Enlace
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1 Enlace Químico Facultad de Ciencias Médicas Lic. Raúl Hernández M.
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Enlace QuímicoEnlace Químico
Facultad de Ciencias MédicasLic. Raúl Hernández M.
Facultad de Ciencias MédicasLic. Raúl Hernández M.
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IntroducciónIntroducción
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.
En 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.
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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.
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Teoría del big bangTeoría del big bang
Formación deluniverso
2. Enfriamiento
1. expansión
3. Se formaron los Primeros átomos
4. Los átomos formaron
sistemas vivos
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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 MoléculasEnlaces y Moléculas
Átomos MoléculasEnlaces
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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 iones Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones.
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Enlace iónicoEnlace 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 iones
libres.
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Muchos iones 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.
ClCl–– (anión) (anión)
KK+ + ((catióncatión))
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Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del
impulso nervioso.
Na+
K+
Impulso nervioso
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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+)
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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.
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Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal.
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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.
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Enlace CovalenteEnlace 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.
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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.
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Regla del octetoRegla del octeto
Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F.
Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F.
FF :: FF:: ::........
....
....
Al formar compuestos, los átomos ganan, Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir pierden, o comparten electrones para producir
una configuración electrónica estable una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia.caracterizada por 8 electrones de valencia.
Al formar compuestos, los átomos ganan, Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir pierden, o comparten electrones para producir
una configuración electrónica estable una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia.caracterizada por 8 electrones de valencia.
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ejemploejemplo
CC ........
FF::........
..
Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y
cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)
Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y
cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)
la estructura de Lewis para CFla estructura de Lewis para CF44 queda así: queda así:la estructura de Lewis para CFla estructura de Lewis para CF44 queda así: queda así:
:: FF::........CC
:: FF::........
:: FF::........:: FF::
....
....
Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.
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ejemploejemplo
Es una Es una prácticapráctica comúncomún representar un enlace representar un enlace
covalente por una linea. Así, se puede escribir:covalente por una linea. Así, se puede escribir:
Es una Es una prácticapráctica comúncomún representar un enlace representar un enlace
covalente por una linea. Así, se puede escribir:covalente por una linea. Así, se puede escribir:
:: FF ::....
....CC
:: FF ::....
....
:: FF ::....
....:: FF ::....
....
....
CCFF
FF
FF
FF
....
....
....
....:: ::
:: ::
:: ::
....
comocomocomocomo
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Ejemplos inorgánicosEjemplos inorgánicos
CC:: :: ::OO....
::OO....
:: :: CC ::OO....
OO....
::
:: :: ::NN::CC::HH ::NNCCHH
Dióxido de carbonoDióxido de carbonoDióxido de carbonoDióxido de carbono
Cianuro de hidrógenoCianuro de hidrógenoCianuro de hidrógenoCianuro de hidrógeno
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Ejemplos orgánicosEjemplos orgánicos
EtilenoEtilenoEtilenoEtileno
AcetilenoAcetilenoAcetilenoAcetileno:: :: ::CC::CC::HH HH CCCCHH HH
CC:: ::CC....
HH :: ::....
HH
HHHH
CC CC
HH HH
HHHH
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ElectronegatividadElectronegatividad
La electronegatividad es una medida de la La electronegatividad es una medida de la
habilidad de un elemento de atraer electrones habilidad de un elemento de atraer electrones
cuando esta enlazado a otro elemento.cuando esta enlazado a otro elemento.
La electronegatividad es una medida de la La electronegatividad es una medida de la
habilidad de un elemento de atraer electrones habilidad de un elemento de atraer electrones
cuando esta enlazado a otro elemento.cuando esta enlazado a otro elemento.
Un elemento electronegativo atrae electrones.
Un elemento electropositivo libera electrones.
Un elemento electronegativo atrae electrones.
Un elemento electropositivo libera electrones.
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Escala de electronegatividad
de Pauling
Escala de electronegatividad
de Pauling
1.0
Na
0.9
Li Be B C N O F
1.5
Mg
1.2
2.0
Al
1.5
2.5
Si
1.8
3.0
P
2.1
3.5
S
2.5
4.0
Cl
3.0
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad disminuye al bajar en un grupo.
La electronegatividad disminuye al bajar en un grupo.
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GeneralizaciónGeneralización
Entre más grande sea la diferencia de
Electronegatividad entre dos átomos enlazados;
más polar es el enlace.
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
Enlaces no-polares conectan dos
átomos de la misma electronegatividad
H—HH—H :: NN NN::FF::........FF::
....
....
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GeneralizaciónGeneralización
Entre más grande la diferencia en electronegatividadentre dos átomos; más polar es el enlace.
Entre más grande la diferencia en electronegatividadentre dos átomos; más polar es el enlace.
Los enlaces polares conectan átomosLos enlaces polares conectan átomos
de diferente electronegatividadde diferente electronegatividad
Los enlaces polares conectan átomosLos enlaces polares conectan átomos
de diferente electronegatividadde diferente electronegatividad
:: OO CCFF::
....
....HH
OO........HH
HH
OO::.... ....
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NaClNaCl
Na Cl
: :
··
··
Determinación del % de Carácter iónico
Electronegatividad Cl 3.0
Electronegatividad Na 0.9
Diferencia 2.1
% de carácter iónico
Según la tabla periódica 67%
Porcentaje de carácter iónico
Porcentaje de carácter iónico
26
Determinación del % de Carácter iónico
Electronegatividad F 4.0
Electronegatividad Mg 1.2
Diferencia 2.8
% de carácter iónico
Según la tabla periódica 86%
22( )Mg F : :
··
··
MgF2MgF2
27
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%
H Cl
H Clx
Enlace covalente polar
Porcentaje de carácter covalente
Porcentaje de carácter covalente
28
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
H Hx
H H
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Estructuras de LewisEstructuras de Lewis
En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomosse combinan para generar una configuración
electrónica más estable.
La máxima estabilidad resulta cuando un átomoes isoelectrónico con un gas noble.
Un par electrónico que es compartido entre dos átomos constituye un enlace covalente.
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N H
H
HN H
H
H x x
x
AmoníacoAmoníaco
31
32
C OOC OO xx
xx
Enlace covalente dobleEnlace covalente doble
Dióxido de CarbonoDióxido de Carbono
33
34
N NN Nxxxxx
Enlace covalente tripleEnlace covalente triple
NitrógenoNitrógeno
35
COH OH
O
COH OH
O
x x
x x
xx
xx
x x
x x
x x
x x
Ácido CarbónicoÁcido Carbónico
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CO-
O-
O
COH O-
O
COH O-
O
Na+
x CO-
O-
O
x Na+
Na+
x
Bicarbonato y CarbonatoBicarbonato y Carbonato
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Carga formalCarga 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.
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.
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Carga formalCarga formal
Carga formal =Carga formal = Carga formal =Carga formal =
Número de grupoNúmero de grupo
en la tabla periódicaen la tabla periódica
Número de grupoNúmero de grupo
en la tabla periódicaen la tabla periódica
número denúmero de
enlacesenlaces
número denúmero de
enlacesenlaces
número denúmero de
electrones libreselectrones libres
número denúmero de
electrones libreselectrones libres–––– ––––
Fórmula aritmética para calcular la carga formal.Fórmula aritmética para calcular la carga formal.Fórmula aritmética para calcular la carga formal.Fórmula aritmética para calcular la carga formal.
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Ácido nítricoÁcido nítrico
.... ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Calcularemos la carga formal de cada átomo en esta estructura de Lewis.
Calcularemos la carga formal de cada átomo en esta estructura de Lewis.
Carga formal de HCarga formal de HCarga formal de HCarga formal de H
40
Ácido nítricoÁcido nítrico
Carga formal de HCarga formal de HCarga formal de HCarga formal de H
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.
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....
41
Ácido nítricoÁcido nítrico
Carga formal de OCarga formal de OCarga formal de OCarga formal de O
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.
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....
42
Ácido nítricoÁcido nítrico
Carga formal de OCarga formal de OCarga formal de OCarga formal de O
El número de electrones del O es 6.
Un oxígeno neutro tiene 6 electrones
Así, la carga formal del oxígeno es 0.
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....
43
Ácido nítricoÁcido nítrico
Carga formal de OCarga formal de OCarga formal de OCarga formal de O
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.
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....
44
Ácido nítricoÁcido nítrico
Carga formal de OCarga formal de OCarga formal de OCarga formal de O
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.
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....––
45
Ácido nítricoÁcido nítrico
Carga formal de NCarga formal de NCarga formal de NCarga formal de N
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.
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....
++
46
Ácido nítricoÁcido nítrico
Cargas formalesCargas formalesCargas formalesCargas formales
Una estructura de Lewis no esta completa hasta que se indican las cargas formales (si es que hay alguna).
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....
++
––
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Nitrato de sodioNitrato de sodio
Se agrega un sodio positivo.
Cargas formalesCargas formalesCargas formalesCargas formales
::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
....
++
––Na++
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Carga formalCarga formal
“Conteo de electrones" y cargas formales en NH4
+ y BF4-
11
44
NN
HH
HH HH
HH
++77
44
....
BBFF
FF
FF
FF
....
............:: ::
:: ::
:: ::
....
––
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S
O-
O-
OH OH+2
S
O-
O-
OH OH+2
x x
x x
xx
xx
xx
xx
x x
Ácido SulfúricoÁcido Sulfúrico
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La regla del octeto puede presentar las siguientes excepciones:
Moléculas con número impar de electrones
Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto
Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto
Excepciones de la Regla del Octeto
Excepciones de la Regla del Octeto
51
Número Impar de Electrones
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 NONO 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.
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B FF
F
Menos de ocho electronesMenos 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.
53
54
B-
FF+
F
B-
F+
F
F
B-
FF
F+
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:
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PCl
ClCl
ClCl
Más de ocho electronesMás 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 PCl5
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Fuerzas IntermolecularesFuerzas 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
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Ion-dipoloIon-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.
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Dipolo-dipoloDipolo-dipolo
Existen 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.
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+ -
+ -
- +
+ -
- +
+ -
+ -
+ -
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)
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Fuerzas de dispersión de London
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.
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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.
+ - + - + - + - + -
- + - + - + - + - +
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Puente de HidrógenoPuente 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.
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