporciona importantes beneficios, la falta de control o ética en su uso también puede causarnos problemas. Podemos decir en este sentido que el conocimiento obtenido de la química (al igual que el de otras ciencias) es un arma de doble filo: aplicado al beneficio de la humanidad elevará nuestra calidad de vida, pero su empleo indiscriminado o el mal uso puede conducir incluso a la desaparición de la especie.

Vemos beneficios importantes derivados de la química en medicina, alimentos…Sin embargo no debemos olvidar los riesgos entre los cuales a modo de ejemplos podemos citar: contaminación ambiental y daños en el equilibrio ecológico, aumento de la propensión a adquirir el cáncer de mamas por el uso de siliconas con fines estéticos, tragedias de diferentes tipos…

La norma entonces que deberá guiar el comportamiento de la humanidad en la utilización de los frutos derivados de la ciencia llamada química será analizar y utilizar lo más correctamente posible sus conocimientos teniendo en cuanta la relación beneficios/costos con mayor orientación a la sociedad que al individuo. Iniciamos pues el estudio de la química, una ciencia que nos llevará a conocer, interpretar y transformar nuestro ambiente en beneficio de la sociedad en su conjunto.

Material extraído de: “Tú y la Química” Garritz, A. y Chamizo, J.A. Editorial Pearson Educación. México 2001. Primera edición.

ENLACES QUÍMICOS

INTRODUCCIÓN. 

Las sustancias químicas tienen composición y propiedades definidas. Pueden ser simples o compuestas: las primeras están formadas por átomos de un sólo elemento químico (por ejemplo: oxígeno, O₂); las sustancias compuestas están formadas por átomos de dos o más elementos químicos unidos químicamente en proporciones determinadas (por ejemplo: dióxido de carbono, CO₂).

Las fórmulas químicas expresan la composición de las sustancias. La fórmula molecular indica el  número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Por ejemplo: la fórmula molecular del dióxido de carbono CO₂ indica que en la unidad más pequeña del mismo hay 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno. 

Nota: los subíndices numéricos colocados del lado derecho del símbolo del elemento químico indican la atomicidad del mismo: el número de átomos de cada elemento que están presentes (en el dióxido de carbono es: 2 para el O y 1 para el C, el 1 no se coloca).

Para los compuestos iónicos las fórmulas químicas en general son las mismas que las fórmulas empíricas. Éstas indican cuáles elementos químicos están presente y la proporción mínima entre sus átomos y no es necesariamente el número real en una sustancia determinada. Por  ejemplo para el peróxido de hidrógeno: fórmula empírica es HO y la fórmula química es H₂O_2.

Los gases nobles tienen el último nivel energético completo lo cual explica la escasa reactividad química, su estabilidad, su existencia como gases monoatómicos. La estabilidad máxima de un átomo de un elemento químico se logra cuando es isoeléctrico con el gas noble más próximo en la tabla periódica: por eso los átomos interaccionan ganando, perdiendo o compartiendo electrones para alcanzar la misma cantidad de electrones que el gas noble más cercano. 

Esas interacciones explican las fórmulas químicas de las sustancias. En general a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos que forman una sustancia química se les llama enlaces químicos y hay varios tipos principales. Veremos a continuación los enlaces iónicos y covalentes.

ENLACE IÓNICO.

En los compuestos iónicos los átomos se unen por atracción de iones de cargas opuestas y a la fuerza electrostática que los mantienen unidos se denomina enlace iónico. Este enlace se da principalmente al interaccionar átomos de un metal y un no metal. La interacción se puede explicar por la transferencia simultánea de electrones del metal al no metal: el metal pierde electrones y se transforma en un ion con carga positiva (un catión) y el no metal gana electrones transformándose en un ion con carga negativa (un anión). A su vez por tener cargas opuestas los iones formados se atraen eléctricamente y se unen entre sí formado la sustancia iónica. Nota: la cantidad de cationes y aniones formados son iguales por lo cual la sustancia es eléctricamente neutra (la suma total de cargas es 0). 

En general los compuestos iónicos: son sólidos a temperatura ambiente y tienen altos puntos de fusión; son solubles en agua e insolubles en otros solventes; en estado sólido no conducen la corriente eléctrica pero si lo hacen al disolverse en agua o fundirse (los iones se liberan de la posición ocupada en la red cristalina sólida).

Veamos algunos ejemplos de sustancias iónicas y la explicación del enlace empleando las representaciones de Lewis.

El fluoruro de litio es un polvo blanco venenoso usado para disminuir el punto de fusión de la soldadura y en la fabricación de cerámica. Su fórmula química, LiF, se explica mediante la unión por atracción electrostática de iones con cargas opuestas. El enlace lo podemos describir mediante el esquema que muestra la imagen siguiente: 

 

Vemos que: los átomos de litio, Li, pierden 1 electrón transformándose en un ion con carga positiva (el catión litio); los átomos de flúor ganan 1 electrón transformándose en un ion con carga negativa (anión fluoruro); por último los iones positivos y negativos producen el enlace iónico mediante atracción electrostática entre ellos.

Notas:  

• Normalmente se escribe la fórmula química del compuesto iónico sin mostrar las cargas, LiF, en este caso.
• Los átomos de Li al perder 1 electrón quedan con la misma cantidad de electrones (2) del helio que es el gas noble más próximo en la tabla periódica y alcanzan la estabilidad química.
• Los átomos de F al ganar 1 electrón quedan con la misma cantidad de electrones (10) del neón que es el gas noble más próximo en la tabla periódica y alcanzan la estabilidad química.

 El óxido de calcio se conoce con el nombre de “cal viva”. Se trata de un compuesto iónico ampliamente usado desde la antigüedad en materiales de construcción, en albañilería, en la fabricación de morteros, etc. Se obtiene mediante calcinación de rocas calizas en forma de piedras y su fórmula química es CaO. Los átomos de calcio ceden 2 electrones: se transforman en catión Ca con carga +2 y así queda con 18 electrones (la cantidad que tiene el gas noble más próximo: el argón). Por su parte: los átomos de O también alcanzan la cantidad de electrones del Ar al ganar 2 y transformarse en el anión correspondiente con carga -2.  Por atracción electrostática entre el catión y el anión se forma el compuesto iónico CaO. El esquema muestra el proceso descripto: 

 El Li₂O, óxido de litio, es un compuesto químico inorgánico utilizado principalmente en la elaboración de esmaltes cerámicos. Se trata de un compuesto iónico formado por dos átomos de litio, Li, y un átomo de oxígeno, O. En este caso los átomos de oxígeno necesitan 2 electrones para alcanzar la cantidad del argón que es el gas noble más próximo y como vimos en el ejemplo anterior, se transforma en un anión con carga -2. Por otro lado, los átomos de litio perderán un electrón para quedar con la misma cantidad de electrones del helio que es el gas noble más cercano y se formarán iones con cargas positivas. Por lo expuesto, y para obtener la neutralidad eléctrica, es que se formará un enlace iónico por la unión mediante atracción electrostática de 2 cationes de litio y 1 anión de oxígeno lo cual explica la fórmula química Li₂O del compuesto. El proceso descripto lo podemos representar mediante el esquema: 

ENLACE COVALENTE

A la fuerza de atracción producto de la unión de átomos mediante pares de electrones compartidos se denomina enlace covalente. Éste se da entre átomos de no metales unidos entre sí o entre átomos de hidrógeno y no metal. De esta manera compartiendo electrones libres (los que individualmente están “solos”) alcanzan la distribución electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica logrando mayor estabilidad química.

Nota: para representar el enlace covalente (los pares de electrones compartidos) se acostumbra emplear una línea.

Encontramos 2 tipos de enlaces covalentes: covalente no polar o apolar y covalente polar (se describen brevemente más adelante).

Las sustancias que presentan enlaces covalentes se denominan sustancias moleculares y en general cumplen con las siguientes características: tienen puntos de fusión más bajos que los compuestos iónicos;  no son solubles en agua y sí en solventes orgánicos; no conducen la corriente eléctrica.

Veamos algunas sustancias que presentan enlace covalente.

El flúor es un gas a temperatura ambiente, de color verde pálido, formado por moléculas diatómicas de fórmula química F₂. La formación de la molécula la podemos representar 

las estructuras de Lewis de la siguiente manera:

Observamos que cada átomo de flúor presenta 3 pares de electrones libres que no participan en la formación del enlace y 1 electrón libre que será compartido para formar el enlace covalente. De esa manera los átomos de F alcanzarán la distribución electrónica del gas noble más cercano (el Ne en este caso que posee 10 electrones).

El ácido clorhídrico, HCl, es el principal componente del jugo gástrico en el ser humano y tiene muchas otras aplicaciones (industriales, comerciales, etc.). Su fórmula química se explica mediante el enlace covalente formado por los electrones libres del H y del Cl:

Así (compartiendo el electrón de valencia libre que presenta cada átomo) el H y el Cl alcanzan la cantidad de electrones del gas noble más próximo en la tabla periódica (He y Ar respectivamente).

Nota. Recordemos las estructuras de Lewis de los elementos químicos participantes: 

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Es un concepto relativo: sólo se puede medir la electronegatividad de un elemento químico respecto de la de otros elementos. Linus Pauling (1901-1994, químico estadounidense) desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas, cuyos valores se muestran en la siguiente tabla:

La electronegatividad es una propiedad periódica: se relaciona con el carácter metálico de los elementos y sus valores aumentan de izquierda a derecha en un período (los elementos de transición no siguen esta tendencia) y en un grupo disminuyen al aumentar el número atómico.

La diferencia de electronegatividades (representada por ΔEN) entre los átomos que participan de un enlace químico es útil para predecir el tipo de enlace. La figura nos muestra el porcentaje de carácter iónico con la variación de ΔEN:

Si bien no hay una distinción tajante entre enlace covalente y enlace iónico podemos adoptar algunos valores para predecir el tipo de enlace.

• Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos de los elementos químicos que participan del enlace químico es 2,0 o más se formará un enlace iónico.

Los cálculos de diferencia de electronegatividad para los ejemplos vistos anteriormente son:

Fluoruro de litio: ΔEN= EN_F-EN_Li=4,0-1,0=3,0

Óxido de calcio: ΔEN= EN_O-EN_Ca=3,5-1,0=2,5

Óxido de litio: ΔEN= EN_O-EN_Li=3,5-1,0=2,5

Los resultados obtenidos son mayores que 2,0 lo cual predice que la unión entre los átomos se da por enlace iónico.

Aclaración: la diferencia de electronegatividad es un valor positivo o cero (al valor mayor se le resta el menor).

• Cuando los átomos son idénticos (como en el caso de la molécula de F₂ vista) la diferencia de electronegatividad ΔEN=0 (haciendo el planteo en el ejemplo: ΔEN=EN_F-EN_F=4,0-4,0=0)  y los electrones se compartan de manera equitativa (pasan el mismo tiempo alrededor de cada átomo, o dicho de otra manera: la distribución de cargas entre los átomos es uniforme). La molécula de F₂ es un ejemplo en la cual se produce  un enlace covalente apolar.

En general cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos tiende a 0 podemos inferir que de dará un enlace covalente apolar y una buena aproximación para tomar esto como regla general es que el valor ΔEN quede comprendida entre 0 y 0,4.

El metano, de fórmula química CH₄ y cuya representación de Lewis se muestra,  es un hidrocarburo. Para esta molécula: ΔEN= EN_C-EN_H=2,5-2,1=0,4, valor que sugiere un enlace químico covalente apolar entre los átomos de C e H.

• El  enlace  covalente polar ocurre cuando ΔEN aumenta, aumentando así el porcentaje de carácter iónico. Si bien no hay un valor exacto de diferencia de electronegatividad que permita predecir cuál enlace covalente ocurre,  en general una buena aproximación sería indicar que un enlace covalente polar se da cuando la diferencia de electronegatividad es mayor que 0.4 y tiende a 1,7. En este caso se unen átomos de elementos de diferente electronegatividad y el par de electrones compartido será atraído por los átomos del elemento más electronegativo. Dicho de otra forma: en la molécula los electrones del enlace se distribuyen de manera desigual (podemos pensar que están más tiempo alrededor del átomo más electronegativo).

En consecuencia la molécula resultante de la unión mediante este enlace es polar: alrededor del átomo más electronegativo hay una zona de elevada densidad de carga negativa al tiempo que sobre el átomo menos electronegativo queda con densidad de carga positiva. 

Para la molécula de ácido clorhídrico, HCl, señalada anteriormente, la diferencia de electronegatividad es: EN_Cl-EN_H=3,0-2,1=0,9 lo cual indica que ocurre un enlace covalente polar y los electrones del enlace serán más atraídos por los átomos de cloro que de hidrógeno dado que son más electronegativos. Asimismo sobre los átomos de cloro habrá una densidad de carga negativa y sobre los átomos de hidrógeno una densidad de carga positiva.

El amoníaco es una sustancia molecular de amplios usos y de fórmula química: NH₃. La figura muestra una representación (espacial en este caso) de la molécula: se señalan los enlaces entre los átomos de N e H y mediante la letra griega delta minúscula y los signos menos y más la densidad de cargas sobre cada átomo lo cual se corresponde con el concepto de enlace covalente polar. Para esta molécula la diferencia de electronegatividad es: ΔEN= EN_N-EN_H=3,0-2,1=0,9, valor que sugiere un enlace covalente polar. 

SEROTONINA Y SALUD: LOS ISRS

PRESENTACIÓN 

Según la  Organización Mundial de la Salud (OMS) la salud es un estado de bienestar físico, mental y social pleno y no simplemente la ausencia de enfermedad, dolencia o malestar. Alcanzar dicho estado de bienestar dependerá de múltiples factores: entre éstos se destaca el rol desempeñado por la serotonina debido a las funciones que cumple en el organismo. Muchas veces para alcanzar una calidad de vida mejor es preciso regular la cantidad de serotonina para que ésta realice satisfactoriamente su “labor” (por ejemplo: mejore su capacidad de actuar como neurotransmisor). Entonces en este punto intervienen como posibles reguladores de la serotonina los fármacos basados en inhibidores selectivos de recaptación de serotonina (ISRS), una alimentación adecuada, actividades físicas, etc. Por lo expuesto y como veremos durante el desarrollo del presente análisis se justifica la elección de la temática trabajada y del enfoque que le damos (vinculándolo con la salud)  por la relevancia e implicancias que tiene. 

DESARROLLO 

Síntesis bioquímica y funciones de la serotonina

En la glándula pineal (ubicada en el cerebro) la serotonina se obtiene a partir de la hidroxilación del L-triptófano a 5-hidroxitriptófano por  enzimas hidrolaxas denominadas en general THP (THP2 en el cerebro y en otros tejidos THP1) y posterior descarboxilación catalizada por una descarboxilasa para dar 5hidroxitriptamina (serotonina o también llamada en forma abreviada 5-HT). La reacción química es la siguiente:

Se considera a la serotonina como un neurotransmisor porque una de sus funciones reguladoras en el sistema nervioso es la neurotransmisión. Una vez producida actúa como precursor de la melatotina, hormona que junto con la serotonina puede actuar como reguladora del ciclo sueño y la vigilia.

La serotonina está involucradra en otras diversas funciones y trastornos y/o síndromes. A modo de ejemplos podemos citar: regula el peristaltismo intestinal (se segrega en las células intestinales); es un potente vaso constrictor (ayuda a regular la presión sanguínea); participa del control de la saciedad y de la sensación de plenitud después de la comida (por esa razón se han diseñado tratamientos en contra de la obesidad basados en cambios de las concentraciones de serotonina que afectan al apetito); debido a su participación en funciones neurológicas y de comportamiento está implicada en algunos tipos de interacciones del estado de ánimo y depresiones, en trastornos alimenticios como la anorexia nerviosa, la bulimia y deseo de consumir hidratos de carbono, en trastorno afectivo estacional; la serotonina estaría también involucrada en las causas y el desarrollo de las migrañas. 

Neurotransmisión y recaptación del transmisor 

Se ha expresado que la serotonina es un neurotransmisor y para abordar la temática del próximo sub título del desarrollo que estamos realizando (los ISRS), es necesario comprender el concepto de recaptación del neurotransmisor. Para ello acudimos al esquema de la imagen adjunta en donde 1 representa la mitocondria, A y B corresponden a las neuronas presináptica y postsináptica respectivamente, 2 es la vesícula sináptica con neurotransmisores. El neurotransmisor sirve para transmitir el impulso nervioso: tras ser secretado en la neurona presináptica, será fijado a un receptor presináptico (3 en el esquema): una proteína transportadora específica la llevará hasta la hendidura sináptica (4 en el esquema) en donde ocurre la sinapsis con el neurotransmisor liberado (representado por pequeños círculos) siendo luego fijado al receptor postsináptico (5 en el esquema) activado por el neurotransmisor. Continuando con el esquema: 6 corresponde al canal de calcio y 7 la liberación del neurotransmisor por un proceso denominado exocitosis. Por último, al final de la neurotransmisión, los neurotransmisores regresan a las neuronas presinápticas o postsinápticas por la acción de transportadores. A este último proceso se denomina recaptación de neurotransmisor que en el esquema se representa con el número 8 (recaptación presináptica en este caso). 

Fármacos inhibidores selectivos de la recaptación de serotonina (ISRS) 

Mediante el mecanismo de recaptación (realizado por proteínas transportadoras que dependen del gradiente de Na+ y de Cl- para transportar los sustratos al interior celular; para la serotonina se denomina SERT o SLC6A4, actuando en la recaptación presináptica, ubicado en los tejidos periféricos) se regulan la concentración y el tiempo que permanece el neurotransmisor en la hendidura sináptica (también el grado de captación del transmisor influye en el almacenamiento posterior vesicular del mismo). La recaptación del transmisor es el principal mecanismo mediante el cual se detiene la neurotransmisión.  En consecuencia inhibir la recaptación del neurotransmisor es una buena estrategia para mejorar la neurotransmisión. De esta manera llegamos a los fármacos basados en la inhibición de la recaptación del neurotransmisor tomando en cuenta los transportadores involucrados. El transportador de serotonina es uno de los más estudiados y el “blanco de ataque” específico de muchos antidepresivos como la fluoxetina. Los fármacos basados en inhibidores selectivos de la recaptación de serotonina (ISRS) bloquean la recaptación de la serotonina aumentando la cantidad disponible de ésta y mejoran así su capacidad para cumplir su función. Se denominan así debido a que afectan principalmente a la serotonina y no a los otros neurotransmisores. 

La imagen presentada en este apartado muestra los nombres y estructuras químicas de algunos fármacos ISRS. Por sus efectos farmacológicos los fármacos ISRS se utilizan como antidepresivos (suprimiendo los síntomas de la depresión relacionados con la concentración de serotina en el cerebro), en trastornos obsesivo-compulsivo, trastorno de pánico, fobia social, para combatir el estrés postraumático, trastornos de ansiedad, etc. 

A modo de ejemplo describimos al fármaco fluoxetina: actúa bloqueando la captación de serotonina en las terminales nerviosas presinápticas aumentando la cantidad disponible para la unión a los receptores postsinápticos (inhibe al transportador). La fluoxetina junto con la fluvoxamina fue uno de los primeros en utilizarse en clínica en la década del 70: no producían los efectos adversos de la zimelidina que fue la primera en utilizarse como inhibidor selectivo de la recaptación de serotonina y debió abandonarse su uso por producir enfermedades febriles entre otras consecuencias negativas de su administración). 

Por último la administración de los fármacos basados en ISRS debe ser regulada: el aumento desmedido de la disponibilidad sináptica de la serotonina estimula a algunos receptores postsináptico y contribuir a efectos adversos. 

Alternativas naturales para regular los niveles de serotonina 

El pescado azul (sardina, atún, etc.) podría contribuir a regular de manera natural los niveles de serotonina: se puede aumentar el nivel de serotonina, formando parte de una dieta rica en L-triptófano ya que tiene un alto contenido de este aminoácido que como vimos es precursor del neurotransmisor mencionado. Las dietas con alto contenido de L-triptófano (pescado azul, semillas de sésamo, frutos secos...) influyen favorablemente incrementando la 5-HT (serotonina) en el encéfalo: en las terminaciones nerviosas serotoninérgicas están las proteínas necesarias para la síntesis del neurotransmisor a partir del aminoácido precursor el cual rápidamente se acumula en las vesículas sinápticas; la serotonina descargada por flujo de impulsos nerviosos se reacumula en la terminación presináptica por la acción de un portador dependiente de Na+.

Por último otras medidas complementarias a la dieta mencionada que ayudarían a regular los niveles de serotonina serían realizar actividades físicas, disminuir el consumo de bebidas estimulantes, etc. 

REFLEXIÓN FINAL 

La actividad cerebral durante períodos de depresión puede compararse con la actividad cerebral normal (imagen derecha) mediante tomografía por emisión de positrón denominada con la sigla TEP. En la imagen izquierda notamos un aumento de colores azules y verdes (y disminución de áreas blancas y amarillas). Esta imagen se explicaría por un descenso de la actividad cerebral debido por la depresión. La observación experimental formulada es un ejemplo de la importancia del tema que hemos analizado: si bien habrían muchas causas para explicarla, de alguna manera con los contenidos expuestos podríamos dar una explicación teórica posible mediante la tesis de que el hecho se debe a que los niveles en la hendidura sináptica y la función neurotransmisora de la serotonina no son los más“adecuados”. Más aún, tomando en cuenta que la depresión no es un estado de salud concordante con el bienestar mencionado en la presentación, podríamos aventurarnos a plantear posibles soluciones al síntoma señalado: considerar el empleo de fármacos ISRS (con la participación del profesional competente obviamente), alimentación adecuada (por ejemplo: la dieta aludida en el desarrollo, etc. 

Por último el tema desarrollado no se agota en el desarrollo: lo ideal es que sea apenas un inicio; es de esperar que se estimule la curiosidad y el deseo de saber más sobre los contenidos abordados y otros relacionados que además, como todo conocimiento científico, están en constante evolución. En síntesis: la búsqueda de información científica y las aplicaciones emanadas del conocimiento científico deben continuar y contribuir al estado de salud mencionado al principio de este trabajo. 

ACLARACIÓN:

El presente artículo corresponde al trabajo presentado por Prof. Ariel De León para el curso de "Bioquímica e introducción a elementos de farmacología" del Instituto de Profesores Artigas (IPA) de Montevideo-Uruguay.

BIBLIOGRAFÍA BÁSICA

• “Bioquímica”. Tercera edición de Mathews, Van Holde, Ahern. Año 2002. Ed. Addison Wesley. 
• “Bioquímica Ilustrada”. 29a Edición de Harper. Año 2012. Ed. Mc Graw Hill.
• “Principios de Bioquímica”. 4Ta Edición de Lehninger. Año 2019. David L. Nelson, Michael M. Cox 
• “Bioquímica Ilustrada” 5taEdición de Peter N. Campbell, Anthony D. Smith, Timothy J. Peters. Ed. Elsevier Mason. Año 2006. 
• “Bioquímica. La base molecular de la vida.” Tercera edición. De Trudy McKee y James R. McKee. Ed. McGraw-Hill. Año 2003. 
• “Las bases farmacológicas de la terapéutica.” Goodman, Gilman. Undécima Edición. Ed. Mc Graw Hill. Año 2007. 
• “Antidepresivos”. Escuela Universitaria de Tecnología Médica. Septiembre 2003. Autor: Pedro Grosso, Ayudante del Departamento de Farmacología y Terapéutica.

TERMÓMETROS Y ESCALAS TERMOMÉTRICAS

 DILATACIÓN TÉRMICA.

La dilatación térmica es el aumento de volumen de un objeto o material al aumentar la temperatura (contracción térmica: es la disminución de volumen de un material al descender la temperatura).

Muchas son las aplicaciones de la dilatación térmica. Por ejemplo: en las vías de ferrocarril se deja un pequeño espacio entre dos raíles contiguos, se colocan juntas de dilatación (figura de la izquierda) cada tanto a lo largo de la vía para evitar que ésta se deforme (figura de la derecha).

Los termómetros son instrumentos utilizados para medir la magnitud temperatura y el funcionamiento del termómetro de líquido se basa en la dilatación térmica de líquidos: se emplea una sustancia que en estado líquido experimenta buena y regular dilatación frente a pequeños cambios de temperatura, es visible, en el rango de uso del termómetro no cambia de estado y no “moja” las paredes del capilar cuando circula por el mismo. De esa manera se puede medir la temperatura asociando el fenómeno de dilatación térmica a una escala termométrica.

La imagen muestra un esquema con las partes de dos termómetros de líquido: el termómetro clínico y el termómetro de laboratorio.

Vemos que ambos tienen: un tubo de vidrio exterior, largo y fino, que al ser frágil hace que el termómetro deba manipularse con cuidado; capilar, tubo de vidrio interior muy fino por donde circula la sustancia termométrica; bulbo, parte inferior del capilar que sirve como depósito de la sustancia termométrica; sustancia termométrica, líquido utilizado que se dilata o se contrae cuando la temperatura aumenta o disminuye respectivamente (los más usados son: mercurio y alcohol coloreado); escala termométrica: representa la unidad en la que se mide la temperatura; estrangulamiento, sólo lo tiene el termómetro clínico.

En el termómetro de laboratorio el capilar tiene el mismo diámetro en toda su extensión. En cambio: en el termómetro clínico, el capilar cerca del bulbo se afina y a esa parte se le llama estrangulamiento cuya función es permitir obtener la máxima temperatura corporal: al colocarlo en contacto con el organismo la sustancia termométrica se dilata (“sube” por el capilar) y luego, al quitarlo (cuando el organismo y la sustancia termométrica han alcanzado la misma temperatura), la temperatura desciende pero la sustancia termométrica no “baja”.

Se han construido diferentes escalas termométricas. Las más usadas en la actualidad son:

• Escala Celsius: es una escala centígrada creada y propuesta en 1742 por Anders Celsius (físico y astrónomo sueco, 1701-1744). Los grados en este escala se representan con el símbolo °C y se leen como “grados Celsius”.

• Escala Fahrenheit: es una escala no centígrada propuesta en 1724 por Daniel Gabriel Fahrenheit (físico e ingeniero nacido en Polonia en 1686 y fallecido en La Haya en 1736). En este escala los grados se representan con el símbolo °F y se leen como “grados Fahrenheit”.

• Escala Kelvin: es otra escala centígrada creada en 1848 por William Thomson, Lord Kelvin, (físico y matemático británico, 1824-1907). Los grados en esta escala se representa por el símbolo K y se leen “grados Kelvin”. La unidad de la temperatura en el Sistema Internacional de Unidades es el grado kelvin. Esta escala es absoluta porque sus valores son positivos y el 0K es un valor teórico que se denomina cero absoluto.

La equivalencia entre °C y K es: 0°C equivalen a 273,15 K. Redondeando en 273 este último valor usaremos las siguientes fórmulas para conversión de escalas de temperaturas:

• Convertir °C a K: T(K)=T(°C) + 273.

• Convertir K a °C: T(°C)= T(K) – 273.

• Convertir °C a °F: T(°F)= T(°C)x9/5 +32.

• Convertir °F a °C: T(°C)=[T(°F)-32]x5/9.

• Nota: si bien hay una relación matemática entre K y °F preferimos no usarla y si se desea saber a cuántos K equivalen una determinada cantidad de °F, primero se pasan los °F a °C y el resultado obtenido se convierte a K (empleando la relación entre las escalas Celsius y Kelvin).

Análogamente: para saber a cuántos °F equivalen una determinada cantidad de K, la temperatura en k se convierte a °C y el resultado obtenido de pasa a °F.

CUESTIONARIO.

1. Indicar las principales diferencias entre termómetro clínico y termómetro de laboratorio.

2. Indicar por qué está mal la siguiente frase: “la temperatura máxima para el día de mañana será 30 grados”.

3. Indicar ventajas y desventajas del uso del mercurio o del alcohol coloreado como sustancia termométrica.

4. ¿Cuál es el valor del punto de ebullición del etanol en K si en °C es 78,5?

5. ¿Cuál es el valor del punto de fusión del vinagre, ácido acético, en °C si en K es 289,6K?

6. ¿Cuál es el valor del punto de fusión del hierro en °F si en K es 1811K?

ALCANOS, ALQUENOS Y ALQUINOS. FORMULACIÓN, NOMENCLATURA E ISOMERÍA.

GENERALIDADES.

El carbono es un elemento químico esencial para la vida. Su número atómico es 6 y posee 4 electrones de valencia. Se encuentra libre en la naturaleza en forma de diamante, grafito y fulereno y es un componente del gas natural, del petróleo y de muchos compuestos. Tiene la particularidad de que sus átomos pueden formar enlaces carbono-carbono simple, doble o triple y unirse entre sí formando cadenas o estructuras cíclicas (propiedad denominada concatenación). Cada átomo de carbono se une a otros 4 átomos mediante enlaces covalentes (completando así 8 electrones en su capa externa). La química orgánica estudia a los compuestos del carbono (denominados en general compuestos orgánicos). 

Las propiedades químicas de los compuestos orgánicos están relacionadas con los grupos funcionales: uno o varios átomos unidos de manera específica (el hidroxilo en los alcoholes; el carboxilo en los ácidos carboxílicos; etc.) Los compuestos orgánicos formados únicamente por átomos de carbono e hidrógeno se denominan hidrocarburos; según su estructura tenemos distintos tipos como muestra la imagen.

ALCANOS. 

Como muestra la figura presentan enlace simple carbono-carbono, siendo éste su grupo funcional.

También se les llama hidrocarburos saturados (contienen el número máximo de átomos de hidrógenos que pueden unirse con la cantidad de átomos de carbonos presentes en la molécula); la fórmula general de los alcanos es: C_nH_(2n+2) siendo n=1,2,3,…

La figura  muestra los nombres, las fórmulas moleculares y una representación de los primeros alcanos no ramificados (en color oscuro y en color claro se representan los átomos de  C y de H respectivamente).

Para nombrarlos se emplean prefijos según la cantidad de carbono (tabla adjunta) y la terminación ano. Nota: en la tabla  se muestran las fórmulas semidesarrolladas.

Un grupo alquilo tiene un hidrógeno menos que el alcano original. Por ejemplo: grupo metilo, CH₃; grupo etilo, C₂H₅ o CH₂CH₃; etc. Al sustituir un hidrógeno por un grupo alquilo se obtiene un alcano ramificado (también se dice que posee una o más cadenas laterales). Para nombrarlos se debe indicar el nombre y el lugar en donde se encuentran los sustituyentes o ramificaciones.

A modo de resumen se aplican las siguientes reglas para nombrar los alcanos:

   1) Se determina la cadena más larga (o cadena principal) y se utiliza el prefijo y la terminación correspondiente según cantidad de carbonos.

    2) Se utilizan los prefijos vistos y la terminación il para nombrar los grupos alquilos sustituyentes (ramificación). Así tenemos: metil para –CH₃; etil para C₂H₅ (o –CH₂CH₃); etc.

3) Si el alcano tiene ramificación: primero se nombra la ramificación, indicando con un número a qué átomo de la cadena principal está unido y separándolo con un guion (siempre los números de las letras se separan por guiones); luego se nombra la cadena principal.

Nota: el nombre es tal que la ramificación tenga el número más pequeño posible. Entonces el nombre del compuesto está mal si lo llamamos como en la imagen de la derecha.

4) Si una ramificación se repite se agregan prefijos (di:2; tri:3; 4:tetra; etc.) antes del grupo alquilo y se anotan las posiciones separando los números con coma y, como siempre, las letras se separan de los números por guiones. 

5) Cuando hay 2 o más grupos alquilos diferentes los nombres de los grupos se disponen alfabéticamente como muestra el ejemplo siguiente:

ISOMERÍA.

Los compuestos llamados isómeros tienen la misma fórmula molecular pero distinta distribución en el espacio: es decir tienen diferente estructura. Son sustancias distintas y al menos difieren en una de sus propiedades intensivas.

Ejemplo: el butano y el metilpropano. Ambos tienen la misma fórmula molecular: C₄H₁₀. Difieren en algunas de sus propiedades. Para el butano: Pf y Peb -138°C y 0°C respectivamente y para el metilpropano el Pf es -160°C y el Peb es -12°C. La imagen ilustra las fórmulas desarrolladas de ambos compuestos.

Observamos que ambos compuestos difieren en la cadena principal: la cadena principal del butano está formada por 4 carbonos y la cadena principal del metilpropano está formada por 3 carbonos. Observación: se muestran las fórmulas desarrolladas (con líneas rectas se señalan todos los enlaces presentes).

Nota: dado que el grupo metil sólo puede estar en el carbono 2 del compuesto no es necesario nombrar a éste como: 2-metilpropano.

Los isómeros que difieren en el largo de la cadena carbonada principal se denominan isómeros de cadena. En consecuencia: el butano y el metil propano son isómeros de cadena. Los alcanos sólo presentan isomería de cadena.

ALQUENOS Y ALQUINOS.

Los alquenos son hidrocarburos insaturados cuyo grupo funcional es el doble enlace carbono-carbono. La fórmula general es C_nH_2n siendo n=2, 3, 4… Para nombrarlos se utilizan las mismas reglas vistas para alcanos cambiando la terminación ano de la cadena principal a eno. Además se debe indicar la posición del doble enlace con número: contando los átomos de carbono de la cadena principal desde el extremo que esté más cerca del grupo funcional. Presentan isomería de cadena. Por ejemplo son isómeros de cadena el 3-metil-1-buteno y el 2-penteno (ambos tienen la fórmula molecular C₅H₁₀ pero difieren en el largo de la cadena principal: en el primero es de 4C mientras que en el segundo es de 5C): 

Además los alquenos presentan isomería de posición: el doble enlace carbono-carbono puede tener diferente ubicación en la molécula. Ejemplos de isómeros de posición son el 1-penteno y el 2-penteno: ambos tienen la misma fórmula molecular (C₅H₁₀), la misma cantidad de carbono en la cadena principal (5), difieren en la ubicación del doble enlace:

Algunos alquenos pueden presentar isomería geométrica: tienen diferente distribución espacial debido a la rotación restringida entorno al enlace carbono-carbono y la presencia de sustituyentes distintos en los átomos de carbono unidos por doble enlace. Por ejemplo: el 2-buteno puede existir en forma de dos isómeros, llamados cis y trans.

Los alquinos son hidrocarburos insaturados que presentan triple enlace carbono-carbono siendo ese el grupo funcional: 

La fórmula general de los alquinos es C_nH_(2n-2) siendo n=2, 3, 4... Para nombrarlos se aplican las reglas y criterios vistos para los hidrocarburos anteriores utilizando la terminación ino. Pueden presentar isomería de cadena e isomería de posición. Ejemplos: 

a) Isómeros de cadena:

b) Isómeros de posición: