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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 I
Guía en Formato PDF
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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Número atómico: isótopos
A
Z
X
C
A – Masa atómica
Nº Total Protones y Neutrones
Z – Número atómico
Nº Total Protones o de Electrones
C – Carga
Valores + o -
Dos isótopos son dos átomos de un mismo elemento que difieren en
el número másico A, es decir, tienen el mismo número de protones y
distinto número de neutrones.
Isótopo
Z
A
Nº Protones
Nº Neutrones
Uranio 235
92
235
92
143
Uranio 238
92
238
92
146
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Números cuánticos
El primer número cuántico, o número cuántico principal, n,
designa el nivel de energía principal. Este número toma
valores enteros naturales a partir de la unidad. Cuanto mayor
sea n, mayor será la energía del electrón y se localizará a
mayor distancia del núcleo.
“Cada órbita se corresponde
n = 1, 2, 3, 4, ...
con un nivel energético”
El número cuántico secundario (Azimutal), l, indica el
número de subniveles de energía que existen dentro de
un nivel principal n, e indica la forma de los mismos.
Este número toma valores enteros naturales desde 0
hasta n -1, luego, en cada nivel n hay n subniveles.
“Indica la forma del orbital, que puede ser
circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro valor.”
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Chapter 18
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Números cuánticos
Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los
subniveles:
valor de l
0
1
2
3
Subnivel
s
p
d
f
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo depende de n. Para los
átomos polielectrónicos, la energía depende tanto de n como de l. Sin embargo,
puede escribirse de forma general que para un mismo valor de n suele cumplirse
que el orden de energía es
ns < np < nd < nf
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
subnivel
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
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Números cuánticos
Número Cuántico Magnetico, ml
Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen
distintos orbitales, que se diferencian en el valor del
tercer número cuántico ml. Este número informa
sobre la orientación de la nube electrónica alrededor
del núcleo (orbital). Los valores de ml van desde –l
hasta +l de unidad en unidad:
ml = +l, +l-1, ..., 0,..., -l+1, -l
Para un subnivel l dado, existen 2l + 1 subniveles:
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
ml
0
0
+1,0,-1
0
+1,0,-1
+2,+1,0,-1,-2
0
+1,0,-1
+2,+1,0,-1,-2
+3,+2,+1,0,-1,-2,-3
1s
2s
2p (3)
3s
3p (3)
3d (5)
4s
4p (3)
4d (5)
4f (7)
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Forma de los orbitales
Representación de la parte angular de la
función de onda de los orbitales s (arriba), p
(abajo) y d (a la derecha). En los tres casos, los
volúmenes
corresponden
el
75%
de
probabilidad.
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Forma de los orbitales
Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales f
(probabilidad del 75%)..
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Números cuánticos
Una vez introducidos los números cuánticos n, l y ml, sabemos que cada combinación
de los tres define un orbital atómico. Sin embargo, queda por resolver una cuestión
fundamental. ¿cuántos electrones pueden ser representados por dicha ecuación?
Para su respuesta hay que introducir un cuarto número
cuántico, ms,
asociado con el espín del electrón. Este
número toma dos valores, + ½ y – ½ .
Principio de Exclusión de Pauli:
En un átomo no puede haber dos electrones con los mismos valores
de los cuatro números cuánticos.
Este Principio se traduce en que sólo es posible acomodar dos
electrones como máximo en cada orbital, que de esta forma tendrían los
mismos valores de n, l y ml y diferirían en el de ms.
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n
1
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
ml
0
0
+1,0,-1
0
+1,0,-1
+2,+1,0,-1,-2
0
+1,0,-1
+2,+1,0,-1,-2
+3,+2,+1,0,-1,-2,-3
2
3
4
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
ms
Energía
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Capacidad y energía de los niveles
Orden de energía de los
orbitales en el átomo de
hidrógeno
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Electrón
1s
Repulsión
Núcleo de
He
Electrón
1s
Cuando se pasa a un átomo que ya
tiene dos electrones (el helio es el
más simple), aparece una nueva
variable:
la
repulsión
interelectrónica. Ello complica la
ecuación de Schrödinger hasta tal
punto que su resolución es imposible.
Sin embargo, pueden efectuarse algunas
aproximaciones que permiten la obtención de
soluciones aceptables. Las funciones de onda
así obtenidas son similares a las del átomo de
hidrógeno, con algunas variaciones debidas a la
mencionada repulsión interelectrónica. El
orden energético de los orbitales también
varia en relación a los del átomo de hidrógeno.
Energía
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Átomos polielectrónicos
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Configuraciones electrónicas.
La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición
de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones
Energía
que existe en cada nivel y tipo de subnivel.
Orden de llenado
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Principio de construcción.
Para construir la configuración electrónica de un átomo han de seguirse las
siguientes reglas:
1)
Principio de energía mínima.
Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a
mayor energía de los mismos.
2)
Principio de exclusión de Pauli.
Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital.
3)
Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un
mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se
ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el
máximo posible.
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Principio de máxima multiplicidad de Hund
Cuando exista más de una
posibilidad para colocar los
electrones
nivel
un
mismo
energético,
se
colocarán los electrones de
forma
que
se
ocupe
el
mayor número de orbitales.
De
esta
forma
el
espín
será el máximo posible.
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Configuraciones electrónicas
ORDEN DE LLENADO
EJEMPLO:
DE LOS ORBITALES
El átomo de Helio (He)
Tiene 2 electrones
Su Configuración electrónica es:
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Configuraciones electrónicas
Elemento Nº Electrones
Diagrama Orbitales
Configuración Electrónica
Li
3
1s2 2s1
Be
4
1s2 2s2
B
5
1s2 2s2 2p1
C
6
1s2 2s2 2p2
N
7
1s2 2s2 2p3
Ne
10
1s2 2s2 2p6
Na
11
1s2 2s2 2p6 3s1
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