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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Simbolizar la composición de las moléculas mediante fórmulas moleculares y fórmulas empíricas.
  • Representar la disposición de los enlaces de los átomos en las moléculas mediante fórmulas estructurales.
  • Definir la cantidad unidad molar y la cantidad relacionada número de Avogadro.
  • Explicar la relación entre la masa, los moles y el número de átomos o moléculas y realizar cálculos que deriven estas cantidades entre sí.

Fórmulas moleculares y empíricas

Una fórmula molecular es una representación de una molécula que utiliza símbolos químicos para indicar los tipos de átomos seguidos de subíndices a fin de mostrar el número de átomos de cada tipo en la molécula. (Solo se utiliza un subíndice cuando hay más de un átomo de un tipo determinado). Las fórmulas moleculares también se utilizan como abreviaturas de los nombres de los compuestos.

La fórmula estructural de un compuesto proporciona la misma información que su fórmula molecular (los tipos y números de átomos de la molécula), pero también muestra cómo están conectados los átomos en la molécula. La fórmula estructural del metano contiene símbolos para un átomo de C y cuatro átomos de H, indicando el número de átomos de la molécula (Figura 2.16). Las líneas representan los enlaces que mantienen unidos los átomos. (Un enlace químico es una atracción entre átomos o iones que los mantiene unidos en una molécula o un cristal). Más adelante hablaremos de los enlaces químicos y veremos cómo predecir la disposición de los átomos en una molécula. Por ahora, basta con saber que las líneas son una indicación de cómo están conectados los átomos en una molécula. Un modelo de barras y esferas muestra la disposición geométrica de los átomos con tamaños atómicos no a escala, y un modelo de espacio lleno muestra los tamaños relativos de los átomos.

La figura A muestra el CH subíndice 4. La figura B muestra un átomo de carbono que está enlazado a cuatro átomos de hidrógeno en ángulo recto: uno arriba, otro a la izquierda, otro a la derecha y otro abajo. La figura C muestra un modelo tridimensional de barras y esferas del átomo de carbono unido a cuatro átomos de hidrógeno. La figura D muestra un modelo de espacio lleno de un átomo de carbono con átomos de hidrógeno parcialmente incrustados en la superficie del átomo de carbono.
Figura 2.16 Una molécula de metano puede representarse como (a) una fórmula molecular, (b) una fórmula estructural, (c) un modelo de barras y esferas, y (d) un modelo de espacio lleno. Los átomos de carbono e hidrógeno están representados por esferas negras y blancas, respectivamente.

Aunque muchos elementos están formados por átomos individuales, algunos existen como moléculas formadas por dos o más átomos del elemento unidos químicamente. Por ejemplo, la mayoría de las muestras de los elementos hidrógeno, oxígeno y nitrógeno están compuestas por moléculas que contienen dos átomos cada una (llamadas moléculas diatómicas) y, por tanto, tienen las fórmulas moleculares H2, O2, y N2, respectivamente. Otros elementos que suelen encontrarse como moléculas diatómicas son el flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), y el yodo (I2). La forma más común del elemento azufre está compuesta por moléculas que constan de ocho átomos de azufre; su fórmula molecular es S8 (Figura 2.17).

La figura A muestra ocho átomos de azufre, simbolizados con la letra S, que están enlazados entre sí para formar un octágono. La figura B muestra un modelo tridimensional de barras y esferas de la disposición de los átomos de azufre. Está claro que la forma no es octogonal como se representa en la fórmula estructural. La figura C es un modelo de espacio lleno que muestra que cada átomo de azufre está parcialmente incrustado en el átomo de azufre al que se enlaza.
Figura 2.17 Una molécula de azufre está compuesta por ocho átomos de azufre y, por tanto, se escribe S8. Puede representarse como (a) una fórmula estructural, (b) un modelo de barras y esferas, y (c) un modelo de espacio lleno. Los átomos de azufre están representados por esferas amarillas.

Es importante tener en cuenta que un subíndice a continuación de un símbolo y un número delante de un símbolo no representan lo mismo; por ejemplo, H2 y 2H representan especies claramente diferentes. H2 es una fórmula molecular; representa una molécula diatómica de hidrógeno, formada por dos átomos del elemento que están químicamente enlazados. La expresión 2H, en cambio, indica dos átomos de hidrógeno separados que no están combinados como una unidad. La expresión 2H2 representa dos moléculas de hidrógeno diatómico (Figura 2.18).

Esta figura muestra cuatro diagramas. El diagrama para el H muestra una sola esfera blanca y está marcado como un átomo de H. El diagrama de 2 H muestra dos esferas blancas que no están enlazadas. Está marcado como átomos de 2 H. El diagrama de H subíndice 2 muestra dos esferas blancas enlazadas. Se marca como una molécula de H subíndice 2. El diagrama para 2 H subíndice 2 muestra dos conjuntos de esferas blancas enlazadas. Está marcado como moléculas de 2 H subíndice 2.
Figura 2.18 Los símbolos H, 2H, H2, y 2H2 representan entidades muy diferentes.

Los compuestos se forman cuando dos o más elementos se combinan químicamente, dando lugar a la formación de enlaces. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden reaccionar para formar agua, y el sodio y el cloro pueden reaccionar para formar sal de mesa. A veces describimos la composición de estos compuestos con una fórmula empírica, que indica los tipos de átomos presentes y la relación numérica más sencilla del número de átomos (o iones) del compuesto. Por ejemplo, el dióxido de titanio (utilizado como pigmento en la pintura blanca y en los protectores solares de tipo blanco y espeso) tiene una fórmula empírica de TiO2. Esto identifica los elementos titanio (Ti) y oxígeno (O) como constituyentes del dióxido de titanio, e indica la presencia del doble de átomos del elemento oxígeno que de átomos del elemento titanio (Figura 2.19).

La figura A muestra una foto de una persona aplicándose bronceador en la parte inferior de la pierna. La figura B muestra un modelo tridimensional de barras y esferas de la molécula de dióxido de titanio, que implica un complicado engranaje de muchos átomos de titanio y oxígeno. Los átomos de titanio de la molécula se muestran como esferas plateadas y los átomos de oxígeno como esferas rojas. Hay el doble de átomos de oxígeno que de titanio en la molécula.
Figura 2.19 (a) El compuesto blanco dióxido de titanio proporciona una protección eficaz contra el sol. (b) Un cristal de dióxido de titanio, TiO2, contiene titanio y oxígeno en una relación de 1 a 2. Los átomos de titanio son grises y los de oxígeno son rojos (créditos a: modificación del trabajo de "osseous"/Flickr).

Como se ha comentado anteriormente, podemos describir un compuesto con una fórmula molecular, en la que los subíndices indican el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto. En muchos casos, la fórmula molecular de una sustancia se deriva de la determinación experimental tanto de su fórmula empírica como de su masa molecular (la suma de las masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula). Por ejemplo, se puede determinar experimentalmente que el benceno contiene dos elementos, carbono (C) e hidrógeno (H), y que por cada átomo de carbono en el benceno hay un átomo de hidrógeno. Así, la fórmula empírica es CH. Una determinación experimental de la masa molecular revela que una molécula de benceno contiene seis átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que la fórmula molecular del benceno es C6H6 (Figura 2.20).

La figura A muestra que el benceno está compuesto por seis carbonos con forma de hexágono. Cualquier otro enlace entre los átomos de carbono es un doble enlace. Cada carbono tiene también un único átomo de hidrógeno enlazado. La figura B muestra un dibujo tridimensional de barras y esferas del benceno. Los seis átomos de carbono son esferas negras, mientras que los seis átomos de hidrógeno son esferas blancas más pequeñas. La figura C es un modelo de espacio lleno del benceno que muestra que la mayor parte del espacio interior está ocupado por los átomos de carbono. Los átomos de hidrógeno están incrustados en la superficie exterior de los átomos de carbono. La figura d muestra un pequeño vial lleno de benceno que parece ser transparente.
Figura 2.20 El benceno, C6H6, se produce durante el refinado del petróleo y tiene muchos usos industriales. Una molécula de benceno puede representarse como (a) una fórmula estructural, (b) un modelo de barras y esferas, y (c) un modelo de espacio lleno. (d) El benceno es un líquido transparente (créditos d: modificación del trabajo de Sahar Atwa).

Si conocemos la fórmula de un compuesto, podemos determinar fácilmente la fórmula empírica. (Este es un ejercicio un tanto académico; en la práctica se suele seguir la cronología inversa). Por ejemplo, la fórmula molecular del ácido acético, el componente que da al vinagre su sabor fuerte, es C2H4O2. Esta fórmula indica que una molécula de ácido acético (Figura 2.21) contiene dos átomos de carbono, cuatro de hidrógeno y dos de oxígeno. La relación de átomos es de 2:4:2. Al dividir entre el mínimo común denominador (2) se obtiene la relación más sencilla de números enteros de átomos, 1:2:1, por lo que la fórmula empírica es CH2O. Tome en cuenta que una fórmula molecular es siempre un múltiplo entero de una fórmula empírica.

La figura A muestra una jarra de vinagre blanco destilado. La figura B muestra la fórmula estructural del ácido acético, que contiene dos átomos de carbono unidos por un enlace simple. El átomo de carbono izquierdo forma enlaces simples con tres átomos de hidrógeno. El átomo de carbono derecho forma un doble enlace con un átomo de oxígeno. El átomo de carbono derecho también forma un enlace simple con un átomo de oxígeno. Este oxígeno forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno. La figura C muestra un modelo tridimensional de barras y esferas del ácido acético.
Figura 2.21 (a) El vinagre contiene ácido acético, C2H4O2, cuya fórmula empírica es CH2O. Puede representarse como (b) una fórmula estructural y (c) como un modelo de barras y esferas (créditos a: modificación del trabajo de "HomeSpot HQ"/Flickr).

Ejemplo 2.6

Fórmulas empíricas y moleculares

Las moléculas de glucosa (azúcar en la sangre) contienen 6 átomos de carbono, 12 de hidrógeno y 6 de oxígeno. ¿Cuáles son las fórmulas molecular y empírica de la glucosa?

Solución

La fórmula molecular es C6H12O6 porque una molécula contiene realmente 6 átomos de C, 12 de H y 6 de O. La relación numérica más sencilla entre los átomos de C, H y O en la glucosa es de 1:2:1, por lo que la fórmula empírica es CH2.

Compruebe lo aprendido

Una molécula de metaldehído (un pesticida utilizado para caracoles y babosas) contiene 8 átomos de carbono, 16 átomos de hidrógeno y 4 átomos de oxígeno. ¿Cuáles son las fórmulas molecular y empírica del metaldehído?

Respuesta:

Fórmula molecular, C8H16O4; fórmula empírica, C2H4O

Retrato de un químico

Lee Cronin

¿Qué es lo que hacen los químicos? Según Lee Cronin (Figura 2.22), los químicos fabrican moléculas muy complicadas "troceando" moléculas pequeñas y haciendo "ingeniería inversa" con ellas. Se pregunta si podríamos "hacer un juego de química universal realmente genial" mediante lo que él llama "app-ing” (aplicar) química. ¿Podríamos "aplicar" la química?

En una charla TED de 2012, Lee describe una posibilidad fascinante: combinar una colección de "tintas" químicas con una impresora 3D capaz de fabricar un aparato de reacción (diminutos tubos de ensayo, vasos de precipitados y similares) para conformar una "caja de herramientas universal de la química”. Este conjunto de herramientas podría utilizarse para crear fármacos a medida para luchar contra una nueva superbacteria o para "imprimir" medicamentos configurados personalmente según la composición genética, el ambiente y la situación de salud de las personas. Dice Cronin: "Lo que Apple hizo por la música, me gustaría hacerlo por el descubrimiento y la distribución de medicamentos con receta”.2 Vea su charla completa en el sitio web de TED.

Foto del químico Lee Cronin.
Figura 2.22 El químico Lee Cronin ha sido nombrado uno de los 10 científicos más inspiradores del Reino Unido. Lee, el catedrático más joven de la Universidad de Glasgow, dirige un gran grupo de investigación, colabora con muchos científicos de todo el mundo, ha publicado más de 250 artículos en las mejores revistas científicas y ha dado más de 150 charlas como invitado. Sus investigaciones se centran en los sistemas químicos complejos y su potencial para transformar la tecnología, pero también se ramifican en la nanociencia, los combustibles solares, la biología sintética e incluso la vida y la evolución artificiales (créditos: imagen cortesía de Lee Cronin).

Es importante tener en cuenta que es posible que los mismos átomos estén dispuestos de diferentes maneras: Los compuestos con la misma fórmula molecular pueden tener diferentes enlaces entre átomos y, por tanto, diferentes estructuras. Por ejemplo, ¿podría haber otro compuesto con la misma fórmula que el ácido acético, C2H4O2? Y si es así, ¿cuál sería la estructura de sus moléculas?

Si predice que podría existir otro compuesto con la fórmula C2H4O2, entonces ha demostrado una buena perspicacia química y está en lo cierto. Dos átomos de C, cuatro átomos de H y dos átomos de O también pueden disponerse para formar un formiato de metilo, que se utiliza en la fabricación, como insecticida y para acabados de secado rápido. Las moléculas de formiato de metilo tienen uno de los átomos de oxígeno entre los dos átomos de carbono, lo que difiere de la disposición de las moléculas de ácido acético. El ácido acético y el formiato de metilo son ejemplos de isómeros, es decir, compuestos con la misma fórmula química, pero con estructuras moleculares diferentes (Figura 2.23). Observe que esta pequeña diferencia en la disposición de los átomos tiene un efecto importante en sus respectivas propiedades químicas. Desde luego, no querrá utilizar una solución de formiato de metilo como sustituto de una solución de ácido acético (vinagre) cuando prepare un aliño para la ensalada.

La figura A muestra un diagrama estructural del ácido acético, C subíndice 2 H subíndice 4 O subíndice 2. El ácido acético contiene dos átomos de carbono unidos por un enlace simple. El átomo de carbono izquierdo forma enlaces simples con tres átomos de hidrógeno. El carbono de la derecha forma un doble enlace con un átomo de oxígeno. El átomo de carbono derecho también forma un enlace simple con un átomo de oxígeno que forma un enlace simple con un átomo de hidrógeno. La figura B muestra un diagrama estructural del formiato de metilo, C subíndice 2 H subíndice 4 O subíndice 2. Esta molécula contiene un átomo de carbono que forma enlaces simples con tres átomos de hidrógeno y un enlace simple con un átomo de oxígeno. El átomo de oxígeno forma un enlace simple con otro átomo de carbono que forma un doble enlace con otro átomo de oxígeno y un enlace simple con un átomo de hidrógeno.
Figura 2.23 Las moléculas de (a) ácido acético y de formiato de metilo (b) son isómeros estructurales; tienen la misma fórmula (C2H4O2), pero diferentes estructuras (y, por lo tanto, diferentes propiedades químicas).

Existen muchos tipos de isómeros (Figura 2.24). El ácido acético y el formiato de metilo son isómeros estructurales, compuestos en los que las moléculas difieren en la forma en que los átomos están conectados entre sí. También hay varios tipos de isómeros espaciales, en los que las orientaciones relativas de los átomos en el espacio pueden ser diferentes. Por ejemplo, el compuesto carvona (que se encuentra en las semillas de alcaravea, la menta verde y las cáscaras de mandarina) consta de dos isómeros que son imágenes especulares entre sí. La S-(+)-carvona huele a alcaravea, y la R-(-)-carvona huele a menta verde.

La parte superior izquierda de esta figura de 2 filas y 4 columnas muestra un diagrama estructural de la carvona positiva, C subíndice 10 H subíndice 14 O. Esta molécula tiene un átomo de carbono que forma un doble enlace con un grupo C H subíndice 2 y un grupo C H subíndice 3. El átomo de carbono también forma un enlace simple con otro átomo de carbono que forma parte de un anillo. Este átomo de carbono, al formar parte del anillo, forma enlaces simples con un átomo de hidrógeno, un grupo C H subíndice 2 y un grupo C H subíndice 2. El primer grupo C H subíndice dos forma un enlace simple con el C H que forma un doble enlace con un átomo de carbono. Este átomo de carbono forma un enlace simple con un grupo C H subíndice 3. El átomo de carbono que forma parte del anillo forma un enlace simple con un átomo de carbono que forma un doble enlace con un átomo de oxígeno y un enlace simple con un grupo C H subíndice 2 para completar el anillo. Debajo del diagrama estructural de la carvona hay una foto de las semillas de alcaravea. La columna 2 contiene representaciones idénticas de barras y esferas del diagrama estructural en la posición superior izquierda. En la parte superior derecha de cada una de estas imágenes aparece la letra "S" y hay una flecha que apunta hacia abajo desde la imagen superior a la inferior. Las columnas 3 y 4 son representaciones de carvonas negativas. La fila superior de la tercera columna muestra una imagen reflejada de la estructura de barras y esferas a su izquierda, reflejada a través del eje y. Hay una flecha que apunta hacia abajo en la imagen de abajo, que es la misma estructura girada 180 grados en sentido contrario a las agujas del reloj. Las dos imágenes de la columna 3 tienen una "R" en la esquina superior derecha. La imagen de la primera fila de la columna 4 es la misma que la estructura de Lewis de la primera fila de la columna 1, reflejada en el eje y. Debajo de este diagrama estructural de carvona negativa hay una foto de hojas de menta.
Figura 2.24 Las moléculas de carvona son isómeros espaciales; solo difieren en las orientaciones relativas de los átomos en el espacio (créditos inferior izquierdo: modificación de la obra de "Miansari66"/Wikimedia Commons; créditos inferior derecho: modificación de la obra de Forest & Kim Starr).

El mol

La identidad de una sustancia se define no solo por los tipos de átomos o iones que contiene, sino por la cantidad de cada tipo de átomo o ion. Por ejemplo, el agua, H2O, y el peróxido de hidrógeno, H2O2, se parecen en que sus respectivas moléculas están compuestas por átomos de hidrógeno y oxígeno. Sin embargo, como una molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de oxígeno, a diferencia de la molécula de agua, que solo tiene uno, las dos sustancias presentan propiedades muy diferentes. Hoy en día disponemos de sofisticados instrumentos que permiten la medición directa de estos rasgos microscópicos definitorios; sin embargo, esos rasgos se derivaban originalmente de la medición de las propiedades macroscópicas (las masas y los volúmenes de las cantidades de materia a granel) utilizando herramientas relativamente sencillas (balanzas y cristalería volumétrica). Este enfoque experimental requirió la introducción de una nueva unidad para la cantidad de sustancias, el mol, que sigue siendo indispensable en la ciencia química moderna.

El mol es una unidad de cantidad similar a las unidades familiares como el par, la docena, el bruto, etc. Proporciona una medida específica del número de átomos o moléculas en una muestra de materia. Una de las connotaciones latinas de la palabra "mol" es "gran masa" o “gran cantidad", lo que coincide con su uso como nombre de esta unidad. El mol proporciona un vínculo entre una propiedad macroscópica fácil de medir, la masa aparente, y una propiedad fundamental extremadamente importante, el número de átomos, moléculas, etc. Un mol de sustancia es la cantidad en la que hay 6,02214076 × 1023 entidades discretas (átomos o moléculas). Este gran número es una constante fundamental conocida como número de Avogadro (NA) o constante de Avogadro en honor al científico italiano Amedeo Avogadro. Esta constante se indica correctamente con una unidad explícita de "por mol", siendo una versión convenientemente redondeada 6,022 ×× 1023/mol.

De acuerdo con su definición como unidad de cantidad, 1 mol de cualquier elemento contiene el mismo número de átomos que 1 mol de cualquier otro elemento. Sin embargo, las masas de 1 mol de diferentes elementos son diferentes, ya que las masas de los átomos individuales son drásticamente diferentes. La masa molar de un elemento (o compuesto) es la masa en gramos de 1 mol de esa sustancia, propiedad que se expresa en unidades de gramos por mol (g/mol) (vea la Figura 2.25).

Esta figura contiene ocho sustancias diferentes mostradas en círculos blancos. La cantidad de cada sustancia es visiblemente diferente.
Figura 2.25 Cada muestra contiene 6,022 × × 1023 átomos -1,00 mol de átomos. De izquierda a derecha (fila superior): 65,4 g de zinc, 12,0 g de carbono, 24,3 g de magnesio y 63,5 g de cobre. De izquierda a derecha (fila inferior): 32,1 g de azufre, 28,1 g de silicio, 207 g de plomo y 118,7 g de estaño (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott).

La masa molar de cualquier sustancia equivale numéricamente a su peso atómico o de fórmula en u. Según la definición de uma, un solo átomo 12C pesa 12 uma (su masa atómica es de 12 uma). Un mol de átomos de 12C pesa 12 g (su masa molar es 12 g/mol). Esta relación es válida para todos los elementos, ya que sus masas atómicas se miden en relación con la de la sustancia de referencia uma, 12C. Ampliando este principio, la masa molar de un compuesto en gramos es igualmente equivalente numéricamente a su fórmula de masa en u (Figura 2.26).

Esta foto muestra dos viales llenos de un líquido incoloro. También muestra dos cuencos: uno lleno de un polvo blanquecino y otro lleno de un polvo rojo brillante.
Figura 2.26 Cada muestra contiene 6,02 × × 1023 moléculas o unidades de fórmula-1,00 mol del compuesto o elemento. En el sentido de las agujas del reloj desde la parte superior izquierda: 130,2 g de C8H17OH (1-octanol, fórmula de masa 130,2 u), 454,4 g de HgI2 (yoduro de mercurio(II), fórmula de masa 454,4 u), 32,0 g de CH3OH (metanol, fórmula de masa 32,0 u) y 256,5 g de S8 (azufre, fórmula de masa 256,5 u) (créditos: Sahar Atwa).
Elemento Masa atómica (uma) promedio Masa molar (g/mol) Átomos/Mol
C 12,01 12,01 6,022 ×× 1023
H 1,008 1,008 6,022 ×× 1023
O 16,00 16,00 6,022 ×× 1023
Na 22,99 22,99 6,022 ×× 1023
Cl 35,45 35,45 6,022 ×× 1023

Aunque la masa atómica y la masa molar son numéricamente equivalentes, hay que tener en cuenta que son enormemente diferentes en términos de escala, como lo representa la gran diferencia en las magnitudes de sus respectivas unidades (u frente a g). Para apreciar la enormidad del mol, considere una pequeña gota de agua que pesa aproximadamente 0,03 g (vea la Figura 2.27). Aunque esto representa solo una pequeña fracción de 1 mol de agua (~18 g), contiene más moléculas de agua de las que se pueden imaginar claramente. Si las moléculas se distribuyeran por igual entre los aproximadamente siete mil millones de habitantes de la Tierra, cada persona recibiría más de 100 mil millones de moléculas.

Se muestra un primer plano de una gota de agua en una hoja. La gota de agua no es perfectamente esférica.
Figura 2.27 El número de moléculas en una sola gota de agua es aproximadamente 100.000 millones de veces mayor que el número de personas en la Tierra (créditos: "tanakawho"/Wikimedia commons).

Las relaciones entre la masa de la fórmula, el mol y el número de Avogadro pueden aplicarse para calcular diversas cantidades que describen la composición de las sustancias y los compuestos. Por ejemplo, si conocemos la masa y la composición química de una sustancia, podemos determinar el número de moles y calcular el número de átomos o moléculas de la muestra. Asimismo, si conocemos el número de moles de una sustancia, podemos deducir el número de átomos o moléculas y calcular la masa de la sustancia.

Ejemplo 2.7

Derivación de los moles a partir de los gramos de un elemento

Según las normas nutricionales del Departamento de Agricultura de los EE. UU., la necesidad media estimada de potasio en la dieta es de 4,7 g. ¿Cuál es la necesidad media estimada de potasio en moles?

Solución

Se proporciona la masa de K y se solicita la cantidad correspondiente de K en moles. En la tabla periódica, la masa atómica del K es de 39,10 u, por lo que su masa molar es de 39,10 g/mol. La masa dada de K (4,7 g) es un poco más de una décima parte de la masa molar (39,10 g), por lo que una estimación razonable del número de moles sería ligeramente superior a 0,1 mol.

La cantidad molar de una sustancia puede calcularse dividiendo su masa (g) entre su masa molar (g/mol):

Se muestra un diagrama de dos recuadros conectados por una flecha hacia la derecha. El recuadro de la izquierda contiene la frase "Masa de átomos de K ( g )" mientras que el de la derecha contiene la frase "Moles de átomos de K ( mol )”. Hay una frase debajo de la flecha que dice: "Dividir entre la masa molar (g / mol)”.

El método de factores de conversión admite este enfoque matemático, ya que la unidad "g" se cancela y la respuesta tiene unidades de “mol”.

4,7gK( mol K39,10g K)=0,12mol K4,7gK( mol K39,10g K)=0,12mol K

La magnitud calculada (0,12 mol K) es coherente con nuestra expectativa aproximada, ya que es un poco mayor que 0,1 mol.

Compruebe lo aprendido

El berilio es un metal ligero que se utiliza para fabricar ventanas transparentes de rayos X para instrumentos de imagen médica. ¿Cuántos moles de Be hay en una ventana de lámina delgada que pesa 3,24 g?

Respuesta:

0,360 mol

Ejemplo 2.8

Calcular los gramos a partir de los moles de un elemento

Un litro de aire contiene 9,2 ×× 10-4 mol de argón. ¿Cuál es la masa de Ar en un litro de aire?

Solución

Se proporciona la cantidad molar de Ar y debe utilizarse para calcular la masa correspondiente en gramos. Como la cantidad de Ar es inferior a 1 mol, la masa será inferior a la masa de 1 mol de Ar, aproximadamente 40 g. La cantidad molar es aproximadamente una milésima (~10-3) de un mol, por lo que la masa correspondiente debería ser aproximadamente una milésima de la masa molar (~0,04 g): Se muestra un diagrama de dos recuadros conectados por una flecha hacia la derecha. El recuadro de la izquierda contiene la frase "Moles de átomos de Ar (mol)" mientras que el de la derecha contiene la frase "Masa de átomos de Ar (g)”. Hay una frase debajo de la flecha que dice "Multiplicar por la masa molar (g/mol)”.

En este caso, la lógica dicta (y el método de factores de conversión apoya) multiplicar la cantidad proporcionada (mol) por la masa molar (g/mol):

9,2×10-4 molAr( 39,95g de ArmolAr )=0,037g de Ar9,2×10-4 molAr( 39,95g de ArmolAr )=0,037g de Ar

El resultado está de acuerdo con nuestras expectativas, alrededor de 0,04 g de Ar.

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es la masa de 2,561 mol de oro?

Respuesta:

504,4 g

Ejemplo 2.9

Calcular el número de átomos a partir de la masa de un elemento

El cobre se utiliza habitualmente para fabricar cables eléctricos (Figura 2.28). ¿Cuántos átomos de cobre hay en 5,00 g de alambre de cobre?
Se muestra una foto en primer plano de una bobina de alambre de cobre.
Figura 2.28 El alambre de cobre está compuesto por muchos, muchos átomos de Cu (créditos: Emilian Robert Vicol).

Solución

El número de átomos de Cu en el alambre puede derivarse convenientemente de su masa mediante un cálculo de dos pasos: primero se calcula la cantidad molar de Cu y luego se utiliza el número de Avogadro (NA) para convertir esta cantidad molar en número de átomos de Cu: Se muestra un diagrama de tres recuadros conectados por una flecha hacia la derecha entre cada uno. El recuadro de la izquierda contiene la frase "Masa de átomos de C u ( g )", el del medio dice "Moles de átomos de C u ( mol )", mientras que el de la derecha contiene la frase "Número de átomos de C u”. Hay una frase bajo la flecha de la izquierda que dice "Dividir entre la masa molar (g / mol)", y bajo la flecha de la derecha dice: "Multiplicar por el número de Avogadro ( mol superíndice uno negativo)”.

Teniendo en cuenta que la masa de la muestra proporcionada (5,00 g) es un poco menos de una décima parte de la masa de 1 mol de Cu (~64 g), una estimación razonable del número de átomos de la muestra sería del orden de una décima parte de NA, o aproximadamente 1022 átomos de Cu. Al realizar el cálculo en dos pasos se obtiene:

5,00gCu ( molCu63,55 g de Cu)(6,022×1023 Átomos de Cumol de Cu)=4,74×1022 Átomos de Cu5,00gCu ( molCu63,55 g de Cu)(6,022×1023 Átomos de Cumol de Cu)=4,74×1022 Átomos de Cu

El método de los factores de conversión produce la cancelación deseada de las unidades, y el resultado calculado es del orden de 1022 como se esperaba.

Compruebe lo aprendido

Un buscador de oro en un río recoge 15,00 g de oro puro. ¿Cuántos átomos de Au hay en esta cantidad de oro?

Respuesta:

4,586 ×× 1022 átomos de Au

Ejemplo 2.10

Calcular los moles a partir de los gramos de un compuesto

Nuestro cuerpo sintetiza las proteínas a partir de los aminoácidos. Uno de estos aminoácidos es la glicina, cuya fórmula molecular es C2H5O2N. ¿Cuántos moles de moléculas de glicina hay en 28,35 g de glicina?

Solución

Podemos obtener el número de moles de un compuesto a partir de su masa siguiendo el mismo procedimiento que utilizamos para un elemento en el Ejemplo 2.7: Se muestra un diagrama de dos cajas conectadas por una flecha hacia la derecha. El recuadro de la izquierda contiene la frase "Masa de C subíndice 2 H subíndice 5 O subíndice 2 N ( g )" mientras que el recuadro de la derecha contiene la frase "Moles de C subíndice 2 H subíndice 5 O subíndice 2 N ( mol )”. Hay una frase debajo de la flecha que dice "Dividir entre la masa molar (g / mol)”.

La masa molar de la glicina es necesaria para este cálculo, y se calcula de la misma manera que su masa molecular. Un mol de glicina, C2H5O2N, contiene 2 moles de carbono, 5 moles de hidrógeno, 2 moles de oxígeno y 1 mol de nitrógeno:

Se muestra una tabla formada por seis columnas y seis filas. La fila de encabezado dice: "Elemento", "Cantidad (mol del elemento / mol del compuesto", un espacio en blanco, "Masa molar (g / mol del elemento)", un espacio en blanco y "Subtotal (u)”. La primera columna contiene los símbolos "C", "H", "O", "N" y una celda combinada. La celda combinada tiene el ancho de las cinco primeras columnas. La segunda columna contiene los números "2", "5", "2" y "1", así como la celda combinada. La tercera columna contiene el símbolo de la multiplicación en cada celda, excepto en la última celda combinada. La cuarta columna contiene los números "12,01", "1,008", "16,00" y "14,007", así como la celda combinada. La quinta columna contiene el símbolo "=" en cada celda, excepto en la última celda combinada. La sexta columna contiene los valores "24,02", "5040", "32,00", "14,007" y “75,07”. Hay una línea negra gruesa bajo el número 14,007. La celda combinada bajo las cinco primeras columnas dice "Masa molar (g / mol de compuesto)". A la derecha de esta tabla se encuentra un dibujo de barras y esferas. Muestra una esfera negra que forma un doble enlace con una esfera roja ligeramente más pequeña, un enlace simple con otra esfera roja y un enlace simple con otra esfera negra. La esfera roja que forma un enlace simple con la esfera negra, también forma un enlace simple con una esfera blanca más pequeña. La segunda esfera negra forma un enlace simple con una esfera blanca más pequeña y una esfera azul más pequeña. La esfera azul forma un enlace simple con dos esferas blancas más pequeñas cada una.

La masa proporcionada de la glicina (~28 g) es un poco más de un tercio de la masa molar (~75 g/mol), por lo que esperaríamos que el resultado calculado fuera un poco mayor que un tercio de mol (~0,33 mol). Al dividir la masa del compuesto por su masa molar se obtiene:

28,35gglicina (mol de glicina75,07g de glicina)=0,378mol de glicina28,35gglicina (mol de glicina75,07g de glicina)=0,378mol de glicina

Este resultado es coherente con nuestra estimación aproximada.

Compruebe sus conocimientos

¿Cuántos moles de sacarosa, C12H22O11, hay en una muestra de 25 g de sacarosa?

Respuesta:

0,073 mol

Ejemplo 2.11

Calcular los gramos a partir de los moles de un compuesto

La vitamina C es un compuesto covalente con la fórmula molecular C6H8O6. La cantidad diaria recomendada de vitamina C en la dieta de los niños de 4 a 8 años es de 1,42 ×× 10-4 mol. ¿Cuál es la masa de esta asignación en gramos?

Solución

Como en el caso de los elementos, la masa de un compuesto puede calcularse a partir de su cantidad molar, como se indica: Se muestra un diagrama de dos recuadros conectados por una flecha hacia la derecha. El recuadro de la izquierda contiene la frase "Moles de vitamina C ( mol )" mientras que el de la derecha contiene la frase "Masa de vitamina C ( g )". Hay una frase debajo de la flecha que dice "Multiplicar por la masa molar (g / mol)”.

La masa molar de este compuesto se calcula en 176,124 g/mol. El número dado de moles es una fracción muy pequeña de un mol (~10−4 o una diezmilésima); por lo tanto, esperaríamos que la masa correspondiente fuera aproximadamente una diezmilésima parte de la masa molar (~0,02 g). Realizando el cálculo, obtenemos:

1,42×10-4 molvitamina C(176,124g de vitamina Cmolvitamina C)=0,0250g de vitamina C1,42×10-4 molvitamina C(176,124g de vitamina Cmolvitamina C)=0,0250g de vitamina C

Esto es coherente con el resultado previsto.

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es la masa de 0,443 mol de hidracina, N2H4?

Respuesta:

14,2 g

Ejemplo 2.12

Calcular el número de átomos y moléculas a partir de la masa de un compuesto

Un paquete de un edulcorante artificial contiene 40,0 mg de sacarina (C7H5NO3S), que tiene la fórmula estructural: Se muestra un diagrama de una molécula formada por dos estructuras de anillo unidas. El anillo izquierdo tiene forma hexagonal con átomos de C en cada punto del anillo y alternando enlaces simples y dobles enlaces. Se produce un doble enlace entre el átomo de C del vértice superior del hexágono y el átomo de C situado abajo y a la izquierda de este. Los átomos de C de la izquierda, la parte superior y la parte inferior de la estructura forman un enlace simple con un átomo de H cada uno. Los dos átomos de C de la derecha forman un lado de un pentágono y los otros puntos del pentágono están formados por un átomo de C, un átomo de N y un átomo de S si se lee en el sentido de las agujas del reloj. El átomo de C forma un doble enlace con un átomo de O. El átomo de N forma un enlace simple con un átomo de H. El átomo de S forma dos dobles enlaces con dos átomos de O.

Dado que la sacarina tiene una masa molar de 183,18 g/mol, ¿cuántas moléculas de sacarina hay en una muestra de 40,0 mg (0,0400 g) de sacarina? ¿Cuántos átomos de carbono hay en la misma muestra?

Solución

El número de moléculas en una masa dada de un compuesto se calcula calculando primero el número de moles, como se demuestra en el Ejemplo 2.10, y multiplicando después por el número de Avogadro: Se muestra un diagrama de tres recuadros conectados por una flecha hacia la derecha entre cada uno. El recuadro de la izquierda contiene la frase "Masa de C subíndice siete H subíndice cinco N O subíndice tres S ( g )", el recuadro del medio dice "Moles de C subíndice siete H subíndice cinco N O subíndice tres S ( mol )", mientras que el de la derecha contiene la frase "Número de moléculas de C subíndice siete H subíndice cinco N O subíndice tres S”. Hay una frase bajo la flecha de la izquierda que dice: "Dividir entre la masa molar (g / mol)", y bajo la flecha de la derecha dice: "Multiplicar por el número de Avogadro ( mol superíndice uno negativo)”.

Al utilizar la masa y la masa molar proporcionadas para la sacarina obtenemos:

0,0400g C7H5NO3S ( molC7H5NO3S 183,18 gC7H5NO3S )(6,022×1023 C7H5NO3Smoléculas 1molC7H5NO3S )=1,31×1020C7H5NO3Smoléculas0,0400g C7H5NO3S ( molC7H5NO3S 183,18 gC7H5NO3S )(6,022×1023 C7H5NO3Smoléculas 1molC7H5NO3S )=1,31×1020C7H5NO3Smoléculas

La fórmula del compuesto muestra que cada molécula contiene siete átomos de carbono, por lo que el número de átomos de C en la muestra proporcionada es:

1,31×1020C7H5NO3Moléculas de S(7Átomos de C1C7H5NO3Molécula de S)=9,17×1020Átomos de C1,31×1020C7H5NO3Moléculas de S(7Átomos de C1C7H5NO3Molécula de S)=9,17×1020Átomos de C

Compruebe lo aprendido

¿Cuántas moléculas de C4H10 hay en 9,213 g de este compuesto? ¿Cuántos átomos de hidrógeno?

Respuesta:

9,545 ×× 1022 moléculas de C4 H10; 9,545 ×× 1023 átomos de H

Cómo se interconectan las ciencias

Contar las moléculas neurotransmisoras en el cerebro

El cerebro es el centro de control del sistema nervioso central (Figura 2.29). Este envía y recibe señales hacia y desde los músculos y otros órganos internos para supervisar y controlar sus funciones; procesa los estímulos detectados por los órganos sensoriales para guiar las interacciones con el mundo exterior; y alberga los complejos procesos fisiológicos que dan lugar a nuestro intelecto y nuestras emociones. El amplio campo de la neurociencia abarca todos los aspectos de la estructura y la función del sistema nervioso central, incluida la investigación sobre la anatomía y la fisiología del cerebro. En las últimas décadas se han hecho grandes progresos en la investigación del cerebro, y la Iniciativa BRAIN, una iniciativa federal anunciada en 2013, tiene como objetivo acelerar y capitalizar estos avances a través de los esfuerzos concertados de varias agencias industriales, académicas y gubernamentales (consulte el sitio web de la Iniciativa BRAIN para conocer más detalles).

Se muestran dos imágenes. La imagen de la izquierda muestra el cerebro humano. La imagen de la derecha es una imagen microscópica que muestra dos grandes masas de forma irregular en un campo de material filiforme intercalado con masas más pequeñas y relativamente redondas. Las dos masas más grandes están marcadas con flechas y la frase "Células neuronales”.
Figura 2.29 (a) Un cerebro humano típico pesa alrededor de 1,5 kg y ocupa un volumen de aproximadamente 1,1 L. (b) La información se transmite en el tejido cerebral y en todo el sistema nervioso central por medio de células especializadas llamadas neuronas (la micrografía muestra las células a 1.600× de aumento).

Unas células especializadas, llamadas neuronas, transmiten información entre diferentes partes del sistema nervioso central mediante señales eléctricas y químicas. La señalización química se produce en la interfaz entre diferentes neuronas cuando una de las células libera moléculas (llamadas neurotransmisores) que se difunden a través del pequeño espacio entre las células (llamado sinapsis) y se unen a la superficie de la otra célula. Estas moléculas neurotransmisoras se almacenan en pequeñas estructuras intracelulares denominadas vesículas que se fusionan con la membrana celular y luego se abren para liberar su contenido cuando la neurona recibe la estimulación adecuada. Este proceso se denomina exocitosis (vea la Figura 2.30). Un neurotransmisor muy estudiado es la dopamina, C8H11NO2. La dopamina está implicada en varios procesos neurológicos que afectan una gran variedad de comportamientos humanos. Las disfunciones en los sistemas dopaminérgicos del cerebro son la base de graves enfermedades neurológicas como el Parkinson y la esquizofrenia.

Se muestran dos diagramas. En la esquina superior izquierda del diagrama de la izquierda, se muestra un óvalo con un centro oscurecido que tiene cinco extremos cortos y ramificados y un extremo largo en forma de cola, conectado por una flecha a otra imagen. Esta imagen muestra un primer plano de la sección ovalada y su interacción con la parte de la cola de una estructura similar. La vista de cerca se compone de un tubo estrecho marcado como "neurona" que desciende hasta una base bulbosa que alberga trece círculos llenos de pequeños puntos. Estos círculos están marcados como “vesículas”. La base de la estructura bulbosa está al lado de un objeto curvado marcado como "neurona" y unos puntos muy pequeños salen de la base del bulbo y fluyen hacia la estructura curvada. El espacio entre las dos estructuras está marcado como "sinapsis" y los puntos pequeños están marcados como “neurotransmisores”. El diagrama de la derecha representa una molécula compuesta por seis esferas negras conectadas por dobles enlaces y enlaces simples alternados en un anillo hexagonal con otras esferas unidas a él. Tres de las esferas negras están conectadas a una esfera blanca más pequeña cada una. Dos de las esferas negras están conectadas a una esfera roja más pequeña cada una. Cada esfera roja está conectada a una esfera blanca más pequeña. Una esfera negra está conectada a otra esfera negra. Esta a su vez, está conectada a dos esferas blancas más pequeñas y a otra esfera negra. Esta segunda esfera negra está conectada a dos esferas blancas más pequeñas y a una esfera azul algo más pequeña. La esfera azul está conectada a dos esferas blancas más pequeñas.
Figura 2.30 (a) Las señales químicas se transmiten desde las neuronas a otras células mediante la liberación de moléculas neurotransmisoras en los pequeños huecos (sinapsis) entre las células. (b) La dopamina, C8H11NO2, es un neurotransmisor que interviene en varios procesos neurológicos.

Un aspecto importante de los complejos procesos relacionados con la señalización de la dopamina es el número de moléculas neurotransmisoras liberadas durante la exocitosis. Dado que este número es un factor central en la determinación de la respuesta neurológica (y el subsiguiente pensamiento y acción humanos), es importante saber cómo cambia este número con ciertas estimulaciones controladas, como la administración de fármacos. También es importante entender el mecanismo responsable de cualquier cambio en el número de moléculas neurotransmisoras liberadas, por ejemplo, alguna disfunción en la exocitosis, un cambio en el número de vesículas en la neurona o un cambio en el número de moléculas neurotransmisoras en cada vesícula.

Recientemente se han realizado avances significativos en la medición directa del número de moléculas de dopamina almacenadas en vesículas individuales y la cantidad realmente liberada cuando la vesícula sufre exocitosis. Utilizando sondas miniaturizadas que pueden detectar selectivamente moléculas de dopamina en cantidades muy pequeñas, los científicos han determinado que las vesículas de cierto tipo de neuronas del cerebro de los ratones contienen una media de 30.000 moléculas de dopamina por vesícula (aproximadamente 5×10-205×10-20 mol o 50 zmol). El análisis de estas neuronas de ratones sometidos a diversas terapias farmacológicas muestra cambios significativos en el número medio de moléculas de dopamina contenidas en vesículas individuales, aumentando o disminuyendo hasta tres veces, dependiendo del fármaco específico utilizado. Estos estudios también indican que no toda la dopamina de una vesícula determinada se libera durante la exocitosis, lo que sugiere que puede ser posible regular la fracción liberada mediante terapias farmacéuticas.3

Notas a pie de página

  • 2Lee Cronin, "Print Your Own Medicine” (Imprima su propia medicina), charla presentada en TED Global 2012, Edimburgo, Escocia, en junio de 2012.
  • 3Omiatek, Donna M., Amanda J. Bressler, Ann-Sofie Cans, Anne M. Andrews, Michael L. Heien y Andrew G. Ewing. “The Real Catecholamine Content of Secretory Vesicles in the CNS Revealed by Electrochemical Cytometry” ("El contenido real de catecolamina de las vesículas secretoras en el SNC revelado por citometría electroquímica"). Informe científico 3 (2013): 1447, consultado el 14 de enero de 2015, doi:10.1038/srep01447.
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