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    • Enlace Químico Facultad de Ciencias Médicas Lic. Raúl Hernández M.
    • Introducción
      • Nuestro Universo comenzó, según teorías actuales, con una gran explosión o "Big Bang" que llenó todo el espacio. Cada partícula de materia formada se alejó violentamente de toda otra partícula.
      • E n el momento de la explosión, toda la materia estaba en forma de partículas elementales subatómicas que colisionaban y se aniquilaban unas a otras, formando partículas nuevas y liberando más energía.
      • A medida que el Universo se expandía y se enfriaba, gradualmente se formaron los primeros átomos.
      • Es a partir de estos átomos que se plasmaron y evolucionaron los sistemas vivos.
      • Iniciaremos el estudio de los seres vivos analizando la estructura de los átomos y las moléculas que forman al combinarse .
    • Teoría del big bang Formación del universo 2. Enfriamiento 1. expansión 3. Se formaron los Primeros átomos 4. Los átomos formaron sistemas vivos
      • Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes.
      • Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces.
      Enlaces y Moléculas Átomos Moléculas Enlaces
      • Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y covalente .
      • Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como ion es
      • Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones.
    • Enlace iónico
      • Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.
      • Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo ion es libres.
      • Muchos ion es constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales.
      • El ion potasio (K + ) es el principal ion con carga positiva en la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales.
      Cl – (anión) K + ( catión )
      • Los ion es calcio (Ca 2+ ), potasio (K + ) y sodio (Na + ) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso .
      Na + K + Impulso nervioso
      • En el interior de la neurona existen proteínas e iones con carga negativa. Esta diferencia de concentración de iones produce también una diferencia de potencial (unos -70 milivoltios) entre el exterior de la membrana y el interior celular. Esta variación entre el exterior y el interior se alcanza por el funcionamiento de la bomba de sodio/potasio (Na + /K + )
      • La bomba de Na + /K + gasta ATP . Expulsa tres iones de sodio que se encontraban en el interior de la neurona e introduce dos iones de potasio que se encontraban en el exterior. Los iones sodio no pueden volver a entrar en la neurona, debido a que la membrana es impermeable al sodio.
      • Además, el Ca 2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal.
      • El ion magnesio (Mg +2 ) forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes.
    • Enlace Covalente
      • Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos.
      • Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo.
      • En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos.
      • En un enlace de este tipo, cada electrón pasa parte de su tiempo alrededor de un núcleo y el resto alrededor del otro.
      • Así, al compartir los electrones, ambos completan su nivel de energía exterior y neutralizan la carga nuclear.
    • Regla del octeto
      • Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F.
      Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia. F : F : : .. .. .. ..
    • ejemplo Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia) la estructura de Lewis para CF 4 queda así: Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor. C . . . . F : .. .. . : F : .. .. C : F : .. .. : F : .. .. : F : .. ..
    • ejemplo Es una práctica común representar un enlace covalente por una linea. Así, se puede escribir: .. como : F : .. .. C : F : .. .. : F : .. .. : F : .. .. C F F F F .. .. .. .. : : : : : : ..
    • Ejemplos inorgánicos Dióxido de carbono Cianuro de hidrógeno C : : : O .. : O .. : : C : O .. O .. : : : : N : C : H : N C H
    • Ejemplos orgánicos Etileno Acetileno : : : C : C : H H C C H H C : : C .. H : : .. H H H C C H H H H
    • Electronegatividad
      • Un elemento electronegativo atrae electrones.
      • Un elemento electropositivo libera electrones.
      La electronegatividad es una medida de la habilidad de un elemento de atraer electrones cuando esta enlazado a otro elemento.
    • Escala de electronegatividad de Pauling La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica. La electronegatividad disminuye al bajar en un grupo.
    • Generalización
      • Entre más grande sea la diferencia de
      • Electronegatividad entre dos átomos enlazados;
      • más polar es el enlace.
      Enlaces no-polares conectan dos átomos de la misma electronegatividad H—H : N N : F : .. .. F : .. ..
    • Generalización
      • Entre más grande la diferencia en electronegatividad entre dos átomos; más polar es el enlace.
      Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividad : O C   O : .. ..  F : .. .. H   O .. .. H   H 
      • NaCl
      Porcentaje de carácter iónico Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad Cl 3.0 Electronegatividad Na 0.9 Diferencia 2.1 % de carácter iónico Según la tabla periódica 67%
      • MgF 2
      Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad F 4.0 Electronegatividad Mg 1.2 Diferencia 2.8 % de carácter iónico Según la tabla periódica 86%
    • Porcentaje de carácter covalente Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad Cl 3.5 Electronegatividad H 2.1 Diferencia 1.4 % de carácter iónico Según la tabla periódica 39 Carácter covalente = 100 – 39% = 61% Enlace covalente polar
    • Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad H 2.1 Electronegatividad H 2.1 Diferencia 0 % de carácter iónico Según la tabla periódica 0 Carácter covalente = 100 – 0% = 100% Enlace covalente puro o no polar
    • Estructuras de Lewis
      • En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomos se combinan para generar una configuración electrónica más estable.
      • La máxima estabilidad resulta cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.
      • Un par electrónico que es compartido entre dos átomos constituye un enlace covalente.
    • Amoníaco
    •  
    • Dióxido de Carbono Enlace covalente doble
    •  
    • Nitrógeno Enlace covalente triple
    • Ácido Carbónico
    • Bicarbonato y Carbonato
    • Carga formal
      • La carga formal es la carga calculada para un átomo en una estructura de Lewis en la base de la igual compartición de todos los pares de electrones.
    • Carga formal Carga formal = Número de grupo en la tabla periódica número de enlaces número de electrones libres – – Fórmula aritmética para calcular la carga formal.
    • Ácido nítrico
      • Calcularemos la carga formal de cada átomo en esta estructura de Lewis.
      .. Carga formal de H : .. H O O O N : : .. ..
    • Ácido nítrico
      • El H comparte 2 electrones con el O.
      • Asignar 1 electrón al H y 1 al O.
      • Un átomo de H neutro tiene 1 electrón.
      • Así, la carga formar del H en el ácido nítrico es 0.
      Carga formal de H .. : .. H O O O N : : .. ..
    • Ácido nítrico
      • O tiene 4 electrones en enlaces covalentes.
      • Asigne 2 de estos 4 electrones al O.
      • O tiene dos pares no compartidos. Asigne los 4 electrones al O.
      • Así, el número total de electrones asignados al O es 2 + 4 = 6.
      Carga formal de O .. : .. H O O O N : : .. ..
    • Ácido nítrico
      • El número de electrones del O es 6.
      • Un oxígeno neutro tiene 6 electrones
      • Así, la carga formal del oxígeno es 0.
      Carga formal de O .. : .. H O O O N : : .. ..
    • Ácido nítrico
      • El O tiene 6 electrones (4 electrones de pares libres + la mitad de 4 electrones enlazados).
      • Un O neutro tiene 6 electrones.
      • Así, la carga formal del O es 0.
      Carga formal de O .. : .. H O O O N : : .. ..
    • Ácido nítrico
      • El O tiene 7 electrones (6 electrones de pares libres + la mitad de 2 electrones enlazados).
      • Un O neutro tiene 6 electrones.
      • Así, la carga formal del O es -1.
      Carga formal de O .. – : .. H O O O N : : .. ..
    • Ácido nítrico
      • El N tiene 4 electrones (la mitad de 8 electrones en enlaces covalentes).
      • Un nitrógeno neutro tiene 5 electrones.
      • Así, la carga formal del N es +1.
      Carga formal de N .. + : .. H O O O N : : .. ..
    • Ácido nítrico
      • Una estructura de Lewis no esta completa hasta que se indican las cargas formales (si es que hay alguna).
      Cargas formales .. + – : .. H O O O N : : .. ..
    • Nitrato de sodio
      • Se agrega un sodio positivo.
      Cargas formales .. + – Na + : .. H O O O N : : .. ..
    • Carga formal “ Conteo de electrones" y cargas formales en NH 4 + y BF 4 - 7 4 – 1 4 N H H H H + .. B F F F F .. .. .. .. : : : : : : ..
    • Ácido Sulfúrico
      • La regla del octeto puede presentar las siguientes excepciones:
      Excepciones de la Regla del Octeto
        • Moléculas con número impar de electrones
        • Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto
        • Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto
    • Número Impar de Electrones
      • En la mayor parte de las moléculas, el número de electrones es par y es posible el apareamiento de los spines de los electrones.
      • No obstante, algunas moléculas como NO contiene 5 + 6 electrones de valencia: es imposible el apareamiento completo de estos electrones y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno de los átomos.
    • Menos de ocho electrones
      • Una segunda excepción se presenta cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo de una molécula o de un ion.
      • Esta es una situación relativamente rara y se encuentra con mayor frecuencia en compuestos de boro y berilio.
    •  
      • En la estructura anterior solo hay seis electrones alrededor del átomo de boro.
      • Para formar un octeto completo alrededor del boro debemos formar un doble enlace. Al hacerlo vemos que se forman tres estructuras de resonancia equivalentes:
    • Más de ocho electrones
      • La tercera y más grande clase de excepciones consiste en las moléculas en que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Como ejemplo, consideremos el PCl 5
    • Fuerzas Intermoleculares
      • Fuerzas intermoleculares de moléculas neutras o de Van der Waals
        • Fuerzas dipolo dipolo
        • Fuerzas de dispersión de London.
      • Fuerzas intermoleculares en soluciones
        • Ion-dipolo
    • Ion-dipolo
      • Se produce entre un ion y una carga parcial en el extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Por ejemplo la molécula de HCl.
    • Dipolo-dipolo
      • E xisten entre moléculas polares neutras. Las moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de otra.
    • + - + - - + + - - + + - + - + - Variación de la interacción dipolo-dipolo con la orientación. En (a) y (b), los dipolos están alineados para producir una interacción de atracción. En (c) y (d), las interacciones son repulsivas. a) b) c) d)
    • Fuerzas de dispersión de London
      • Su existencia esta justificada por la mecánica cuántica y se puede describir de la siguiente manera: la distribución promedio de carga en torno a una molécula de metano, por ejemplo es simétrica, de modo que, no hay un momento dipolar neto.
      • Sin embargo los electrones se desplazan, de modo que en un instante de tiempo, esa distribución probablemente se distorsiona, por lo que existirá un pequeño dipolo momentáneo, el cual afectará la distribución electrónica en otra molécula cercana de metano.
      + - + - + - + - + - - + - + - + - + - +
    • Puente de Hidrógeno
      • Es un tipo de atracción dipolar particularmente fuerte, en el cual un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos electronegativos, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas.
    •  
    •  
    • Fin.