Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoléculares UNIVERSIDAD CENTROCCIDENTAL “LISANDRO ALVARADO” DECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUD PROGRAMA DE MEDICINA QUIMICA ORGANICA Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoléculares Prof. Keila Torres

Resumen de la clase anterior Aspectos Básicos de la estructura Biológica Estructura del átomo Principio de Incertidumbre de Heisemberg Principios que rigen el ordenamiento de electrones Ley del Octeto Ley de la mínima energía Principio de exclusión de Paulí Principio de Hund Orbital átomico Números cuánticos Distribución electrónica

Objetivos de la clase Definir y diferenciar los distintos tipos de enlaces químicos dada una serie de moléculas. Iónico Covalente 1. Polar 2. Apolar o no polar Coordinado Metálico

Regla del Octeto Gilbert Newton Lewwis (1916) los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 e- tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble

Enlace Químico Na+ Cl- Se forma mediante las uniones entre átomos; estas uniones surgen al ceder, aceptar o compartir electrones entre si. Na Z = 11 Cl Z = 17

Electronegatividad Es la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro cuando forman un enlace químico

Valencia: Electrones que se pueden compartir.                                                                                                                                                                           Enlace Químico Energía de Ionización: Energía mínima necesaria para extraer un electrón del último nivel de energía (n) Afinidad Electrónica: es la energía involucrada cuando un átomo neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ión. Valencia: Electrones que se pueden compartir. Ion: Es una partícula cargada que se forma cuando un átomo o grupo de átomos neutros ganan o pierden uno o más electrones.

¿Cómo saber que tipo de enlace es? Enlace Iónico: El electrón es separado de uno de los átomos Enlace Covalente: el electrón es compartido entre los átomos Polar No Polar ˃ 0,4 y <1,7 ≥ 1,7 ≤ 0,4 Iónico ΔE Variación de la Electronegatividad Na = 0,9 Cl = 3

Ejemplos IONICO MgO, ΔE = 1.2 – 3.5, ΔE = 3.5 – 1.2 = 2.3 IONICO Oxido de Magnesio Cloruro de Potasio Agua Metano MgO, ΔE = 1.2 – 3.5, ΔE = 3.5 – 1.2 = 2.3 IONICO IONICO KCl, ΔE = 0.8 – 3.0, ΔE = 2.2 COVALENTE POLAR H2O, ΔE = 2.1 – 3.5 , ΔE = 1.4 COVALENTE NO POLAR CH4, C – H , ΔE = 2.5 – 2.1 = 0.4

Tipos de enlaces Cl- Na+ Covalente Apolar Iónico Covalente Polar ΔE Cl = 3 H = 2.1