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UNIDAD I: Enlace Químico e Interacciones Intermoleculares
Universidad Centroccidental “Lisandro Alvarado”
Decanato de Ciencias de la Salud
Departamento de Ciencias Funcionales
Sección Bioquímica
Unidad I: Enlace Químico e
Interacciones Intermoleculares
Parte II
UCLA
Dr. Víctor J. Sánchez
MEDICINA
V. SANCHEZ
Química Orgánica 2008
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UNIDAD I: Enlace Químico e Interacciones Intermoleculares
UCLA
MEDICINA
V. SANCHEZ
Objetivos Específicos y Contenido
1.
Explicar los aspectos básicos de la estructura de los principales átomos que forman
moléculas biológicas.
Aspectos Básicos de la Estructura Atómica
Ordenamiento de los electrones en los átomos de C,H,O,N,P,S,Cl, Na,K,Ca
2.
Explicar las propiedades periódicas que rigen la formación de los enlaces químicos
Potencial de ionización y afinidad electrónica
Electronegatividad y polaridad
3.
Definir y diferenciar los distintos tipos de enlaces químicos dada una serie de
moléculas.
Fuerzas Intramoleculares (Enlace químico)
Definición
Tipos de Enlaces
Enlace Iónico
Enlace Covalente (Polar, No polar y Coordinado)
4.
5.
Definir los distintos tipos de fuerzas intermoleculares que ocurren entre los distintos
tipos de moléculas.
Identificar los distintos tipos de fuerzas intermoleculares existentes entre estas
moléculas.
Fuerzas intemoleculares .Definición
Tipos de Fuerzas Intermoleculares
Moléculas Polares (Fuerzas iónicas,Dipolo-dipolo,Puentes de hidrógenos ,Ión dipolo)
Moléculas no polares (fuerzas de dispersión: Ión-Dipolo inducido,Dipolo-dipolo
Inducido).
Interacciones hidrofóbicas e hidrofílicas
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Propiedades periódicas
Ciertas propiedades características de los átomos, en particular
el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de
electrones, varían periódicamente con el número atómico. Estas
propiedades atómicas son de importancia para poder explicar las
propiedades químicas de los elementos. El conocimiento de la
variación de estas propiedades permite poder racionalizar las
observaciones
y
predecir
un
comportamiento
o
estructural determinado sin tener que recurrir a los datos
tabulados para cada uno de los elementos. Las propiedades
periódicas que se van a estudiar son:
- Radio atómico y radio iónico.
- Afinidad electrónica.
- Energía de ionización.
- Electronegatividad.
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químico
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Variación del radio atómico en relación al número atómico.
Radio (Å)
Aumenta el radio atómico
Aumenta el radio
atómico
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Radios atómicos y radios iónicos
Las variaciones
de los radios
iónicos a lo largo
de
la
Tabla
periódica
son
similares a las
de los radios
atómicos.
Además
suele
observarse que
rcatión < rátomo
Y
ranión > rátomo
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La energía de ionización de un elemento se define como la energía
mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase
gaseosa:
A(g)  A+(g) + e-(g)
DH = I1
Energía de ionización (kJ/mol)
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Energía de ionización
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Energía de ionización (kJ/mol)
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Energía de ionización
Aumenta
Energía de
Ionización
Aumenta
Energía de Ionización
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Afinidad electrónica
Se define como la energía liberada cuando un átomo en su estado
fundamental capta un electrón libre y se convierte en un ión negativo.
A(g) + e-(g)  A-(g) + A.E.
Valores de A.E
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Electronegatividad
La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene
un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones,
cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran
tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo
(como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a
perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como
los elementos alcalinos).
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Electronegatividad según la escala de Pauling
Grupo
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
Período
1
H
2.1
He
2
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Ne
3
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
Ar
4
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.9
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Kr
5
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
2.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Xe
6
Cs
0.7
Ba
0.9
Lu
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.9
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Rn
7
Fr
0.7
Ra
0.9
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Uuu
Uub
Uut
Uuq
Uup
Uuh
Uus
Uuo
Iónico (diferencia superior o igual a 1.7)
Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.41)
Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
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Electronegatividad según la escala de Pauling
Disminuye la
electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad
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Moléculas e iones
Dos o más átomos pueden combinarse entre sí para formar una
molécula sin carga. Los átomos se unen por fuerzas intensas
denominadas enlaces.
Las sustancias moleculares se representan mediante fórmulas
moleculares, en las que se indica el número de átomos de cada
elemento.
Nitrógeno gas
Agua
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Moléculas e iones
Una molécula puede representarse de distintas formas...
METANO CH4
Fórmula Estructural
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Polaridad de las Moléculas
Momentos dipolo
•
La medida cuantitativa de la polaridad de un enlace viene dada por
su momento dipolo (μ):
μ=Q·r
Donde
• Q : magnitud de la carga ( siempre valor positivo)
•
r : distancia entre las cargas
•
Unidades: 1 D = 3.33·10-30 C·m
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Polaridad de las Moléculas
•
Moléculas diatómicas
- Si contienen átomos de elementos diferentes siempre tienen
momentos dipolo y son moléculas polares
• Ejemplos: HCl, CO y NO
– Si contienen átomos de elementos iguales nunca tienen
momentos dipolo y son moléculas apolares
• Ejemplos: H2, O2 y F2
•
Moléculas poliatómicas
- La polaridad de una molécula viene dada por
• La polaridad de los enlaces
• La geometría de la molécula
– El μ viene dado por la suma vectorial de los μ de cada enlace en
la molécula
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Polaridad de las Moléculas (EJEMPLOS)
NH3
CO2
m=0D
m = 1.47 D
H2O
CCl4
m = 1.85 D
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m=0D
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Polaridad de las Moléculas
Polarity of bonds
H
Carga postiva pequeña
Menor electronegatividad
Cl
Carga negativa pequeña
Mayor electronegatividad
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Polaridad de las Moléculas
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular
H 2O
CO2
Cada dipolo C-O se anula
porque la molecula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan porque
la molecula no es lineal, sino bent.
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Polaridad de las Moléculas
Si hay pares de no enlace
la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar.
Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.
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Enlace Iónico
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Enlace Iónico
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Enlace Covalente
La idea de enlace covalente fue
sugerida en 1916 por G. N. Lewis:
G. N.
Lewis
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Los
átomos
pueden
adquirir
estructura
de
gas
noble
compartiendo
electrones
para
formar un enlace de pares de
electrones.
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Enlace Covalente
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Molécula de Hidrógeno: H2
Tipos de enlaces covalentes:
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Enlace covalente vs Enlace iónico
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Estructuras de Lewis
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están
los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como
puntos alrededor del símbolo del elemento:
Xv v
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Estructuras de Lewis
Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo
electrones hasta conseguir completar la
última capa con 8 e- (4 pares de e-) es
decir conseguir la configuración de gas
noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at. unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H H
O O
N N
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