Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoleculares

Presentación del tema: "Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoleculares"— Transcripción de la presentación:

1 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 I Guía en Formato PDF Dr. Víctor J. Sánchez

2 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

3 Número atómico: isótopos
X C A – Masa atómica Nº Total Protones y Neutrones Z – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones Z 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 92 235 143 Uranio 238 238 146

4 “Cada órbita se corresponde con un nivel energético”
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 con un nivel energético” n = 1, 2, 3, 4, ... 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.” Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18

5 ns < np < nd < nf
Números cuánticos Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los subniveles: valor de l 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 subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18

6 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 ml +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)

7 General Chemistry: Chapter 18
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. Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18

8 Forma de los orbitales Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales f (probabilidad del 75%)..

9 Principio de Exclusión de Pauli:
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. Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18

10 Capacidad y energía de los niveles
1 2 3 4 l ml +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 +3,+2,+1,0,-1,-2,-3 ms 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Energía Orden de energía de los orbitales en el átomo de hidrógeno

11 General Chemistry: Chapter 18
Átomos polielectrónicos Núcleo de He Electrón 1s Repulsión Atracción 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 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18

12 General Chemistry: Chapter 18
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 que existe en cada nivel y tipo de subnivel. Orden de llenado Energía Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18

13 General Chemistry: Chapter 18
Principio de construcción. Para construir la configuración electrónica de un átomo han de seguirse las siguientes reglas: Principio de energía mínima. Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor energía de los mismos. Principio de exclusión de Pauli. Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital. 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. Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18

14 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.

15 Su Configuración electrónica es:
Configuraciones electrónicas ORDEN DE LLENADO DE LOS ORBITALES EJEMPLO: El átomo de Helio (He) Tiene 2 electrones Su Configuración electrónica es:

16 General Chemistry: Chapter 18
Configuraciones electrónicas Li s2 2s1 Be s2 2s2 B s2 2s2 2p1 C s2 2s2 2p2 N s2 2s2 2p3 Ne s2 2s2 2p6 Na s2 2s2 2p6 3s1 Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18