Quimica General y Organica Clase

QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA:

Estructura y Organización Molecular

Tecnología Médica 2016

Prof. Paula Guzmán.

GENERALIDADES¿Cómo está formada la materia en su interior?

Desde los tiempos de la antigua grecia, los pensadores venían haciéndose esta pregunta, acerca de cómo estaba constituida la materia en su interior.

Demócrito, filósofo griego que vivió en el siglo IV a. C. propuso que, si se dividía la materia en trozos cada vez más pequeños, debería llegarse a una porción que ya no podría dividirse más.

A esta porción mínima e indivisible, base de toda la materia, la llamó átomo.

ATOMO

SIN DIVISION

GENERALIDADESTuvieron que pasar veinte siglos para que un químico inglés llamado John Dalton retomara las ideas de Demócrito y publicase, en 1808, su famosa teoría atómica:

“La materia no es continua, sino que está formada por partículas indivisibles, llamadas átomos, entre las cuales no hay nada (está el vacío). Los átomos se pueden unir para crear combinaciones de átomos que forman los compuestos químicos.”

Evolución en el estudio de la materia

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: Trataba de explicar las leyes de la época sobre la composición de las sustancias (leyes ponderales).

• La materia está constituida por unidades de pequeño tamaño denominadas átomos. • Todos los átomos de un elemento son iguales en masa y propiedades. • Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades.• Los átomos se unen entre si formando compuestos. • Los átomos de cada clase suele estar en una relación numérica constante. • Los “átomos compuestos” tienen la misma masa e idénticas propiedades.

La evolución del modelo de Dalton apuntaba ya al átomo moderno pero como una sola partícula; si bien al principio no estaba muy claro si el modelo atómico de Dalton sería un átomo o una molécula.

En la última década del siglo XIX y comienzos del XX se precipitaron una serie de descubrimientos que dejaron en evidencia la teoría de la indivisibilidad atómica. Estos descubrimientos dieron lugar a los diferentes modelos atómicos.


-Los electrones no describen orbitas definidas, sino que se distribuyen en una determinada zona llamada ORBITAL. -En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta (95%) -Se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.

Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero -dependiendo de su nivel de energía- tiende a estar con más frecuencia en ciertas regiones

alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos


Distribución de los electrones en el átomo

Según el modelo actual, los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa.

Nivel Numero máximo de electrones1 2

2 8

3 18

4 32

5 32

Distribución de los electrones en el átomoAsí, en un elemento como el potasio en estado neutro:

19K19 protones, 19 electrones,

20 neutrones

1ªcapa : 2e- 2ªcapa : 8e- 3ªcapa : 9e-

Hemos visto como los átomos se distribuyen en niveles o capas de energía. Dentro de cada nivel, existen además subniveles con probabilidad de encontrar electrones.

Nivel Max de e- Subnivel Max de e-

1 2 s 2

2 8 s 2p 6

3 18 s 2p 6d 10

Nivel Max de e- Subnivel Max de e-4 32 s 2

p 6d 10f 14

5 32 s 2p 6d 10f 14

6 18 s 2p 6d 10

Ejemplo : SODIO

Por lo tanto, para el SODIO (11 electrones), mi resultado es: 1s2 2s2 2p6 3s1 1º nivel: 2 electrones2º nivel: 8 electrones3º NIVEL: 1 electrón

En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 – 1

Ejemplo : CLORO

CLORO: 17 electrones, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1º nivel: 2 electrones2º nivel: 8 electrones3º NIVEL: 7 electrones

En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7

Ejemplo : MANGANESO

MANGANESO: 25 electrones, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

1º nivel: 2 electrones2º nivel: 8 electrones3º nivel: 13 electrones4º NIVEL: 2 electrones

En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2


Formación de iones más probables

-Un ión perderá o ganará electrones, hasta que se estabilice. -La forma más común de estabilización es la de formar estructuras electrónicas de gas noble.

¿PORQUÉ DE GAS NOBLE?Los gases nobles son los elementos que menos tienden a perder o ganar electrones, no

reaccionan, solo bajo condiciones extremas. Por tanto todos los átomos tienden a adquirir una estructura electrónica similar a la de estos. Entonces, cada elemento de la tabla periódica logra su estabilidad cuando adquiere la estructura electrónica del gas

noble (último grupo del S.P.) más cercano.

-Quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones. -Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones.

-Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO


11Na -Podemos observar que el Nº atómico del SODIO está más cerca del Nº atómico del Neón. -Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa), adquiere configuración de Neón. -Entonces deja de ser neutro.

Ejemplos de formación de iones más probables


11Na :1s22s22p63s1 -1e- Na+

17Cl

17Cl = 1s22s22p63s23p5

+1electrón

17Cl- = 1s22s22p63s23p6

[Ar]

Distribución de los electrones en la átomo


Capas de Valencia En las interacciones entre los distintos átomos sólo intervienen los electrones situados en la capa más externa.

Los denominados electrones de valencia situados en la llamada capa de valencia, ya que al ser los electrones que se encuentran más lejanos del núcleo y más apantallados por los restantes electrones, son los que están retenidos más débilmente y los que con más facilidad se pierden.

Todos los átomos tienden a tener en su capa de valencia únicamente ocho electrones. Así que el número real de electrones de su capa de valencia influirá también en sus

propiedades.

CUESTIONAMIENTOS...

1. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?

2. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular?

3. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?

OBJETIVOS

Comprender la Naturaleza de los enlaces químicos Explicar las diferentes propiedades de los compuestos basado en el enlace químico

que mantiene unida a la molécula.

Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de

ENLACE que existe entre sus partículas

Enlaces Químicos

Enlaces Químicos

Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.

O2 diatómicaSO2 triatómicaNH3 tetraatómica

A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo

REGLA DEL OCTETO

http://www.visionlearning.com/library/x_linker.php?moid=2078

Enlaces QuímicosGENERALIDADES-Se llama enlace químico a la interacción entre dos o más átomos que se unen para formar una molécula estable.

-Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones buscando mayor estabilidad (tienden a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible). Es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía que los átomos aislados.

-En general, cuando se unen dos elementos representativos, tienden ambos a completar su octeto (8 electrones en su última capa), adquiriendo configuración electrónica de gas noble (s2p6), distribución electrónica de máxima estabilidad.

-A los elementos de transición no les resulta fácil alcanzar esa estructura, debido a los orbitales d, incompletos, habrían de eliminarse o captarse un número excesivo de electrones. Estos elementos, al formar el enlace, alcanzan otras configuraciones de especial estabilidad, como por ejemplo las configuraciones electrónicas con orbitales d semillenos o completos (d5 o d10).

-Para describir el enlace se utilizan los símbolos ideados por Lewis.

Se escribe el símbolo del elemento, rodeado de tantos puntos como electrones tiene en su última capa (capa de valencia). Así: Li , C , O , etc.

Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto

Enlaces Químicos

Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones.

No metales: alta electronegatividad. Tienden a recibir electrones

Según el tipo de átomos que se unen:

Metal – No metal: uno cede y otro recibe electrones (cationes y aniones)

No metal – No metal: ambos reciben electrones, comparten electrones

Metal – Metal: ambos ceden electrones

Enlaces Químicos

El enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones).

El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un anión.

Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática.

Enlaces Químicos

•• ••

••

•• ]2-••

•• •• •

•

[[ ]2+

En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la configuración electrónica de gas noble,

es decir completa su octeto.

NaCl

Enlace IónicoLos átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).

AniónCatión

Enlaces Químicos

Los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independientemente de su naturaleza. Este hecho confiere a todos ellos propiedades características

Algunos tipos de redes cristalinas iónicas

Red del rutilo TiO2

S2-

Zn2+

Cl-

Cs+

Na+

Cl-

F-

Ca2+

La estructura cristalina son empaquetados de manera ordenada y con patrones de repetición que se extienden en las tres dimensiones del espacio.

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Compuestos iónicos

Transferencia

de e-

ÁtomoBaja Electronegatividad

Anión

Catión

Compuesto Iónico

Pérdida e-

Ganancia e-

ÁtomoElectronegatividad elevada

Enlace Iónico

Enlaces Químicos

ENLACE IÓNICO

METALES NOMETALES

FORMULAGENERAL

IONESPRESENTES EJEMPLO P.F. (ºC)

I AII AIII A

+++

VII AVII AVII A

MXMX2MX3

(M+; X-)(M2+; 2X-)(M3+; X-)

LiBrMgCl2GaF3

547708800 (subl)

I AII AIII A

+++

VI AVI AVI A

M2XMXM2X3

(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)

Li2OCaOAl2O3

>170026802045

I AII AIII A

+++

V AV AV A

M3XM3X2MX

(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)(M3+; X-3)

Li3NCa3P2AlP

8431600

Enlaces Químicos

METALES NOMETALES

FORMULAGENERAL

IONESPRESENTES EJEMPLO P.F. (ºC)

I AII AIII A

+++

VII AVII AVII A

MXMX2MX3

(M+; X-)(M2+; 2X-)(M3+; X-)

LiBrMgCl2GaF3

547708800 (subl)

I AII AIII A

+++

VI AVI AVI A

M2XMXM2X3

(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)

Li2OCaOAl2O3

>170026802045

I AII AIII A

+++

V AV AV A

M3XM3X2MX

(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)(M3+; X-3)

Li3NCa3P2AlP

8431600

Propiedades de los enlaces iónicos

1. Son sólidos a temperatura ambiente.2. Son rígidos y funden a temperaturas elevadas.3. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica,

pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos.

4. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones. Por ello pueden usarse como material refractario.

5. Son frágiles y quebradizos.6. Ofrecen mucha resistencia a la dilatación.7. Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son

buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrólitos).

Enlaces Químicos

Importancia de los iones-Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales. -Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso. -En el interior de la célula existen proteínas e iones con carga negativa. Esta diferencia de concentración de iones produce también una diferencia de potencial (unos -70 mV) 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+)-Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal.

Enlaces Químicos

Enlaces QuímicosEnlace Covalente. Teoría de Lewis

El enlace covalente se establece por compartición de uno o mas pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada electronegatividad)

En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo).

Cl2

Enlaces Químicos

Molécula de flúor

O – H H

H –N – H H

Enlace Covalente

Enlaces Químicos

Diferentes tipos de enlace covalente

Enlace covalente normal:SimpleMúltiple: doble o triple

Polaridad del enlace:ApolarPolar

Enlace covalente dativo o coordinado

Enlaces Químicos

Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple

Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble

Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

Enlace covalente normal

Enlaces Químicos

Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en:

• Enlace Covalente Polar• Enlace Covalente Apolar

Rango de Electronegatividad:• Diferencia de Electronegatividad

Enlace Polar• Diferencia de electronegatividad = 0

Enlace Covalente Apolar

Enlaces QuímicosSegún la diferencia de electronegatividad, se clasifican en:• Enlace Covalente Polar• Enlace covalente Apolar Rango de Electronegatividad:• Diferencia de Electronegatividad Enlace Polar• Diferencia de electronegatividad = 0 Enlace Covalente Apolar

No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos. Existe una distribución simétrica de los electrones.

H-H

Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico.

Cl2

H Cl H Cld+ d- HI y H2O

Enlaces Químicos» En el enlace covalente sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).

Enlaces Químicos

Enlace covalente dativo

El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

Enlaces Químicos

Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)

Molécula de SO: enlace covalente doble

Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo

:S ═ O:˙ ˙˙ ˙

˙ ˙S ═ O:

˙ ˙:O ←˙ ˙˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

↓:O:˙ ˙

Enlaces Químicos

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

• No conducen la electricidad

• Solubles: moléculas apolares – apolares

• Insolubles: moléculas apolares - polares

• Bajos puntos de fusión y ebullición…

Enlaces Químicos

Ba•

• O•••

•••

Mg•

•

Cl•••

••

••Cl•••

••••

BaO

MgCl2

Ejemplos enlace iónico

••O••

••••

Ba2+ 2-

••Cl••

••

••Mg

2+-

••Cl••

••

••

-

Iones unidos por fuerzas electrostáticas

Iones unidos por fuerzas electrostáticas

Enlaces Químicos

N•• •• •1 enlace covalente apolar triple

N2 N • ••• • • • NN • •• •• •• • NN

3 enlaces covalentes polares sencillos

NH3 N•• •

••H• H•

H•

NH H

H

• •• • • •

• •

NH H

H

d- d+d+

d+

Ejemplos enlace covalente

••

••

••

• • O••

CO• •

• •

• •CO O

•

••

•••

••

••

••CO2

•CO O ••

•••

••

••

••CO O

••

••

••

••

d-d- d+

2 enlaces covalentes polares dobles

Enlaces Químicos

COMPUESTOS IÓNICOS1. Son sólidos con punto de fusión

altos (por lo general, > 400ºC)2. Muchos son solubles en disolventes

polares, como el agua..3. La mayoría es insoluble en

disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)

5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).

COMPUESTOS COVALENTES1. Son gases, líquidos o sólidos con

punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)

2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Diferencia en las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes

Enlaces QuímicosEnlace Metálico

El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables.Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube electrónica”.

Enlaces Químicos

El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres

moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico

FeEnlace Metálico

Enlaces QuímicosPropiedades sustancias metálicas

Sólidos a Temperatura Ambiente

Elevados puntos de fusión y ebullición

Insolubles en agua

Conducen la electricidad incluso en estado sólido.

Pueden deformarse sin romperse. Debido a la no direccionalidad del enlace metálico.

Presentan efecto “fotoelectrico”, es decir cuando son sometidos a radiación de cierta energía pueden perder electrones.

Se pueden disolver unos en otros formando soluciones llamadas “aleaciones”

La deformación de un metal no implica ni rotura de enlaces ni mayor aproximación de iones de igual carga.

Debido a la movilidad de los electrones.

Enlaces QuímicosPreguntas

¿Por qué el comportamiento metálico no es posible en fase gaseosa?Para posibilitar un comportamiento metálico, los orbitales de los átomos deben solaparse. En fase gaseosa, los átomos metálicos se mueven libremente como átomos aislados, evitando un solapamiento eficaz.

¿Por qué el enlace metálico es ductil o maleable no así el enlace iónicoYa que la distribución de cargas es más o menos uniforme en el enlace metálico, los iones positivos pueden desplazarse unos con respecto a otro con relativa facilidad sin sufrir repulsiones entre los iones positivos, ya que cuenta con la amortiguación de la nube electrónica, esto permite que en metal pueda adquirir distintas formas sin perder sus propiedades. Esto no ocurre en el enlace iónico, ya que si se intenta moldear o estirar, se produce un desplazamiento de las capas de iones generándose planos de repulsión provocando la ruptura del cristal.

¿Por que en el enlace metálico, los metales son conductores de la electricidad en estado sólido, no así los compuestos que tienen enlace ionico?

Cuando un campo eléctrico se aplica a un metal los electrones que tienen gran facilidad de movimiento se desplazan en la dirección del polo negativo al positivo, generando diferencias de cargas que permiten la conducción eléctrica. Los compuestos iónicos no conducen la electricidad en estado sólido ya que en este estado no tienen posibilidad de movimiento, sin alterar el enlace.

Enlaces QuímicosELECTRONEGATIVIDADCapacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

Valores de electronegatividad de Pauling

H2.1

Elemento máselectronegativo

Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.8

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd1.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Cs0.7

Ba0.9

La1.1

Hf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.8

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Fr0.7

Ra0.9

Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.7

Np – Lw1.3

Elemento menos electronegativo

H2.1

Elemento máselectronegativo

Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.8

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd1.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Cs0.7

Ba0.9

La1.1

Hf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.8

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Fr0.7

Ra0.9

Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.7

Np – Lw1.3

Elemento menos electronegativo

Enlaces QuímicosElectronegatividad

determina

puede darse entre Átomos diferentes

En los cuales

La diferencia de E.N.

iónico

Diferente de cero

covalente polar

y el enlace puede ser

mayor que 1,7

Diferencia de E.N.

Entre 0 y 1,7

El tipo de enlace

que

Diferencia de E.N.

Átomos iguales

En los cuales

La diferencia de E.N.

Covalente puro o no polar

Cero

y el enlace es

H2; Cl2; N2

ejemplo

Enlaces Químicos

NaCl

Na Cl

-+ : :

····

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad Cl 3.0

Electronegatividad Na 0.9

Diferencia 2.1

Porcentaje de carácter iónico

• ΔEN= 1,7 Caracter iónico de un 50%• ΔEN >1,7 Caracter iónico es >50%• ΔEN< 1,7 Enlace covalente

Na Cl

-+ : :

····

Enlaces Químicos

Determinación del % de Carácter covalente

Electronegatividad Cl 3.5

Electronegatividad H 2.1

Diferencia 1.4 H Cl

H Clx

Enlace covalente polar

Enlace de carácter covalente

• ΔEN= 1,7 Caracter ionico de un 50%• ΔEN >1,7 Caracter ionico es >50%• ΔEN< 1,7 Enlace covalente

H Cl

H Clx

Enlaces Químicos

Determinación del % de Carácter covalente



Diferencia 0

Enlace covalente puro o no polar

H Hx

H H

Enlace covalente

• ΔEN= 1,7 Caracter ionico de un 50%• ΔEN >1,7 Caracter ionico es >50%• ΔEN< 1,7 Enlace covalente, caracter ionico< 50%

H Hx

H H

Enlaces intermoleculares

Fuerzas de Van der WaalsEl término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas.

Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.


Las fuerzas de van der Waals incluyen:

• Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se incluyen los puentes de hidrógeno.

• Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye).

• Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de dispersión o fuerzas de London)

http://www.portalhuarpe.com.ar/Medhime20/Talleres/Talleres%20Rawson/EPET3/10%20Uniones%20Quimicas/Navegable/FUERZAS%20INTERMOLECULARES.htm%23fu5





Enlace por fuerzas de Van der Waals dipolo-dipoloSe deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas.Ocurre entre moléculas covalentes polares

Las moléculas polares se atraen entre sí debido a las atracciones entre sus dipolos

Esta fuerza de atracción entre dipolos es tanto más intensa cuando mayor es la diferencia de electronegatividad entre átomos enlazados



Enlace por puentes de hidrógeno

Podría considerarse como un enlace dipolo-dipolo, pero de gran intensidad.

Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo: F, N, O.

También presentan este tipo de enlace otras moléculas como HF, NH3 y otras muchas moléculas orgánicas.

Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, oxígeno en este caso, el par de electrones del enlace estará muy atraído por éste último. En la molécula de agua se forman dos polos, O polo negativo y H polo positivo.

Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno.

Moléculas de agua


Puentes Hidrógeno

Se trata de un enlace débil (entre 2 y 10 Kcal/mol). Sin embargo, como son muy abundantes, su contribución a la cohesión entre biomoléculas es grande.

Este enlace es fundamental en bioquímica, ya que:• Condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los ácidos

nucleicos y • Está presente en gran parte de las interacciones que tienen lugar entre distintos tipos de

biomoléculas en multitud de procesos fundamentales para los seres vivos


Fuerza Dipolo-Dipolo Inducido

• Tienen lugar entre una molécula Polar y otra Apolar

• Aquí, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica apolar y la convierte, de modo transitorio en un dipolo.

Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden disolver en agua.

Enlaces intermolecularesFuerzas Electrostáticas (Ión-Ión)• Son las que se establecen entre iones de igual o distinta carga:

• Los iones con cargas de signo opuesto se atraen• Los iones con cargas del mismo signo se repelen

• La magnitud de la fuerza electrostática viene definida por la ley de Coulomb (F) y es directamente proporcional a la magnitud de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa

• Con frecuencia, este tipo de interacción recibe el nombre de puente salino. Son frecuentes entre una enzima y su sustrato, entre los aminoácidos de una proteína o entre los ácidos nucleicos y las proteínas

Enlaces intermolecularesFuerzas Ión Dipolo• Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.

La capa de agua de hidratación que se forma en torno a ciertas proteínas y que resulta tan importante para su función también se forma gracias a estas interacciones

Fuerzas Ión Dipolo-inducido• Tienen lugar entre un ión y una molécula apolar.

La proximidad del ión provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar que convierte (de modo transitorio) en una molécula polarizada. En este momento se produce una atracción entre el ión y la molécula polarizada.

Un ejemplo de esta interacción es la interacción entre el ión Fe++ de la hemoglobina y la molécula de O2, que es apolar. Esta interacción es la que permite la unión reversible del O2 a la hemoglobina y el transporte de O2 desde los pulmones hacia los tejidos


Moléculas o iones interactuantes

¿Participan moléculas polares? ¿Participan

iones?

¿están presentes moléculas polares y

también iones?

NO SI

SI

Sólo fuerzasde LondonEj. Ar (l)

I2 (s)

Fuerzas dipolo-dipolo

Ej: H2S (l)CH3Cl (l)

Puente de HEj: H2O (l) y (s)

NH3 y HF

NO

NO SI

Fuerzas ión-dipolo

Ej: KBr enH2O

Hay átomos de H unidos a átomos de N, F, O

SI

NO

Fuerzas electroestáticas

Nomenclatura de compuestos Químicos

Compuesto: Sustancia formada por 2 o más átomos en proporciones fijas

• Las Formulas se dan en dos ó más partes, el componente más electropositivo o el catión al principio, el más electronegativo o anión al final.

• Los nombres se generan comenzando por el componente más electronegativo o aniónico y terminando con el más electropositivo o catiónico.

NaI yoduro de sodioPCl5 pentacloruro de fósforoN2O3 trióxido de dinitrógenoNO2 dióxido de nitrógeno


Nomenclatura sistemática o estequiométrica:

CrBr3 = tribromuro de cromoCO = monóxido de carbono


Nomenclatura IUPAC:

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica o el número del estado de oxidación del elemento con “nombre específico” (valencia o número de oxidación, es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones).

Ejemplo:

Fe2+3S3

-2 Sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III del hierro en el subíndice o atomicidad del azufre].

FeCl2 Cloruro de hierro (II)

FeCl3 Cloruro de hierro (III)

Nomenclatura de compuestos QuímicosNomenclatura tradicional o clásica o funcional:

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos griegos.

• Cuando el elemento sólo tiene una valencia, se usa el sufijo –ico o simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de”.

KBrBromuro de potasioBromuro potásico

• Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la valencia +2, óxido ferroso

… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2

+3O3-2, hierro con valencia

+3, óxido férrico

FeCl2 Cloruro ferrosoFeCl3 Cloruro ferrico

MnS Sulfuro manganosoMn2S3 Sulfuro mangánico

Nomenclatura de compuestos Químicos• Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos:

hipo - … - oso (para la valencia inferior)

…-oso (para la valencia intermedia)…-ico (para la valencia superior)

•Cuando tiene cuatro distintas valencias se usan los prefijos y sufijos

hipo - … - oso (para las valencias 1 y 2)

…-oso (para la valencias 3 y 4)…-ico (para la valencias 5 y 6)per - … - ico (para la valencia 7)

Anión Nombre del anión

ClO- hipoclorito

ClO2- clorito

ClO3- clorato

ClO4- perclorato

BrO- hipobromito

BrO2- bromito

BrO3- bromato

BrO4- perbromato

IO- hipoyodito

IO2- yodito

IO3- yodato

IO4- peryodato

SO32- sulfito

SO42- sulfato

NO2- nitrito

NO3- nítrato

PO43- fosfato

CO32- carbonato

MnO4- permanganato

Nomenclatura de compuestos QuímicosCompuestos Iónicos Moleculares:

En los enlaces iónicos los electrones se transfieren desde átomos metálicos a átomos no metálicos, generando cationes metálicos y aniones no metálicos. Un catión metálico recibe su nombre del nombre del elemento, y un anión no metálico cambia la terminación de su nombre por “uro”

NaClFeSCaCl2

CuOPbO2

KBr

CATIONMETÁLICO

ANIONNO METÁLICO

“uro”

Nomenclatura de compuestos QuímicosIones Poliatómicos:

Es un grupo de átomos que tiene una carga eléctrica. La carga se comparte entre los átomos que forman el ión poliatómico. La mayoría consiste en un no metal como P, S, C o N, unido de manera covalente en general, con átomos de oxígeno. Principalmente forman compuestos iónicos con cationes metálicos. Se nombra el ión poliatómico primero con la terminación “ito” o “ato”

SO42- sulfato

SO32- sulfito

NO3- nitrato

NO2- nitrito

OH- hidróxidoNH4

+ amonioCN- cianuroSCN- tiocianato


Diagrama de flujo para nombrar compuestos iónicos

¿El metal forma un ión positivo o más? ¿El ión no metal se forma a partir de un solo átomo o de un ión poliatómico con oxígeno?

Grupo 1A-3A, Zn Ag

o Cd

Metal en grupos B (3B-12B),

grupos 4A o 5A

Usa el nombre del elemento o

usa “amonio”

Usa el nombre del elemento y

un número romano entre

paréntesis para la carga positiva

del ión

Ión monoatómico como Cl-, S2-

Ión poliatómico

como CO32- o

SO42-

Usa la raíz del nombre del elemento y agrega la

terminación uro

Usa el nombre del ión

poliatómico con una

terminación ato o ito

Metal o NH4+ No metal

Uno Más

Ión solo Ión poliatómico

Nomenclatura de compuestos Químicos• Si en la especie química, el componente catiónico es el hidrógeno, ya sea asociado a un halógeno o a un componente poliatómico (generalmente oxigenado), ésta se denomina ACIDO.

HCl cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico.HI Ácido yodhídricoHBr Ácido bromhídricoH2SO4 Ácido sulfúricoH2SO3 Ácido sulfúroso

• Si en la especie química, el componente catiónico es un metal o el amonio, asociado a un anión hidroxilo (OH-), ésta se denomina HIDROXIDO y es una BASE.

NaOH Hidróxido de sodioCuOH Hidróxido de cobre (I) o Hidróxido cuprosoCu(OH)2 Hidróxido de cobre (II) o Hidróxido cúpricoNH4OH Hidróxido de amonio

Nomenclatura de compuestos QuímicosSalesLas sales son compuestos que resultan de la combinación de sustancias ácidas con sustancias básicas. Las sales comprenden tanto compuestos binarios o diatómicos, como ternarios. Y hay distintos tipos o formas de clasificarlas que son: sales neutras, sales ácidas, sales básicas y sales mixtas.

NH4ClNa3PO4

Fe2(CO3)3

Nomenclatura de compuestos QuímicosCompuestos Covalentes Moleculares:

Cuando dos no metales se combinan forman compuestos covalentes, los electrones de valencia no se transfieren sino que se comparten formando enlaces covalentes. Los nombres de los no metales en los compuestos covalentes necesitan prefijos ya que a partir de los mismos no metales se pueden formar muchos compuestos diferentes

En el nombre de un compuesto covalente, el primer no metal en la fórmula recibe el nombre de su elemento, y el segundo no metal recibe el nombre de su elemento con la terminación “uro”, excepto el oxígeno que se nombra “óxido”. Los subíndices que indican 2 o más átomos de un elemento se expresan como prefijos.

CO monóxido de carbonoCO2 dióxido de carbonoCS2 disulfuro de carbonoSiO2 dióxido de silicioNCl3 tricloruro de nitrógenoClO2 dióxido de cloroClF3 trifluoruro de cloro

NO monóxido de carbonoN2O dióxido de carbonoN2O3 disulfuro de carbonoN2O4 dióxido de silicioN2O5 tricloruro de nitrógenoSO2 dióxido de azufreSO3 trióxido de azufre


Nomenclatura de compuestos químicos simples

Iónico (metal y no metal) Covalente (2 no metales)

Metal No metal

Forma solo un ión

positivo

Forma más de un ión positivo

Usa el nombre del elemento

Usa el nombre

del elemento seguido por un número romano

igual a la carga

Ión negativo

solo

Ión poliatómico

Usa el nombre del elemento,

pero termina con uro

Usa el nombre del

ión poliatómico (ato o ito)

Primer no metal

Segundo no metal

Usa un prefijo para igualar al

subíndice antes del

nombre del elemento

Usa un prefijo antes del

elemento y termina con

uro



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