ALDEHÍDOS Y CETONAS: GENERALIDADES, FORMULACIÓN, NOMENCLATURA, ISOMERÍA.

 

Los aldehídos y cetonas son sustancias químicas muy comunes y con múltiples aplicaciones. A modo de ejemplo citamos: el metanal o formaldehido (un gas,  irritante y tóxico, soluble en agua,  que se vende con el nombre de formol) se emplea en la elaboración de desinfectantes, como ingrediente para la producción de resinas, productos químicos y farmacéuticos, conservantes, etc.; el etanal (o acetaldehído) puede emplearse en la síntesis de plásticos, pinturas, en la industria del caucho y del papel..; la propanona (o acetona) es conocida por una de sus aplicaciones (indicada en la imagen). El componente principal del extracto de vainilla es un aldehído y el aldehído cinámico es el responsable del olor de la canela y se emplea en la manufactura de perfumes; el sabor de la menta se debe a una cetona.

Las moléculas de aldehídos y cetonas forman puentes de hidrógeno con las moléculas polares de agua. Lo anterior explica que estos compuestos con hasta 3 átomos de carbono sean totalmente miscibles en agua. 

Por otro lado, los puntos de fusión y de ebullición de los aldehídos y cetonas son relativamente bajo. Entonces a temperatura ambiente algunos se encuentren en estado gaseoso o son líquidos muy volátiles y por ello los vapores de estas sustancias llegan a la mucosa nasal y podemos percibir sus aromas.

Como lo ejemplifican las ecuaciones químicas mostradas, los aldehídos y cetonas se pueden  preparar por oxidación controlada de alcoholes. 

Son compuestos orgánicos que presentan al grupo funcional carbonilo: un átomo de carbono unido covalentemente con un átomo de oxígeno mediante un doble enlace.

Se diferencian en la ubicación del grupo funcional:

En los aldehídos el grupo carbonilo se encuentra en un átomo de carbono primario, o, dicho en otros términos: en el extremo de la cadena principal. En la figura: R indica grupo alquilo (cadena formada por átomos de carbono e hidrógeno).
En las cetonas, el carbono del grupo funcional carbonilo es un átomo de carbono secundario y por lo tanto está unido a otros 2 átomos de carbono (nuevamente: las letras R y R' representan a los grupos alquilos que correspondan).

La fórmula general de los aldehídos y cetonas es C_nH_2nO siendo n la cantidad de átomos de carbono.

Nota: para las cetonas n es igual o mayor que 3.

Los aldehídos y cetonas se nombran empleando los prefijos utilizados en hidrocarburos (1C: met; 2C: et; 3C: prop; 4C: but; 5C: pent; 6C: hexa; 7C: hept; 8C: oct…) y aplicando reglas similares cuando hay ramificaciones que se nombran primero.

Para los aldehídos se emplea la terminación al (también algunos se conocen por otros nombres). Los primeros 4 aldehídos con sus fórmulas moleculares (o global) y sus fórmulas desarrolladas son: 

La imagen siguiente nos ejemplifica el hecho de que los aldehídos presentan isomería de cadena: 

Ambos aldehídos tienen la misma fórmula molecular y diferente cantidad de C en la cadena principal (la de la izquierda es de 6 C y la otra es de 5 C) y en consecuencia son isómeros de cadena.

Nota: se muestra una fórmula semidesarrollada en el caso del 3-metilpentanal.

Para las cetonas se emplea la terminación ona. Las primeras 4 cetonas con sus fórmulas moleculares y sus fórmulas semidesarrolladas son: 

La imagen precedente nos muestra que las cetonas poseen isomería de posición: son ejemplo de ello la 2-pentanona y la 3-pentanona (ambas tienen la misma fórmula molecular y difieren en la posición del grupo funcional carbonilo que se ubica en los C2 y C3 respectivamente).

Las cetonas también presentan isomería de cadena como lo ilustra la imagen siguiente:

Las 3 estructuras de cetonas mostradas presentan la misma fórmula global, C₈H₁₆O, y difieren en la cantidad de carbonos en la cadena principal y por lo mismo son isómeros de cadena.

Los aldehídos y cetonas de igual fórmula molecular son isómeros de compensación de función. Esta isomería se da cuando varía la posición de un heteroátomo perteneciente a la cadena carbonada. En este caso el heteroátomo es el oxígeno, O, que forma el grupo carbonilo.

Por ejemplo: propanal y propanona tienen fórmula global C₃H₆0 y son isómeros de compensación de función; algo similar ocurre entre el pentanal y la 2-pentanona (ambos tienen la fórmula molecular C₅H₁₀0). 

 

ALCOHOLES. FORMULACIÓN, NOMENCLATURA Y ALGUNAS PROPIEDADES.

Los alcoholes, son sustancias química comunes, de variados usos (etanol como bactericida; 2-propanol como antiséptico empleado en limpieza de lentes de cámaras fotográficas entre otros; el metanol entre otros usos es empleado como aditivo para gasolina y como combustible; etc.) y los encontramos en diferentes productos comerciales como lo ilustra la imagen extraída del libro: “QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL” Novena edición. De: Brown; Le May; Bursten. Editorial: Pearson Prentice Hall. Año 2004.

Desde el punto de vista estructural los alcoholes son compuestos orgánicos, derivados de hidrocarburos  en los cuales se ha remplazado un hidrógeno por un grupo funcional hidroxilo: OH, unido covalentemente a un átomo de C. La fórmula general es: C_nH_(2n+2)O siendo n la cantidad de C.

Para nombrarlos se emplean las reglas generales aplicadas en alcanos: los prefijos según la cantidad de C para la cadena principal (1C: met; 2C: et; 3C: prop; 4C: but; 5C: pent; 6C: hexa; 7C: hept; 8C: oct…); se utiliza la terminación ol (agregando la letra l al final del nombre del alcano correspondiente); cuando corresponde se indica  mediante un prefijo numérico la ubicación del grupo funcional y la ramificación en caso de tenerla. La imagen nos muestra un ejemplo de cada caso: 

Notas:

1) Dado que la ramificación metil en el compuesto anterior sólo puede estar en el C 2 no es necesario indicar su ubicación. Por tanto el nombre se puede simplificar a: metil-2-propanol

2) El C N°1 siempre es el del extremo más cercano al grupo funcional OH.

Algunos alcoholes se conocen por nombres formados por la palabra  alcohol seguida del prefijo con la terminación ílico. Ejemplos: 

Los átomos de C pueden ser: primarios (unidos a 1 átomo de C);  secundarios (unidos a 2 átomos de C) y terciarios (unidos a 3 átomos de C). En función de lo anterior, los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios. 

La imagen adjunta en la parte superior nos ilustra los tipos de C (R representan cadenas hidrocarbonadas que pueden ser iguales o diferentes) y en la parte inferior las estructuras del etanol, 2-propanol y metil-2-propanol, alcoholes primario, secundario y terciario respectivamente.

Los alcoholes presentan: isomería de cadena (cuando tienen 4 o más átomos de C) e isomería de posición (cuando tienen 3 o más átomos de C).

Las tres estructuras mostradas presentan la fórmula global (o molecular): C₄H₁₀O. Los compuestos 1-butanol y 2-butanol son isómeros de posición porque el grupo funcional OH está ubicado en diferentes C y la cadena principal en ambos casos es igual (4C). En cambio: el 2-butanol y metil-2-propanol difieren en la longitud de la cadena principal (4 y 3 C respectivamente) por lo que ambos compuestos son isómeros de cadena.

En general a temperatura ambiente los alcoholes están en estado líquido, son incoloros, presentan olores característicos y son inflamables.

El grupo funcional hidroxilo, OH, es polar y puede formar enlaces por puentes de hidrógeno; entonces los alcoholes son muchos más solubles que los hidrocarburos en disolventes polares como por ejemplo el agua. 

Además, la polaridad del enlace con el OH hace que las fuerzas de atracción entre sus moléculas sean mayores que en los alcanos y en consecuencia tienen puntos de ebullición y de fusión más altos que sus “progenitores” (alcanos de igual cantidad de átomos de carbono).

El metanol, el alcohol más sencillo, muy tóxico, se conoce como “alcohol de madera” dado que antiguamente se preparaba por destilación seca de la madera. Actualmente se obtiene a gran escala mediante calentamiento a altas temperaturas y presiones y en presencia de un óxido metálico como catalizador según la ecuación:

CO_(g) + 2H_2(g) → CH₃OH_(g).

El etanol, el alcohol más conocido, es un producto de la fermentación de carbohidratos como el azúcar y el almidón. En condiciones anaeróbicas, ausencia de oxígeno, las levaduras (y otros cultivos bacterianos) convierten a los carbohidratos en etanol y CO₂, en el proceso se libera energía que los microorganismos utilizan para su crecimiento y otras funciones: 

La reacción precedente se emplea en condiciones controladas para producir cerveza, vino y otras bebidas que contienen etanol como ingrediente principal.

Por otro lado el etanol se prepara de manera comercial mediante la reacción del etileno (eteno) con agua en presencia de ácido sulfúrico (H₂SO₄)  y a unos 280°C y 300 atm: CH₂=CH_2(g) + H₂O_(g) → CH₃CH₂OH_(g)

Los alcoholes primarios se oxidan fácilmente, los secundarios lo hacen lentamente mientras que los alcoholes  terciarios no se oxidan.

Por otro lado los alcoholes son ácidos muy débiles, no reaccionan con base fuertes como el hidróxido de sodio y al reaccionar con metales alcalinos producen hidrógeno y metóxido de sodio (en el ejemplo mostrado): 

2CH₃OH + 2Na → 2CH₃ONa + H₂

 

 

COMBUSTIÓN: TIPOS Y BALANCEO DE ECUACIÓN DE COMBUSTIÓN COMPLETA

Una combustión es un ejemplo de un cambio químico en el cual se produce llama y libera energía en forma de calor (reacción exotérmica) y por lo general uno de los reactivos es el oxígeno molecular, O₂ (que a temperatura ambiente está en estado gaseoso).

La figura nos muestra la combustión del gas propano, C₃H₈, un hidrocarburo utilizado para cocinar y para calefacción en hogares, que al reaccionar con suficiente O₂ gaseoso produce una llama azul y CO₂ y H₂O en estado gaseoso como productos.

Nota: un hidrocarburo es un compuesto que sólo contiene carbono, C e hidrógeno, H, y será el reactivo que junto al oxígeno molecular participa en la reacción química de combustión que priorizaremos.

Por otro lado según la cantidad de O₂ que interviene en la reacción (y las condiciones a las que ésta ocurre), a grandes rasgos podemos distinguir dos tipos de combustión:

1) Combustión completa: ocurre con suficiente O₂ y los productos obtenidos siempre son dióxido de carbono, CO₂, y agua, H₂O.

Aclaración: vale la pena resaltar que lo mismo sucede para derivados de hidrocarburos que contienen oxígeno (por ejemplo: la combustión completa de alcoholes, glucosa,... siempre dará como productos CO₂ y H₂O).

2) Combustión incompleta: ocurre cuando no hay O₂ suficiente y además de CO₂ y H₂O se produce monóxido de carbono, CO, partículas finas de carbono (C(s),hollín)...

Ecuación de combustión completa.

Recordemos que un cambio químico lo podemos representar mediante una ecuación química que incluye las sustancias participantes en la reacción química representadas por sus fórmulas químicas: los reactivos ubicados a la izquierda de la ecuación y los productos (es decir lo que se forma) a la derecha de la misma.

Dado que se cumple la ley de conservación de la masa, Ley de Lavoisier (que implica la conservación del elemento químico), la ecuación se debe balancear.

El balanceo de una ecuación puede hacerse al tanteo o siguiendo algún método.

En las reacciones de combustión completa de un hidrocarburo para balancearlas se aplica un método que es relativamente sencillo.

Describiremos el método a través del ejemplo de la combustión completa del propano, C₃H₈.

Ecuación química sin balancear:

C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Nota: para simplificar no se escriben en la ecuación los estados en la cual se encuentran las sustancias participantes.

Balanceo de la ecuación: método o pasos.

Primero se balancean los C.

Contamos la cantidad de carbonos de cada lado de la reacción.

Vemos: que del lado de los reactivos hay 3 C y del lado de los productos hay sólo 1 C. Por lo tanto debemos colocar el número 3 delante de la fórmula química del CO₂ y de esa forma tenemos la misma cantidad de C de cada lado de la reacción.

Por ahora la ecuación va quedando:

C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + H₂O

En segundo lugar se balancean los H.

Observamos que del lado de los reactivos hay 8 H y del lado de los productos hay 2. Por lo tanto debemos colocar un 4 delante del H₂O para tener la misma cantidad de H (4x2=8).

La ecuación química ahora es:

C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

En tercer lugar se balancea el O.

Igualamos los O recordando que al contarlos debemos tener en cuenta los números que ya colocamos. Asi: del lado de los reactivos tenemos 2 O. Del lado de los productos tenemos: 3x2 (los del CO₂) + 4x1 (los del H₂O).

O sea que en total tenemos: 6 + 4= 10 O del lado de los productos. En consecuencia debemos colocar el número 5 delante de la fórmula del O₂ para tener la misma cantidad de O en ambos miembros de la ecuación (5x2=10).

Así llegamos a la ecuación balanceada:

C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Notas:

1) Los números que hay que usar en la ecuación siempre se colocan delante de las fórmulas químicas de las sustancias (nunca en otra parte: porque si no se transformaría la fórmula de la sustancia y dejaría de ser tal)

2) Los números delante de las fórmulas químicas de las sustancias se llaman coeficientes estequiométricos. En este caso son: 1, 5, 3 y 4 para el C₃H₈, el O₂ , el CO₂ y el H₂O respectivamente.

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.