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Video resumen de los enlaces que se necesitan conocer para afrontar con éxito la Biología de 2ºBachillerato
Para entender la bioquímica es fundamental conocer los enlaces químicos que determinan
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la formación de las moléculas y la interacción de las moléculas entre ellas. Por un lado
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os sonarán los enlaces covalente e iónico, que son los dos enlaces que determinan la
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formación de estructuras moleculares. Y por otro lado, muy importante en este curso de
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segundo de bachillerato de biología, entender las fuerzas que permiten la interacción entre
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moléculas, fuerzas electrostáticas o también llamadas puentes salinos, fuerzas de solvatación,
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interacciones hidrofóbicas, fuerzas de Van der Waals y enlaces de puentes de hidrógeno. Estos
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últimos los veremos con muchísima frecuencia al igual que también van a salir con bastante
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frecuencia las fuerzas de Van der Waals. Bien, lo importante, para formar una molécula necesitamos
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enlaces intramoleculares, enlaces que permiten la unión de los átomos o la interacción entre
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los átomos y por lo tanto formar una molécula, pero si estamos hablando de que tenemos ya dos
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moléculas de agua formadas y cómo interaccionan entre ellas, entonces hablaremos de enlaces
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intermoleculares entre moléculas y en este caso si hablamos de moléculas de agua, enlaces o puentes
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de hidrógeno, ahora contaremos con detalle cada uno de ellos. Obviamente un enlace intramolecular
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para romperlo hace falta una cantidad de energía muchísimo mayor que si yo quiero romper un
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enlace intermolecular porque romper una molécula requiere una energía muy muy alta son enlaces muy
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estables especialmente el enlace covalente bien respecto al enlace covalente ya lo conocéis de
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física y química de otros años lo habéis visto muchas veces simplemente a modo de repaso que
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sepáis que se realiza entre átomos de elevada electronegatividad os pongo aquí una tabla
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periódica que ya conocéis que ya sabéis y que por si acaso no os acordáis o todavía no lo habéis
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estudiado, la electronegatividad es la capacidad de un átomo de quedarse para sí los electrones
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que comparte con otro. Por ejemplo, si yo hago un enlace entre un oxígeno, fijaros aquí este,
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entre un oxígeno y otro oxígeno, este tres y medio me está indicando cómo de egoísta,
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es decir, cómo de electronegativo es el oxígeno. Si os fijáis, el oxígeno y el flúor tienen tres
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y medio el oxígeno y 4 el flúor y son los que tienen un valor más alto en la tabla
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periódica. Dicho de otra manera, son los átomos más egoístas de todos. Si tú quieres
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compartir un átomo con el flúor, te las vas a ver y desear porque el flúor siempre
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va a ser el más egoísta y sí, comparte contigo, pero los electrones cerca, cerca
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de mí, cerca del flúor. De tal manera que cuando yo tengo átomos de elevada electronegatividad,
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es decir, que se sitúan en esta zona de la tabla periódica, forman enlaces covalentes y además tienen que ser enlaces, perdón, átomos de una similar electronegatividad, porque si el oxígeno decide compartir, supongamos, o el flúor decide compartir, entre comillas, con algún elemento que está por aquí, si os fijáis, si los elementos tienen una electronegatividad muy distinta, el reparto va a ser muy desigual,
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porque el flúor con un egoísmo tan alto entre comillas egoísmo no es técnico vale pero para
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que nos entendamos con un egoísmo tan alto de 4 pues cuando se cruce con alguno de estos que
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tiene un egoísmo son muy solidarios ellos pues al final el flúor se va a quedar con todos los
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electrones para él mientras que el resto va a quedarse prácticamente sin nada entonces un
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enlace covalente tiene que ser entre átomos de una elevada electronegatividad muy egoístas ellos
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y además similar, una electronegatividad bastante parecida.
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Son enlaces realmente estables, muy complicados de romper.
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De hecho ya estudiaremos a lo largo de este curso que para romper los enlaces covalentes de los nutrientes que nosotros comemos cuando hacemos la digestión
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necesitamos enzimas específicas para romper cada uno de esos enlaces.
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Tenemos enzimas, unas moléculas que ya veremos, diseñadas para romper a lo mejor un enlace que une dos glucosas y esa proteína, perdón, esa molécula se dedica exclusivamente a romper ese enlace que une dos glucosas.
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Fijaros si es un enlace fuerte que hace falta una ayuda extra, una molécula extra que me permita romper el enlace.
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Dentro del enlace covalente ya hemos visto que ninguno de los átomos va a ceder los electrones.
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Esto es un reparto equitativo, esto es compartir.
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De otra manera que yo te cedo mis electrones, tú a cambio me cedes los tuyos y bueno quedamos los dos mejor, más satisfechos respecto a como estábamos antes.
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pero ni mis electrones van a ser para ti ni los tuyos para mí se van a quedar como a medio camino
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y los vamos a compartir entonces en función de cómo es ese enlace covalente se clasifican dos
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tipos a polar y polar un enlace covalente a polar es cuando tenemos un enlace covalente entre átomos
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de idéntica electronegatividad un oxígeno se une con otro oxígeno para formar el oxígeno molecular
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que tenemos aquí como ejemplo en ese caso el oxígeno tiene una electronegatividad si os acordáis
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de la tabla periódica de tres y medio se une con otro átomo de oxígeno con una electronegatividad
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de tres y medio y bueno como son exactamente igual de egoístas exactamente igual de electronegativos
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no hay problema no hay peleas los dos tiran exactamente igual para sí de los electrones
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pero cuando no es una idéntica electronegatividad aquí hay una desigualdad en la situación que se
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forma porque a lo mejor si yo estoy con el carbono y hago un enlace covalente y soy el oxígeno pues
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lo mismo tiro yo más que tú esto se ve muy bien con el hidrógeno y con el oxígeno porque cuando
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se forma la molécula de agua el hidrógeno le cede los electrones al oxígeno el oxígeno se los acaba
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que es cierto que los comparten pero el oxígeno los tira más hacia ellos de lo que el hidrógeno
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es capaz de tirar de tal manera que los electrones se quedan como a medio camino entre el hidrógeno
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y el oxígeno, pero un poquito más cerca del oxígeno. De tal manera que al final yo lo que
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tengo es una molécula polar porque se ha formado un enlace covalente polar, que es el segundo tipo
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que tenéis aquí. El hidrógeno y el oxígeno comparten electrones, pero como el oxígeno es
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más egoísta que el hidrógeno, es decir, es más electronegativo que el hidrógeno, sí comparten,
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pero el oxígeno acerca un pelín los electrones hacia sí. De tal manera que al final dentro de
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la molécula, en este caso la molécula de agua, el oxígeno siempre va a quedar cargado negativamente
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porque los electrones van a estar dándole vueltas más a menudo que lo que le hacen al hidrógeno.
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El hidrógeno va a quedar cargado positivamente porque está perdiendo un poquito los electrones,
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los está compartiendo, pero se están yendo más hacia el oxígeno de lo que están en el hidrógeno.
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Esa es la diferencia entre un enlace covalente a polar y un enlace covalente polar. Y esto es
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fundamental porque cuando yo tengo moléculas polares pueden interaccionar con iones y cuando
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tengo moléculas apolares pues interaccionarán con moléculas apolares por ejemplo la gasolina
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con el éter o con algún otro compuesto apolar. Respecto al enlace intermolecular iónico tampoco
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vamos a mencionar mucho porque es cierto que este a lo mejor no lo vamos a utilizar tanto como el
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covalente pero sí hay que tener clara pues que es un enlace como ya sabéis entre átomos metálicos
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sino metálicos, es decir, átomos con una elevada electronegatividad y átomos que no
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son nada electronegativos, de tal manera que yo tengo átomos, como puede ser en el caso
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de este ejemplo el sodio, que va a ceder amablemente sus electrones al cloro, que es mucho más
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electronegativo. El que pierde electrones es el cation, el que acepta los electrones
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se convierte en anión y fijaros, muy importante, cuando nosotros formulamos siempre ponemos
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NaCl, clorurosódico, pero realmente el NaCl no es una molécula en el que hay un solo sodio y un
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solo cloro, sino que el cloro y el sodio están en proporciones 1-1. De tal manera que yo no es que
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tenga un solo sodio y un solo cloro, sino que puedo tener 300 sodios y 300 cloros en proporción
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siempre la misma. Forman siempre una red cristalina, ¿vale? Es muy importante. No estamos hablando de
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un solo sodio y un solo cloro. Cuando yo disuelvo clorurosódico en agua, lo que estoy echando son
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un montonazo de sodios y un montonazo de cloros. Entonces, siempre los enlaces iónicos forman
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redes cristalinas, muchos de los aniones con muchos de los cationes. Bien, si tenemos claro
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cómo se forman las moléculas, ahora vamos a ver cómo interaccionan entre ellas. Vamos
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con las fuerzas o enlaces intermoleculares. Lo primero que tenéis que tener claro, muy
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importante, es que los enlaces intermoleculares son más débiles que los que hemos visto
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anteriormente. Yo os he dicho que un enlace covalente no se rompe así como así, mientras que
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un enlace intermolecular sí, es más sencillo romperlo. Siguen siendo obviamente unas fuerzas
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importantes de unión entre moléculas en este caso, pero que se rompen con más facilidad. Muy
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importante también tener claro que son fuerzas que se aplican a moléculas ya formadas. Yo tengo
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una molécula de agua y va a interaccionar con la molécula de agua vecina, por ejemplo. O tengo
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una zona terminada en grupo carboxilo, ya veremos todos estos de los grupos funcionales, que va a
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interaccionar con otra que está cargada positivamente, pero son moléculas ya formadas que ahora una vez
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hechas se dedican a interaccionar, a relacionarse entre ellas. La fuerza más sencilla de entender,
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que la habéis estudiado otras veces, son las fuerzas electrostáticas, polos opuestos se atraen
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de toda la vida, de tal manera que polo positivo con polo positivo se repelen, negativo negativo se
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repele, pero una molécula que tenga una carga positiva, pues porque haya carencia de electrones
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en esa zona de la molécula, se atrae con otra molécula que tenga carga negativa porque en esa
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zona de la molécula haya una abundancia de electrones. Eso es lo que le pasa a las moléculas
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de agua, ya lo veremos. Os pongo por ejemplo en este caso el grupo carboxilo de una molécula,
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digamos, supongamos que tenemos una molécula, ya veremos que hay una diversidad inmensa, vamos a
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estudiar este año, que termina en grupo carboxilo. Grupo carboxilo es este que tenéis aquí, COO-,
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porque estaría ionizado, está cargado negativamente, de ahí el menos, y se encuentra con una molécula
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que tiene en un extremo un grupo amonio, es decir, tiene un NH3+, de tal manera que el negativo se
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atraería con el positivo y esas dos moléculas interaccionarían. Bien, vamos ahora con las
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fuerzas de solvatación. Esto es algo que ocurre mucho cuando estamos hablando de disoluciones.
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Cuando vosotros habéis estudiado siempre las disoluciones, pues sabéis que se echa, por ejemplo,
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cloruro sódico en agua, removeis y, oh milagro, la sal desaparece. Pero sabéis bien, ya habéis
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estudiado que la sal no desaparece, sino que está ahí dentro. Bien, vamos a estudiar exactamente cómo
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es eso de que está ahí dentro, pero yo no la veo. Entonces, si yo he hecho cloruro sódico en agua,
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ya hemos visto que es una red cristalina, que son muchos sodios y muchos cloros, lo que va a suceder, por ejemplo aquí tenéis dos circulitos, uno con un más y otro con un menos,
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el más representaría al sodio y el menos representaría al cloro. ¿Qué va a suceder? Pues que en el momento en el que las moléculas de agua se encuentran con un montón de sodios
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y un montón de cloros se ponen muy felices porque las moléculas de agua ya hemos dicho que son
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moléculas formadas por enlaces covalentes polares de tal manera que el oxígeno está cargado
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negativamente porque él es así de egoísta y entonces se ha llevado los electrones más cerquita
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suyo y los hidrógenos están cargados positivamente porque no pueden hacer nada frente al oxígeno el
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agua es acordaros h2o de tal manera que yo tengo dos hidrógenos y un oxígeno un oxígeno cargado
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negativamente y dos hidrógenos cargados positivamente el oxígeno cargado negativamente
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representaría estas bolitas rosas que veis por aquí tipo mickey mouse todas estas caritas por
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los rosas sería el oxígeno cargado negativamente y las pelotitas azules que están pegadas a cada
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una de las rosas serían los dos hidrógenos de una molécula de agua que están cargados
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positivamente. De tal manera que si os fijáis en esta imagen, en el primer dibujo, este sodio que
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se representa con el más en verde está rodeado por una serie de moléculas de agua en la que el
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oxígeno, la pelotita rosa grande, la cargada negativamente se intenta acercar al sodio que
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está por ahí dando vueltas y en el dibujo de al lado pasa lo contrario. Yo tendría al cloro cargado
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negativamente y tengo aquí estas pelotitas azules que son los hidrógenos cargados positivamente de
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la molécula de agua que intentan acercarse porque se sienten atraídos. Esto se denomina fuerza de
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solvatación, cuando yo tengo interacción entre un ión, en este caso el cloro y el sodio, con una
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molécula polar. En el caso concreto y como lo vamos a ver siempre, interacción entre iones con
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una molécula de agua es lo que siempre habéis visto como las disoluciones yo he hecho cloruro
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sódico remuevo en el agua y un milagro eso desaparece porque porque el sodio al quedarse
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indefenso en medio del agua todas las moléculas de agua empiezan a haber sodios y empiezan a
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rodearlos y lo rodean de tal manera que los oxígenos son los que rodean al sodio porque
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negativo y positivo se atraen mientras que los cloros van a verse rodeados por moléculas de
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agua pero en otra posición. ¿En qué posición? En la posición en la que los hidrógenos intentan
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acercarse al cloro. En ambos casos al final lo que se ve o mejor dicho lo que no se ve es lo mismo y
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es que se produce lo que se conoce como fenómeno de apantallamiento. El sodio queda rodeado por
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moléculas de agua y por mucho que intente encontrar al cloro otra vez para unirse con él no le va a
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encontrar en la vida porque el cloro a su vez está rodeado por un montón de moléculas de agua. Es un
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amor imposible, de tal manera que el sodio se va a ver siempre separado del cloro y el cloro del
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sodio y las moléculas de agua van a hacer de muralla y van a impedir que ese sodio y ese
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cloro se vuelvan a encontrar. ¿Siempre va a ser así? Bueno, depende si yo sigo añadiendo sal y
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sal y más sal y sigo añadiendo sal, ¿qué sucede al final? Lo podéis hacer en casa, que llegará un
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momento en el que por mucho que yo remueva y se añade más cantidad de sal, al final no se disuelve
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Y empiezo a ver la sal en el fondo.
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¿Por qué?
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Porque hay tantos cloros y tantos sodios dando vueltas por ahí
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que por mucho que las moléculas de agua quieran acapararlo solo para ellos,
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al final se encuentran, se ven, se reencuentran, se juntan
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y, claro, aparece la sal en el fondo del vaso.
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Y ahora, interacciones hidrofóbicas.
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A ver, en las interacciones hidrofóbicas es algo muy peculiar.
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Quedaros con la idea de que no es que las moléculas interaccionen entre ellas
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porque se atraigan, sino que interaccionan entre ellas
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¿por qué no les queda más remedio? La idea es que son moléculas que no soportan al agua, no soportan
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el contacto con el agua, tienen un rechazo inmenso a la presencia del agua y lo que hacen es unirse
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entre ellas porque si se unen entre ellas el agua no les toca. Esa es la idea. Esto es lo que hacen
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las moléculas apolares que ya veremos que esto es fundamental para la membrana plasmática de las
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células. Cuando tenemos moléculas apolares no les gusta que les roce el agua, les molesta
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enormemente. No quieren. Entonces, la manera que tienen de huir del agua es juntarse con
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otras moléculas así como ellas, apolares. De tal manera que son una especie de uniones
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convenidas, si lo queréis llamar así. Insisto que no son términos técnicos, es para que
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nos entendamos. Y las fuerzas de Van der Waals las vamos a ver muy, muy, muy a menudo. Como
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lo vamos a tratar muchas veces, puede ser complicado ahora entender, pero ya veréis
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que a medida de tratarlo, sobre todo en lípidos y demás, cada vez lo vais a entender mejor.
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Las fuerzas de Van der Waals son unas fuerzas de tipo electrostático, como las primeras que hemos visto,
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es la atracción de positivo y negativo, por lo supuesto se atraen, acordaros, de toda la vida esto.
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Entonces, en este caso vamos a tener una situación en la que yo voy a tener una atracción entre moléculas,
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Pero es una atracción temporal, un tiempo muy cortito.
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¿Por qué? Veamos aquí lo siguiente.
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Fijaros en los dibujos que os he puesto.
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Yo lo que tengo aquí son una molécula 1H2O, una molécula de hidrógeno que está formada por dos átomos de hidrógeno que comparten sus electrones y tal y que cual.
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Como los electrones no van a ir ni para un hidrógeno más que para el otro, porque la electronegatividad del hidrógeno es igual que la electronegatividad del hidrógeno vecino, son igual de egoístas, son dos hidrógenos, pues son iguales.
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Los electrones, pues ahí están, en medio, ¿vale? No se tiran ni para un lado ni para el otro, de manera teórica.
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Ahora, si os acordáis de vuestros conocimientos de física y química, en un enlace covalente los electrones están dando vueltas alrededor de los átomos.
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De tal manera que, hombre, esto es como si jugamos al billar.
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Por probabilidad, aunque estemos continuamente moviendo las bolas,
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llega un momento en el que, a veces, en un momento dado,
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hay más bolas en un lado que en el otro.
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Pues esto es lo mismo.
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Hay veces que hay más electrones, de estos que están dando vueltas,
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que pueden caer más en un hidrógeno que en el otro.
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En un momento dado, solo en un momentín.
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Y luego ya se vuelven a distribuir de manera simétrica.
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Pero eso es lo que vamos a llamar dipolo instantáneo.
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Que si os fijáis está aquí abajo.
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Dipole instantáneo. Entonces en el momento en el que, por suerte o lo que queráis llamar por casualidad, esa nube electrónica cae más en un átomo que en otro de la molécula, se está formando un dipole, es decir, está cargándose negativamente, en este caso el dibujo de aquí abajo a la izquierda, se está cargando más negativamente el hidrógeno que tenéis aquí con el menos que el hidrógeno que tenéis con el más.
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Es algo que va a durar menos de un segundo. No se puede ni medir, no podemos coger el cronómetro. Pero eso es importante porque se está formando una distribución asimétrica de cargas.
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Yo tengo una zona de la molécula durante un segundo, supongamos, cargada negativamente y otro positivamente. ¿Eso qué va a ocasionar? Pues que la molécula que está pegadita diga, ahí va, ¿qué de electrones hay de golpe en este lado?
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y los electrones que están en ese lado de la molécula de al lado
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digan ahí va, electrones, negativo, no, yo no los quiero
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y se vayan al otro lado de la molécula.
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Fijaros en el dibujo que tenéis abajo a la derecha.
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Cuando yo tengo un dipolo instantáneo
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y por lo tanto yo tengo una zona de la molécula
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que durante un segundo está más cargada negativamente
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en un lado que en el otro,
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a la molécula vecina eso le afecta
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porque entonces los electrones que están tranquilamente
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dando vueltas por la molécula vecina
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se sienten repelidos cuando hay mucha carga negativa en la molécula de al lado
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se sienten repelidos, negativo y negativo se repelen
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y entonces en la nube electrónica de la molécula de al lado
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se va a ocasionar un efecto en cadena
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que es que los electrones que estén dando vueltas en la molécula de al lado
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y noten esa presencia masiva de cargas negativas en el vecino
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pues vayan a huir todos esos electrones también hacia el mismo lado
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por eso se forma lo que se llama un dipolo inducido
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Es decir, un dipolo instantáneo es algo que se forma por casualidad. Los electrones dan vueltas y vueltas y vueltas y a veces, pues, cosas de la vida, una casualidad sin más, hay más electrones que quedan en un lado de la molécula que en el otro. Vale, se forma una distribución asimétrica de cargas. Dipolo instantáneo.
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¿Qué pasa? Yo tengo un dipolo instantáneo y entonces al vecino dice, ¿qué cargas negativas hay ahí?
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Y entonces los electrones de la molécula vecina se marchan todos, repelidos, huyendo de esas cargas negativas,
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se marchan también hacia el lado derecho de la molécula.
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Y esto sucederá también en la de al lado y en la de al lado y en la de al lado.
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Eso es lo que se llama fuerzas de Van der Waals.
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Son unas fuerzas no especialmente fuertes, son fáciles de romper,
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porque como veis están basadas en una situación instantánea.
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estos dipolos aparecen, desaparecen, no es una cuestión de yo tengo una molécula apolar, perdón, una molécula apolar, una molécula con una distribución asimétrica de cargas, eso no sucede, entonces, bueno, pues son fuerzas ligeramente débiles, pero que tienen una función muy muy importante en biología, entonces hay que saber bien cómo funcionan y hay que entender el funcionamiento en detalle.
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Y vamos con las últimas, muy muy importantes, las vamos a ver hasta la saciedad, que son los enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno. Son muy importantes sobre todo en este caso para el tema 1 porque es lo que permite que entendáis las propiedades del agua y por lo tanto sus funciones.
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Bien, un puente de hidrógeno, como tenéis aquí en la definición, es una atracción
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electrostática, es decir, carga positiva respecto a la negativa, entre el polo positivo
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y el polo negativo de dos moléculas dipolares, es decir, dos moléculas que tienen un enlace
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covalente polar. Y ahora fijaros en lo que sigue en la definición. Integradas por átomos
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de hidrógeno unidos covalentemente a elementos muy electronegativos y de pequeño tamaño
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como el oxígeno. ¿Esto qué significa? Lo primero, los enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno
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son fuerzas electrostáticas, como las que vimos unas diapositivas más adelante, digo más atrás,
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pero esas fuerzas electrostáticas se les da un apellido debido a su relevancia, que es puentes
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de hidrógeno. Entonces tenemos una atracción entre cargas positivas y negativas, pero cuando
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esa atracción entre cargas positivas y negativas de diferentes moléculas sucede por moléculas
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que están integradas por átomos de hidrógeno y a su vez están unidos covalentemente a elementos muy electronegativos y muy pequeñitos, como es el caso del oxígeno, se le llama puentes de hidrógeno.
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Solamente vamos a ver cómo funcionan estos puentes de hidrógeno cuando hablemos del agua. En biología, en segundo de bachillerato, no vamos a tratar más interacción de moléculas que utilicen puentes de hidrógeno.
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solamente vamos a tratar el agua y fijaros que no es difícil de entender. Tenemos aquí en el dibujo
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de abajo dos moléculas de agua, acordaros la molécula de agua H2O y ya veremos ahora después
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las propiedades. Entonces una molécula H2O significa que tiene un oxígeno, dos hidrógenos y esos dos
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hidrógenos están unidos al oxígeno por enlaces covalentes, un hidrógeno unido a un oxígeno con
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enlace covalente y el otro hidrógeno unido a su vez al oxígeno con enlace covalente. Ya hemos dicho
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varias veces, que el oxígeno es muy electronegativo, es muy egoísta y entonces cuando comparte
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electrones con el hidrógeno pues se lo quiere quedar y punto. De tal manera que al final
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a efectos prácticos, aunque la molécula de agua es una molécula neutra, si yo miro
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en detalle, hago zoom, cojo el zoom de toda la vida y empiezo a mirar con detalle, descubro
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que el oxígeno tiene carga negativa dentro de la propia molécula y el hidrógeno carga
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positiva dentro de la propia molécula vale pues cuando se cruza con otra molécula de agua que
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estaba por ahí tranquilamente el hidrógeno con carga positiva de la primera molécula de agua
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se siente atraído por el oxígeno y tiene carga negativa de la segunda molécula de agua y esa
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atracción es una atracción electrostática pero que en este caso le damos un apellido propio que
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son puentes de hidrógeno y los puentes de hidrógeno dentro de que son enlaces intermoleculares y por
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lo tanto no son tan fuertes como un covalente, tienen su fuerza y a veces pueden resultar
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difíciles de romper. Se rompen con más facilidad, obviamente con covalente, es cuestión de darle
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mayor temperatura, bueno ya veremos, pero bueno que tienen su fuerza y que es lo que le va a
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permitir al agua tener las propiedades que tiene que ya comentaremos más adelante.
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- Idioma/s:
- Autor/es:
- Silvia Cid Carmona
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- Silvia C.
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- Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
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- 27 de mayo de 2023 - 23:32
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- Clave
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- IES MARIA ZAMBRANO
- Duración:
- 24′ 20″
- Relación de aspecto:
- 4:3 Hasta 2009 fue el estándar utilizado en la televisión PAL; muchas pantallas de ordenador y televisores usan este estándar, erróneamente llamado cuadrado, cuando en la realidad es rectangular o wide.
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