Unidad I ENLACE QUIMICO INTERACCIONES MOLECULARES Estructura Atómica y Ordenamiento Electrónico Propiedades Periódicas Fuerzas Intramoleculares (Enlace Químico) Fuerzas Intermoleculares (Ej. Puentes de Hidrógeno) Interacciones Hidrofílicas e Hidrofóbicas

Periodicidad de los Elementos y la Ubicación de los Electrones

Configuración Electrónica y la Electronegatividad Energía de Ionización: Energía necesaria para extraer un electrón del último nivel de energía (n) Afinidad Electrónica: Capacidad de un núcleo de liberar o captar electrones. Depende de los electrones en los electrones desapareados en el último orbital (l) y del nivel de energía (n)

ΔE Variación de la Electronegatividad entre los átomos involucrados en el enlace Na+ Cl- ENa = 0.9 ΔE Cloro Hidrógeno C. Polar C. No Polar 0,40 1,7 Iónico El electrón es separado de uno de los átomos EH = 2.1 El electrón es compartido entre los átomos ECl = 3.0

ΔE Oxido de Magnesio Valores de Electronegatividad Cloruro de Potasio Ejemplos… llévelo a la práctica!! Oxido de Magnesio Cloruro de Potasio Bromuro de Magnesio Metano IONICO Valores de Electronegatividad Calcio: 1.0 Magnesio: 1.2 Carbono: 2.5 Oxígeno: 3.5 Bromo: 2.8 Hidrógeno: 2.1 Cloro: 3.0 Potasio: 0.8 MgO, ΔE = 1.2 – 3.5, ΔE = 3.5 – 1.2 = 2.3 IONICO KCl, ΔE = 0.8 – 3.0, ΔE = 2.2 C. Polar C. No Polar 0,40 1,7 Iónico ΔE COVALENTE POLAR MgBr, ΔE = 1.2 - 2.8 , ΔE = 1.6 COVALENTE NO POLAR CH4, C – H , ΔE = 2.5 – 2.1 = 0.4

Enlace Coordinado o Dativo Representaciones de Lewis. e- = *, ●, x Regla del Octeto. "Todos los átomos tienden a completar su última capa de ocho electrones o tener la configuración electrónica de un gas noble” Enlace Coordinado o Dativo Los electrones compartidos provienen de uno solo de los átomos al que se lo llama dador, el átomo que los recibe se llama receptor. Ejemplo… llévelo a la práctica!! HNO3 Trióxido de Azufre SO3

Electronegatividad  Configuración Electrónica Electrones apareados 2s22px2 ENLACES SIGMA ENLACES PI Electrones compartidos 2py12pz1 Representación de Lewis (2D) Distribución de electrones en el último nivel cuántico, donde debe cumplirse la REGLA DEL OCTETO

← Organización de los electrones. ↓ Organización espacial de los orbitales de los electrones involucrados en el enlace HIBRIDACIÓN Es la mezcla de dos o más orbitales puros, que da origen a orbitales híbridos equivalentes, con propiedades diferentes a las que dieron origen. Estado Excitado Be Be Be F Be F Formación del BeF2. Cada orbital híbrido sp del Be se solapa con un orbital 2p del F para formar un enlace de pares electrónicos.

Hibridación sp3. CARBONO N = 6, Estado Fundamental: 2s22p2 CASO CONOCIDO: CARBONO N = 6, Estado Fundamental: 2s22p2 Estado Excitado: 2s12p3  2sp3 Hibridación sp3. Electrones distribuidos en los tres orbitales p y un orbital s Se forman cuatro orbitales híbridos sp3.

BF3 se forma por Hibridación sp2 Ejemplo: BORO, N = 5 En su Estado Excitado: Un electrón en el orbital s y dos electrones desapareados en dos orbitales p. Tres Orbitales Híbridos sp2 2s 2p 2s 2p sp2 2p 120° BF3 se forma por Hibridación sp2 Ahora el Boro será TRIVALENTE

Según el tipo de Hibridación la molécula tendrá una orientación y una simetría

Hibridización vs Enlaces sp C SIMPLE DOBLE TRIPLE sp2 C sp3 C

Fuerzas intraMOLECULARES Según Electronegatividad: Enlace Iónico, Enlace Covalente Polar y Enlace Covalente No Polar Según el origen de los electrones involucrados: E. Covalente (compartidos) y E. Coordinado (provienen de uno de los átomos) Según la Hibridación de los orbitales solapados entre los átomos: E. Covalente Simple (sp), E. C. Doble (sp2) o E. C. Triple (sp3) Enlace Sigma (frontal), Enlace Pi (lateral) Fuerzas intraMOLECULARES Enlace Sigma Enlace Pi

Linus Pauling fue uno de los primeros en aplicar Mecánica Cuántica a las moléculas. P. Nobel de Química (1954) por sus estudios sobre la Naturaleza del Enlace Químico. P. Nobel de la Paz (1962) por su trabajo para detener las pruebas con armas nucleares y establecer un control internacional sobre ellas. Son conocidos sus trabajos sobre la anemia falciforme y su campaña para el incremento en la ingesta de Vitamina C para prevenir el resfriado común. Se mantuvo académicamente activo hasta fallecer en 1994 a los 93 años.

FECHA DEL PRIMER QUIZ: 22/06/09 Contenido: Unidad I. CLASE MIERCOLES 10/6/9. Fuerzas intrAmoleculares Tipos de Enlace según Variación de electronegatividad. Enlace Covalente. Enlace Iónico. Tipos de Enlace según combinación de orbitales. Enlace Sigma y Pi. Hibridación de Orbitales. Estabilidad de Enlaces CLASE LUNES 15/6/9. Fuerzas INTERmoleculares Según Polaridad de la molécula: Iónicas, Dipolo-Dipolo, Ión – Dipolo, Fuerzas de Dispersión. Hidrofobicidad Molecular. FIN DE LA UNIDAD I MARTES 16/6/9. ASESORIA. 8 – 9 am. Lab de Docencia FECHA DEL PRIMER QUIZ: 22/06/09 Contenido: Unidad I.