Determinacion de proteinas mediante el metodo de kjeldahl nutricion
Enlaces quimico
1. Enlace químico
Moléculas
Fuerza
compuest
que une a
os iónicos
dos
solidos
átomos
metálicos
2. Enlaces atómicos
Existen cuatro mecanismos importantes mediante los
cuales los átomos se enlazan o unen en los materiales:
• Enlace metálico
• Enlace covalente Enlaces primarios
• Enlace iónico
• Enlace de Van der Waals Enlace secundario
3. Tipos de enlaces
iónico covalente metálico
Sustancias Solidos de red Solidos
Solidos iónicos
moleculares covalente metálicos
4. atrás
Enlace metálico
Enlace no direccional entre los Cuando se aplica voltaje a un metal,
átomos los electrones se mueven con
facilidad y conducen la corriente
5. Estructuras de Lewis
Los gases nobles presentan gran estabilidad
química, y existen como moléculas mono-atómicas. e- de Valencia
e- de Valencia
He
He 22 22
Su configuración electrónica es muy estable y Ne 88 10
Ne 10
contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He). Ar
Ar 88 18
18
Kr
Kr 88 36
36
Xe
Xe 88 54
54
Rn
Rn 88 8686
La idea de enlace covalente fue sugerida
en 1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir estructura
de gas noble compartiendo electrones
G. N. Lewis para formar un enlace de pares de
electrones.
8. atrás
“ENLACE POR PUENTE
DE HIDROGENO” Se establece entre un átomo
de H de una molécula
Es la fuerza atractiva
que por ir unido a F, O ó N
Entre un átomo electronegativo y un
tiene una gran densidad de carga
átomo de hidrógeno
positiva
unido covalentemente a otro
átomo electronegativo. y unátomo de F, O ó N de otra
molécula
que tendrá una gran densidad de
carga negativa
9. Enlace iónico
Na Na+ + e- CaF2
Cl + e- Cl- VIA
IIA
1[Ca]2+ 2[F2]1-
12. Enlaces de Van der Waals
δ+ δ- δ+ δ- Entre dipolos permanentes
C O C O (moléculas polares)
-+ - δ+ δ- Entre dipolos instantáneos
-- (ej.: Gases nobles)
H δ- - - H
δ+ O - + -
- - H
O δ+ δ-
H
Entre dipolos inducidos
(ej.: moléculas apolares en agua)
13. 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:
Xv
vv
14. 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)
H H O O N N
15. Estructuras de Lewis
¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión
poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se
restan tantos electrones como cargas positivas.
2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos
mediante enlaces sencillos.
3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octete para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4 Ejemplo 2: H2CO
1) C: 1s22s2p2 ⇒ 4e- 1) C: 1s22s2p2 ⇒ 4e-
8e- H: 1s1 ⇒ 1e- x2= 2e- 12e-
H: 1s1 ⇒ 1e- x4= 4e-
O: 1s22s2p4 ⇒ 6e-
2) H
H
2)
H C H H
H C O
H 3) e- de v. libres: 12-6= 6 H C O
H
4)
H C O
16. Estructuras de Lewis
Ejemplo 3: SiO4-4 Ejemplo 4: SO2
1) Si: 3s2p2 ⇒ 4e- 1) S: 3s2p4 ⇒ 6e-
32 e- O: 2s2p4 ⇒ 6e-x2 = 12 18 e-
O: 2s2p4 ⇒ 6e-x4 = 24
+ 4 cargas neg. + 4 cargas neg.
2) 4-
2) S
O
O O
O Si O
3) e- de v. libres: 18-4= 14
O
S
3) e- de v. libres: 32-8= 24 O O
4) O 4- 4)
S
O O
O Si O
O
17. Estructuras de Lewis
Formas Resonantes
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente
las propiedades de la molécula que representa.
Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que
en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).
O
O
O
18. Estructuras de Lewis
Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones
O O
O O
O O
Formas resonantes
- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.
- Las estructuras son equivalentes.
- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.
or
19. Estructuras de Lewis
Carga Formal
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº
de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad
de los e- compartidos).
X= nº de e- de valencia
Cf = X – (Y + Z/2) Y= nº de e- no compartidos
Z= nº de e- compartidos
En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma
molécula: H
H C O H
H C O H
H H
H
I II
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura
de Lewis más probable:
≈ El valor de Cf sea mas proximo a 0
≈ La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo
20. Estructuras de Lewis
H
I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0
H C O H Correcta!
- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0
H
II) H C O H - Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
H H - Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1
Otro ejemplo:
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
C N
- Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0
21. Estructuras de Lewis
Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete:
a) Moléculas con nº de e- impar.
NO (5+6=11 e- de valencia)
N O
Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
F
B F
F
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
22. Estructuras de Lewis
c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies
en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-,
tienen octetes expandidos.
PCl5 XeF4
nº de e- de v ⇒ 5+7x5= 40 e- nº de e- de v ⇒ 8+7x4= 36 e-
Cl F F
Cl
Xe
P Cl F
Cl F
Cl
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),
donde se alojan los pares de e- extras.
23. Geometría Molecular
Forma Molecular
Forma molecular está determinada por:
» Distancia de enlace ⇒ Distancia en línea recta, entre los
núcleos de los dos átomos enlazados.
» Angulo de enlace ⇒ Angulo formado entre dos enlaces
que contienen un átomo en común.
Modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia
La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos en la
repulsión entre pares electrónicos. En el modelo de RPECV, [Valence Shell Electron
Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e- alrededor de un átomo se repelen
entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de e-, se orientan de
forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros.
24. Geometría Molecular
El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular
a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo
central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: Geometría de los
pares de e-. (Geometrías ideales)
c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de
la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace.
PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE
PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace
25. Geometría Molecular
Geometría ideal
Nº de pares Geometría Angulo de
de e- enlace
2 (AX2) Linear 180o
3 (AX3) Trigonal 120o
Planar
4 (AX4) Tetrahedral 109.5o
5 (AX5) Trigonal 90o / 120o
Bipyramidal
6 (AX6) Octahedral 90o
26. Geometría Molecular
Geometría Nº pares Nº pares
Nº pares de los pares de e- de e- Geometría
de e- Ejemplo
de e- de enlace de no enlace molecular
27. Geometría Molecular
Geometría molecular para el ión NO3-
Los dobles enlaces son ignorados en RPECV
28. Geometría Molecular
Geometría Nº pares Nº pares
Nº pares de los pares de e- de e- Geometría
de e- Ejemplo
de e- de enlace de no enlace molecular
29. Geometría Molecular
CH4
H
Estructura de Lewis: H C H
H
109.5° 90°
Menor repulsión !
31. Geometría Molecular
Geometría Nº pares Nº pares
Nº pares de los pares de e- de e- Geometría
de e- Ejemplo
de e- de enlace de no enlace molecular
32. Geometría Molecular
Geometría Nº pares Nº pares
Nº pares de los pares de e- de e- Geometría
de e- Ejemplo
de e- de enlace de no enlace molecular
33. Polaridad de las Moléculas
POLARIDAD
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el
enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo
No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo
un enlace o molécula sin dipolo.
Enlaces covalentes polares Enlaces covalentes no polares
δ+ δ− H-H
H F H F
F-F
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado
con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.
34. Polaridad de las Moléculas
Polarity of bonds
H Cl
Carga postiva pequeña Carga negativa pequeña
Menor electronegatividad Mayor electronegatividad
35. 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
CO2 H2O
Cada dipolo C-O se anula
porque la molecula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan porque
la molecula no es lineal, sino bent.
36. 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.
37. Orbitales atómicos; Hibridación
Teoría del Enlace de Valencia (TEV)
- Las estructuras de Lewis y la RPECV no explican como se forma un enlace.
- La teoría RPECV predice la forma o geometría molecular pero no explica
como se forma.
- Un método para explicar el enlace puede ser la Teoría del Enlace de Valencia:
• El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.
• Los dos e- se comparten en el orbital solapado.
38. Orbitales atómicos; Hibridación
El enlace en el BeF2
El Be no tiene e- desapareados disponible para el enlace(1s 22s2) ⇒ Se puede
promover un e- desde el orbital 2s al 2p para conseguir 2 e- desapareados
disponibles para el enlace con el F.
A este proceso se le denomina hibridación y se forman nuevos orbitales
híbridos.
Nº de O. Híbridos que se forman = Nº de O atómicos mezclados.
Un orbital atómico s + un orbital atómico p ==== Dos Orbitales híbridos sp
+ +
42. Orbitales atómicos; Hibridación
Enlaces Múltiples
Los pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en
orbitales híbridos.
H H
C C H C C H
H H
Enlace sigma, σ:
Densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de
un solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.
Enlace pi, π:
Densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une
los átomos. Consta de más de un lóbulo.
- Un enlace doble consiste en un enlace σ y un π.
- Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π.
