Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoleculares Chemistry 140 Fall 2002 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 Dr. Víctor J. Sánchez

Objetivos Específicos y Contenido Chemistry 140 Fall 2002 Objetivos Específicos y Contenido 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 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)   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

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 químico 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.

Variación del radio atómico en relación al número atómico. Aumenta el radio atómico Radio (Å)

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

A(g)  A+(g) + e-(g) DH = I1 Energía de ionización 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)

Energía de ionización Energía de ionización (kJ/mol) Aumenta

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

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).

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 H 2.1 He   Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Ne   Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 Ar   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   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   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   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)

Electronegatividad según la escala de Pauling Disminuye la electronegatividad Disminuye la electronegatividad

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

Moléculas e iones Una molécula puede representarse de distintas formas... Fórmula Estructural METANO CH4

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

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

Polaridad de las Moléculas (EJEMPLOS) NH3 CO2 m = 0 D m = 1.47 D H2O CCl4 m = 1.85 D m = 0 D

H Cl Polarity of bonds Polaridad de las Moléculas Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad

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 Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent. H2O CO2 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

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.

Enlace Iónico

Enlace Iónico

Enlace Covalente La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. G. N. Lewis

Enlace Covalente

Molécula de Hidrógeno: H2 Tipos de enlaces covalentes:

Enlace covalente vs Enlace iónico

X 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: X v

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)