1. Química I – Prof. Cecilia Ferrante
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Recordemos las Uniones Químicas
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Fuerzas Electrostáticas ion – ion
Son las que se establecen entre iones de igual o distinta carga.
•Los iones con cargas del mismo signo se repelen.
•Los iones con cargas de signo opuesto se atraen.
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Fuerzas ion - dipolo
Son las que se establecen entre un ion y una molécula polar.
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Fuerzas ion – dipolo inducido
Son las que se establecen entre un ion y una molécula no polar. La
proximidad del ion produce una distorsión en la nube electrónica de la
molécula no polar, que la convierte, transitoriamente, en una molécula
polar; produciéndose la atracción entre el ion y la molécula polarizada.
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Interacciones hidrofóbicas
En medio acuoso las moléculas hidrofóbicas se asocian para evitar
interaccionar con el agua.
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Interacciones hidrofóbicas
Por ejemplo,
•Las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las
membranas celulares (bicapa).
•Las que se establecen en el interior de una micela durante la
digestión de los lípidos.
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Fuerzas de van der Waals
Son fuerzas de atracción entre moléculas. Son fuerzas débiles pero
que desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos
biológicos.
Fuerzas Dipolo- Dipolo inducido
Entre una molécula polar y una no polar. La carga de la molécula
polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula no
polar convirtiéndola, transitoriamente, en un dipolo.
Por esta interacción los gases no polares: O2 , N2 y CO2 se pueden
disolver en el agua.
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Fuerzas de van der Waals
Fuerzas Dipolo instantáneo - Dipolo inducido
También llamadas Fuerzas de London, se producen por
irregularidades en la nube electrónica al acercarse las moléculas.
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Fuerzas de van der Waals
Puentes de Hidrógeno
Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido
covalentemente a un elemento que sea:
•Muy electronegativo y con pares electrónicos sin compartir.
•De muy pequeño tamaño, y por lo tanto, capaz de acercarse al núcleo
del hidrógeno.
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TRePEV
Teoría de la Repulsión de los Pares Electrónicos de Valencia
Los postulados principales son:
1. Los electrones de valencia del átomo central der una molécula o ion, en
general, se distribuyen de a pares a su alrededor.
2. Los pares electrónicos se repelen entre sí. Por eso se orientan de tal
modo que ocupan en el espacio las posiciones que se encuentren a la
mayor distancia posible, lo que reduce al mínimo la repulsión entre ellos.
De este modo se logra una mayor estabilidad.
3. Los pares de electrones libres se repelen con mayor intensidad que los
pares compartidos. Por eso ocupan más espacio.
4. El efecto sobre la geometría de los pares compartidos simples
(comunes o dativos), dobles o triples es equivalente. En otras palabras,
los enlaces simples, dobles o triples que rodean al átomo central se
consideran como equivalentes.
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