Mi nombre es Bond

Estructura atòmica Són característics de cada àtom

Els enllaços químics són connexions que es produeixen entre àtoms o molèc i està molt relacionada amb la configuració electrònica de cada àtom Lewis  regla del octet Quan els àtoms tenen 8 e- en la seua capa de valència (última capa) són molt estables  xq tindran la = conf electrònica que els gasos nobles que són molt estables i no reaccionen en res EXCEP: H  completa amb 2e- en la última capa Els àtoms s’enllaçaran per a intentar arribar als 8e- en la capa de valència i ser + estables

Electronegativitats de Pauling Electronegativitat: Tendència dels àtoms per a guanyar electrons  convertint-se en anions Ex: O  Z=8 1s2 2s2 2p4  li falten 2e- O-2 Cl Z=17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 li falta 1e-  Cl- El Cl és més electronegatiu té + avidesa per guanyar e- K  Z=19  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 si perdera un e- tindria 8 a la última capa  catió = K+ Element Símbol Nombre atòmic Electronegativitats de Pauling Fòsfor P 17 2.19 Hidrogen H 1 2.20 Carboni C 12 2.55 Sofre S 18 2.58 Nitrogen N 7 3.04 Oxigen O 8 3.44

Enllaços interatòmics

Enllaç covalent Quan els 8e- s’adquireixen per compartició de parells d’e-  entre 2 NO metalls (pareguda EN)

L’enllaç covalent pot ser:

Nombre màxim d’enllaços covalents Element H O C N P S Nombre màxim d’enllaços covalents 1 2 4 3 (4) 5 6 Importants en biologia

És un enllaç molt fort  per trencar un enllaç covalent simple C-C es necessiten 80Kcal7mol Poden ser enllaços polars o NO polars dependrà de la EN dels àtoms que formen l’enllaç: No polar  Si els àtoms que formen l’enllaç són iguals i pt = EN Polar  si els àtoms són ≠ i pt tenen ≠ EN (> 0.4-0.5 ) el + EN atraurà els e- cap a ell en + força i tindrà densitat de càrrega – mentre que l’altre am els e- més allunyats tindrà densitat de càrrega + Dipol

Enllaços intermoleculars Interaccions per atracció (forces electrostàtiques) entre dipols

1. Ponts d’hidrogen Entre molècules polars  Quan l’enllaç és produeix entre l’àtom d’H d’un enllaç covalent H-O, H-N i un àtom electronegatiu (O, N) de l’altra molècula Enllaç covalent H-O Pont d’H De 8 a 40 Kj/mol

Ejemplos de sustancias que presentan enlaces de hidrógeno son: el agua (H2O), el fluoruro de hidrógeno (HF), el amonio (NH3), los alcoholes (ROH), los ácidos carboxílicos (RCOOH), las amidas con H enlazado al N (RCONH2) y las aminas primarias (RNH2) y secundarias (RR´NH).

2. Interaccions electrostàtiques(interaccionsiònic) Un grup funcional queda carregat + i un altre – (ionitzat), aleshores hi ha una atracció entre càrregues de ≠ signe: No és un enllaç molt fort, però si hi ha una gran quantitat poden ser importants

3. Forces de Van der Waals Entre molècules els núvols d’e- de les quals tendeixen a repel·lir-se, però en un moment (quan s’apropen) els e- es desplacen més cap a un dels dos àtoms (creant-se un dipol instantani) repel·lirà els e- de la molec adjacent (creant-se un dipol induït) Atracció de càrregues Encara que són de menor magnitud que els ponts d’H ↑ quantitat  ↑ força

4. Interaccions hidrofòbiques Entre molec apolars quan es troben dissoltes en un medi aquós  s’agrupen entre si, excloent l’aigua

Grups funcionals Grups d’àtoms enllaçats covalentement, que actuen químicament com una unitat i presenten prop químiques específiques

Hidrocarburs  llargues cadenes (lineals, ramificades o cícliques) de C i H Alcohols  conté un grup –OH (hidroxil)

Aldehids i cetones  amb el grup carbonil C=O

Estructures químiques H H C H C als cantons i al final de línia Els H estan implícits  les C van units a enllaços fins a completar la valència 4 C C H C H C C C H H C H H H Aspirina Fórmula = C8H10N4O2

H C H H Fórmula: C8 H11 O3 N C C C C H C C H

Polaritat d’una molècula Si l’enllaç covalent és polar  diferència d’EN > 0,4-0,5 No s'anul·len els moments dipolars (µ) per geometria de la molècula

Determina si és o no polar?

Determina si és o no polar?

Tracta d’identificar de quin tipus d’interacció es tracta en cada cas: Electrostàtica Pont d’H Hidrofòbica Pont d’H