Enlaces químicos y electronegatividad

Todas las biomoléculas (carbohidratos, proteínas, lípidos, ADN) son átomos unidos entre sí. Cómo se comporta una molécula en el cuerpo depende casi por completo de dos ideas que se ven en esta clase:

• Qué tipo de enlace une a sus átomos (iónico, covalente polar, covalente apolar, dativo).
• Qué tan electronegativos son esos átomos, es decir, qué tanto jala cada uno a los electrones.

Con esas dos ideas se puede predecir si una molécula se disuelve en agua, si atraviesa la membrana de la célula o cómo se mantiene plegada una proteína. El profesor lo llama un «punto álgido» y cierra diciendo que esta clase es la base para entender la estructura de carbohidratos, proteínas y lípidos.

Un átomo es estable cuando su último nivel de energía tiene:

• 8 electrones (se le llama completar el octeto), o
• 2 electrones si su último nivel es el primero, como pasa con el hidrógeno.

Para llegar ahí, cada átomo tiene tres caminos: ceder electrones, aceptar electrones o compartir electrones. Según el camino, se forma un tipo de enlace u otro.

La clase habla de muchos tipos de uniones. Este es el mapa completo, para que no te pierdas:

Los primarios (iónico y covalente) son los que mantienen a los átomos unidos dentro de una molécula o de un cristal. Los secundarios son atracciones más débiles, casi siempre entre moléculas, pero en bioquímica son igual de importantes.

Definición: uno de los átomos cede por completo uno o más electrones y el otro los acepta por completo. No se comparte nada. Se forman dos iones:

• el que perdió electrones queda con carga positiva → catión;
• el que ganó electrones queda con carga negativa → anión.

Lo que los mantiene unidos es la atracción entre cargas opuestas (atracción electrostática), no el compartir electrones.

La red del NaCl en 3D

Cloruro de sodioEnlace iónico · Na⁺ Cl⁻3D · arrástralo

Arrástrala para girarla. Cada Na⁺ (violeta, pequeño) queda rodeado por 6 Cl⁻ (verde, grande), y cada Cl⁻ por 6 Na⁺. No hay moléculas sueltas de NaCl: es una red de iones que se mantiene unida por la atracción entre cargas opuestas.

Ejemplo clásico: el cloruro de sodio (NaCl, la sal de mesa)

El sodio tiene 1 electrón en su último nivel. Si lo pierde, el nivel de abajo (que ya tiene 8) pasa a ser el último, y queda estable. El cloro, del grupo 7, tiene 7 electrones: le falta uno. Resultado: el cloro le «arranca» el electrón al sodio.

Dato importante: los compuestos iónicos no forman moléculas aisladas. Forman redes cristalinas: millones de cationes y aniones ordenados y alternados, como en un cristal de sal. La clase anuncia que las redes cristalinas se ven más adelante.

Definición: los átomos comparten pares de electrones. Cada par compartido pertenece a los dos átomos al mismo tiempo y les cuenta a ambos para completar su nivel.

La unión se mantiene por la atracción entre los núcleos positivos de los dos átomos y los electrones negativos que comparten. A diferencia del iónico, aquí sí se forman moléculas.

Agua (H₂O)

El oxígeno tiene 6 electrones en su último nivel: le faltan 2. Cada hidrógeno tiene 1 y le falta 1 para llegar a 2. Solución: cada H comparte su electrón con el O, y el O comparte uno suyo con cada H. Así el O «ve» 8 y cada H «ve» 2.

Metano (CH₄)

El carbono tiene 4 electrones externos: le faltan 4. Cuatro hidrógenos le aportan uno cada uno, y el C comparte uno suyo con cada H. Quedan todos estables: C con 8 y cada H con 2.

Definición: es la medida relativa de la tendencia (el poder) que tiene un átomo para atraer los electrones de un enlace cuando forma parte de ese enlace.

Dicho de otra forma: cuando dos átomos están unidos, cada uno jala los electrones hacia su lado. El que jala con más fuerza es el más electronegativo.

Cómo cambia en la tabla periódica

• Aumenta de izquierda a derecha en un periodo.
• Disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.
• El flúor (F) es el elemento más electronegativo de toda la tabla.

Orden de la clase: F > O > N; el N es mayor que el S, y el S y el C son prácticamente iguales. En bioquímica, los átomos electronegativos que más vas a ver son el oxígeno, el nitrógeno, el flúor y el cloro (sobre todo O y N).

¿Por qué «relativa»? La escala de Pauling

La electronegatividad no tiene unidades. Según Pauling, al flúor se le asigna el valor 4, y todos los demás elementos se comparan con él. Por eso es relativa: dice cuánto jala un átomo comparado con el flúor.

La electronegatividad sirve para clasificar un enlace. El procedimiento es muy corto:

1. Busca la electronegatividad de cada átomo.
2. Resta: ΔEN = EN mayor − EN menor.
3. Ubica el resultado en la escala:

¿Qué significa «polar»?

En un enlace covalente polar los electrones se comparten, pero no por igual: pasan más tiempo cerca del átomo más electronegativo. Ese átomo queda con una carga parcial negativa (δ−) y el otro con una carga parcial positiva (δ+). En el apolar, los dos jalan casi igual y no se forman cargas parciales.

Que una molécula tenga enlaces polares no garantiza que la molécula completa sea polar. También importa su forma.

• Agua (H₂O): sus enlaces O–H son polares y la molécula tiene forma angular. Los dos jalones apuntan hacia el oxígeno sin anularse, así que el agua es una molécula polar.
• Oxígeno (O₂): dos átomos iguales, ΔEN = 0 → apolar.
• Dióxido de carbono (CO₂): cada enlace C=O es polar (3,5 − 2,5 = 1,0), pero la molécula es lineal. Un oxígeno jala hacia la izquierda y el otro, con la misma fuerza, hacia la derecha. Los jalones se anulan y el CO₂ es una molécula apolar.

Definición: es un enlace covalente en el que los dos electrones del par compartido los aporta un solo átomo. El otro átomo no pone ninguno.

Ejemplo: el ion amonio (NH₄⁺)

1. El nitrógeno tiene 5 electrones en su último nivel. Le faltan 3 para llegar a 8.
2. Comparte 3 electrones con 3 hidrógenos (uno con cada uno). Ya tiene 8 a su alrededor, pero le queda un par de electrones libre, sin usar.
3. Llega un hidrogenión (H⁺): un hidrógeno que perdió su electrón. Es solo un protón, sin electrones, e inestable.
4. El nitrógeno le presta su par libre completo. Ahora se comparte, pero todo lo puso el N: eso es el enlace dativo.
5. La carga + del amonio es la del protón que llegó. Por eso siempre se escribe NH₄⁺.

Además de los enlaces que unen átomos, existen enlaces secundarios o interacciones no covalentes. Son débiles y ocurren sobre todo entre moléculas. En bioquímica son clave porque muchísimos compuestos orgánicos del cuerpo interactúan así. La clase agrupa tres bajo el nombre de fuerzas de van der Waals:

1. Dipolo – dipolo

Una molécula polar (un dipolo, con un extremo δ+ y otro δ−) se acerca a otra molécula polar, y se atraen sus extremos opuestos: el δ− de una con el δ+ de la otra. Es muy frecuente en moléculas orgánicas.

2. Dipolo – dipolo inducido

Una molécula polar se acerca a una apolar. Los electrones de la apolar están siempre en movimiento, y en algún instante pueden acumularse en un lado. Por ese instante la molécula apolar tiene un lado δ− y otro δ+: es un dipolo transitorio o inducido, y la molécula polar lo atrae.

3. Ion – dipolo

Ocurre entre un ion (catión o anión) y un dipolo permanente. Ejemplo: el Na⁺ en agua. El agua tiene su δ− en el oxígeno y su δ+ en los hidrógenos, así que los oxígenos se orientan hacia el Na⁺. Con un anión, como el Cl⁻, son los hidrógenos (δ+) los que apuntan hacia el ion.

Es otro «punto álgido» que vas a ver en todo el programa de bioquímica, sea cual sea tu carrera.

Definición incompleta (la que suelen dar los estudiantes): «es el puente que hace el hidrógeno entre dos átomos electronegativos».

Definición completa: el puente de hidrógeno se establece entre un átomo de hidrógeno que está unido covalentemente a un átomo electronegativo y otro átomo electronegativo cercano.

Puentes de hidrógeno en 3D

AguaHasta 4 puentes por molécula3D · arrástralo

Arrástralo para girarlo. La molécula del centro da dos puentes con sus H y recibe dos con su O (las líneas punteadas). Por eso el agua forma una red tan unida y hierve a una temperatura tan alta para lo pequeña que es su molécula.

Es decir, el H está en el medio: por un lado lo une un enlace covalente (fuerte) a un O o un N, y por el otro lado lo une una atracción débil al segundo O o N. Esa atracción débil es el puente de hidrógeno.

• Cómo reconocerlo en un dibujo: la línea continua es el enlace covalente y la línea punteada es el puente de hidrógeno.
• Es muy débil, pero las biomoléculas tienen muchísimos. Por eso, para romperlos todos se necesita mucha energía, por ejemplo en forma de calor.

Estos son los puentes de hidrógeno más comunes en bioquímica. En todos, el H queda entre dos átomos electronegativos (O o N).

• Alcohol con agua: un alcohol es una cadena de carbonos que termina en un grupo oxidrilo (–OH). Su oxígeno puede formar puentes de H con el agua. Lo mismo ocurre entre dos alcoholes.
• Grupo carbonilo (C=O) con agua: por ejemplo, en la acetona. El puente se forma entre el O del carbonilo y un H del agua.
• Enlace peptídico: las proteínas son aminoácidos unidos por enlaces peptídicos. El C=O de un enlace peptídico forma puentes de H con el N–H de otro. El H está unido covalentemente al N y por puente de H al O.
• Bases nitrogenadas (ADN y ARN): se unen por puentes de H entre N y N, o entre N y O. Adenina–timina: 2 puentes. Guanina–citosina: 3 puentes. En el ARN, la timina es reemplazada por uracilo (A–U, también con 2).

Esta es la pregunta tipo examen que plantea el profesor al final de la clase. El método:

1. Busca átomos electronegativos (O, N) en la molécula: grupos –OH, C=O, N–H.
2. Si los tiene, esa molécula puede formar puentes de hidrógeno con el agua.
3. Si forma puentes de H con el agua, puede disolverse en ella.

Toca cada tarjeta para ver la definición.

Responde sin mirar. Toca cada pregunta para ver su respuesta.