Este documento describe los diferentes tipos de enlaces e interacciones químicas, incluyendo enlaces covalentes, iónicos, puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals. Explica cómo los enlaces covalentes comparten electrones entre átomos y cómo la polaridad depende de la electronegatividad. También describe las propiedades de los enlaces iónicos y cómo se forman los iones. Finalmente, explica los puentes de hidrógeno y las diferentes fuerzas de Van der Waals como dipolo-dipolo, dipolo-
3. Fundamentos de Bioquímica para
el área de la salud.
UNIDAD 01 Conceptos generales de química orgánica
4. 1.3. Enlaces e interacciones químicas
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Conceptos generales de química orgánica | Enlaces e interacciones químicas
5. Enlace covalente
• Se refiere a la unión con electrones compartidos.
• El conjunto neutro de átomos unidos por enlaces covalentes se
denomina molécula.
Carey, 2006, p.14; McMurry, 2008 p 8
Fue propuesto
por G.N Lewis
en 1916
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6. Estructura de Lewis
Los electrones de valencia de un átomo están representados con
puntos
1 punto,
representa su
electrón 1s
Hidrogeno
4 puntos
2sp2 2p2
Carbono
6 puntos
2s2 2p4
Oxígeno
McMurry, 2008 p 9
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7. Regla del octeto
• Una molécula es estable cuando adquiere
una configuración de gas noble para todos
los átomos.
8 puntos para
átomos de
grupos
principales
2 puntos
para el
hidrógeno
McMurry, 2008 p 9
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8. Cumplen regla del Octeto
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9. El número de enlaces covalentes que forma un átomo
depende de cuántos electrones de valencia adicionales
necesita para alcanzar una configuración de gas noble
McMurry, 2008 p 9
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10. Por ejemplo el Carbono
• Comparte sus electrones para formar enlaces covalentes
presentes en compuestos orgánicos
Etano (C2H6)
Carey, 2006, p.15
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11. Otros ejemplos de
enlace covalente
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12. Enlaces dobles y triples
• El concepto de Lewis de enlaces de pares de electrones compartidos
permite enlaces dobles con cuatro electrones y enlaces triples con
seis electrones.
El etileno (C2H4) tiene 12 electrones de valencia
Carey, 2006, p.16
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13. Enlaces dobles y triples 01
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14. Enlace covalente polar
Se refiere cuando un átomo tiene mayor tendencia a
atraer los electrones hacia sí que el otro, la distribución
de electrones está polarizada.
Carey, 2006, p.17
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15. Electronegatividad
• La tendencia de un átomo a atraer los electrones de un enlace
covalente hacia sí define su electronegatividad
Elemento
electropositivo
dona
electrones
Elemento
electronegativo
atrae
electrones
Carey, 2006, p.17
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16. Por ejemplo el fluoruro de hidrógeno
Hidrógeno
dona sus
electrones
Carga positiva
Flúor
electronegativo
atrae
electrones
Carga negativa
Carey, 2006, p.17
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17. Enlace covalente no polar
• Se da entre átomos que son idéntico, por lo tanto sus electronegatividades
también.
• No hay polarización de la distribución de electrones
Carey, 2006, p.18
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18. Covalente no polar
• Se presenta entre átomos iguales
Covalente polar
Ocurre entre átomos diferentes
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19. Enlace Iónico
Enlace químico: Fuerzas de atracción entre los átomos en un compuesto
Enlace iónico: Es un tipo de enlace químico, es la fuerza de
atracción entre iones con cargas opuestas
Iones con
carga
positiva son
cationes
Iones con
carga
negativa
son aniones
Carey, 2006, p.12
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20. El sodio pierde un electrón
El cloro gana un electrón
Catión
Anión
Carey, 2006, p.13
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21. Ejemplo de enlace iónico
• Cloruro de Sodio
Catión
Anión
Carey, 2006, p.14
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22. Cuando un
átomo de cloro
captura un
electrón se
libera energía
La energía de
ionización del
sodio es de 496
kJ/mol.
Absorben
energía
Exotérmicas
Endotérmicas
Carey, 2006, p.13
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23. Cuadro comparativo de las propiedades más
importantes de los compuestos iónicos y
covalentes:
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24. Puentes de hidrogeno
• Es una atracción inter e intramolecular en la que participa siempre el H.
• El hidrógeno debe estar unido a un elemento fuertemente
electronegativo a fin de que el enlace sea lo bastante polar para formar
puentes de hidrógeno.
• Es la interacción polar entre el átomo de hidrógeno de una molécula, y un
átomo con un alto valor electronegativo (O, F o N) de otra molécula.
Carey, 2006, p.151
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25. Entre los compuestos orgánicos, el puente de
hidrógeno implica sólo protones de OH o
de NH, como en:
Los puentes de hidrógeno entre grupos OOH son
más fuertes que aquellos entre grupos ONH
Carey, 2006, p.151
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26. Puntos de ebullición
Carey, 2006, p.152
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28. Puentes de
hidrogeno en
los ácidos
nucleicos
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29. Fuerzas de Van der Waals
• Las fuerzas de atracción entre especies neutras (átomos o moléculas,
pero no iones) se conocen como fuerzas de van der Waals y pueden
ser de tres tipos:
• 1. dipolo-dipolo (incluyen el puente de hidrógeno)
• 2. dipolo-dipolo inducido
• 3. dipolo inducido-dipolo inducido
Carey, 2006, p.84
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30. Dipolo-dipolo
Carey, 2006, p.151
Dos moléculas de una sustancia polar experimentan una
atracción mutua entre la región polarizada en forma positiva
de una molécula y la región polarizada en forma negativa de
la otra.
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31. Dipolo-dipolo inducido
Carey, 2006, p.151
Combinan características
tanto de las fuerzas de
atracción dipolo inducido-
dipolo inducido como de
las atracciones dipolo-
dipolo.
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32. Dipolo inducido-dipolo inducido
Carey, 2006, p.150
Son las únicas fuerzas de atracción intermoleculares
disponibles entre moléculas no polares como los alcanos,
y son importantes también en las moléculas polares
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33. Pie de foto.
Bibliografía
•Carey F.A., Velázquez A.A., González P. V, Zugazagoita H.R (2006) Química Orgánica,
6ta Edición,México, McGraw-Hill
•McMurry J.,Lanto A. M.A., Hernández L.J., Vázquez M. A., Ruiz L. B, Flores P.B., cortés
G.F, et.al; (2008) Química Orgánica, 7ma Edición,México, CENGAGE learning
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