Química Orgánica 2008 UCLAMEDICINA UNIDAD I: Enlace Químico e Interacciones Intermoleculares V....

Química Orgánica 2008 Química Orgánica 2008

UCLAUCLAMEDICINAMEDICINA

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Universidad Centroccidental “Lisandro Alvarado”Decanato de Ciencias de la Salud

Departamento de Ciencias FuncionalesSección Bioquímica

Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoleculares

Dr. Víctor J. Sánchez

Parte I

Guía en Formato PDF



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Objetivos Específicos y Contenido1. 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

2. 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) 4. Definir los distintos tipos de fuerzas intermoleculares que ocurren entre los distintos

tipos de moléculas.5. 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



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Número atómico: isótopos

XXAA

A – Masa atómica Nº Total Protones y Neutrones

ZZZ – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones

CC

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 ANº

ProtonesNº

Neutrones

Uranio 235 92 235 92 143

Uranio 238 92 238 92 146

Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 18Química Orgánica 2008 Química Orgánica 2008


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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.

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.

“Cada órbita se corresponde

con un nivel energético”

“Indica la forma del orbital, que puede ser circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro

valor.”



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Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar

los subniveles:valor de l 0 1 2 3

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 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Números cuánticos



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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, -lPara un subnivel l dado, existen 2l + 1 subniveles:

n 1 2 3 4

l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

ml 0 0 +1,0,-1 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 0 +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)

Número Cuántico Magnetico, ml

Números cuánticos



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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.

Forma de los orbitales



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

Forma de los orbitales



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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.



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Capacidad y energía de los niveles

n 1 2 3 4

l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

ml0 0 +1,0,-1 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 0 +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

Energ

ía Orden de energía de los orbitales en el átomo de hidrógeno



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Átomos polielectrónicos

Núcleo de He

Electrón 1s

Electrón 1s

Repulsión

Atracción

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.

Energ

ía



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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.

Energ

ía

Orden de llenado



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Principio de construcción.

Para construir la configuración electrónica de un átomo han de seguirse las

siguientes reglas:

1) Principio de energía mínima.

Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de

menor a mayor energía de los mismos.menor a mayor energía de los mismos.

2) Principio de exclusión de Pauli.

Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital.Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital.

3) Principio de máxima multiplicidad de Hund.

Cuando exista más de una posibilidad para colocar los Cuando exista más de una posibilidad para colocar los

electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los

electrones de forma que se ocupe el mayor número de electrones de forma que se ocupe el mayor número de

orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible.orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible.



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Cuando exista más de Cuando exista más de

una posibilidad para una posibilidad para

colocar los electrones colocar los electrones

en un mismo nivel en un mismo nivel

energético, se energético, se

colocarán los colocarán los

electrones de forma electrones de forma

que se ocupe el mayor que se ocupe el mayor

número de orbitales. número de orbitales.

De esta forma el espín De esta forma el espín

será el máximo posible.será el máximo posible.

Principio de máxima multiplicidad de Hund



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Configuraciones electrónicasORDEN DE LLENADO

DE LOS ORBITALES

EJEMPLO:

El átomo de Helio (He)

Tiene 2 electrones

Su Configuración electrónica es:



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Li 3 1s2 2s1

Be 4 1s2 2s2

B 5 1s2 2s2 2p1

C 6 1s2 2s2 2p2

N 7 1s2 2s2 2p3

Ne 10 1s2 2s2 2p6

Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1

Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica

Configuraciones electrónicas

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