1. Autor: Msc Sylvia Araya Química General y Orgánica CQU 100 Instituto de Ciencias Naturales Facultad de Medicina Veterinaria y Agronomía

4. Química Ciencia que estudia la materia Sus cambios químicos y físicos, sus propiedades y energía.

5. Partículas fundamentales del átomo. Región Extranuclear: Electrones Núcleo : Protones y Neutrones partículas responsables de la masa

6. A = número másico = p + + nº Z = número atómico = p + Número Atómico y Número Másico. Ej. Determinar las partículas fundamentales de los átomos de : 12 16 14 C , O y N 6 8 7

8. Configuración electrónica 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p Regla diagonal Orden de llenado Ver diagrama de cuadros y configuración : C, N y O. Sitio Orden de llenado interactivo http://www.educaplus.org/play-75-Energ%C3%ADa-de-los-orbitales.html http://www.educaplus.org/play-73-Configuraci%C3%B3n-electr%C3%B3nica.html

9. Configuración electrónica: Información que entrega. (mostrar en T.P) 1 s 2 2 s 2 2 p 2 Número 2 = Período Electrones en el último Nivel de energía 2 + 2 = Grupo Configuración con Diagrama de cuadro 1s 2 Ej . 2s 2 px 2 py 2 pz El primer número indica el nivel de energía 1, 2 La letra indica el subnivel de energía u orbital, s , p, d f. El exponente indica la cantidad de electrones de cada subnivel. 2 en c/u en este ejemplo. C Z=6

11. Estructuras electrón punto de Lewis                                        Elem. representativos Gases nobles IA VIIIA H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He Li Be B C N O F Ne

12. Regla del octeto Tetrafluoruro de carbono CF 4 Eteno C 2 H 4 y Etino C 2 H 2 Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir una configuración electrónica estable Rodeándose por 8 electrones de valencia. Dióxido de carbono CO 2 Cianuro de hidrógeno HCN F : F : : .. .. .. ..

13. Enlace Químicos h ttp://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm

14. Tipos de enlaces Se produce por la atracción mutua de partículas de carga Eléctrica opuesta, entre un metal (GI , GII ) y un no metal(GVI y GII).Con gran diferencia de electronegatividad. IÓNICO : Ver sitio web http://www.educaplus.org/play-77-Enlace-iónico.html

15. COVALENTE: Están formados por pares de electrones compartidos entre los átomos que se unen (generalmente no metales ). Se clasifica en polar y apolar Covalente Polar átomos que constituyen el enlace son distintos Esto se debe, ya que c ada elemento no metálico presenta una tendencia diferente a captar electrones ( electronegatividad) Por tal motivo la distribución de carga en la molécula resulta asimétrica , produciendo un pequeño dipolo eléctrico con una región (+) y otra (-).Se presenta cuanto mayor es la diferencia entre la electronegatividad de los átomos enlazados. Ej H-Cl, H –O, N-H . F : .. .. H  +  -

17. La molécula de hidrogeno comparte 1 par de electrones en la capa más externa para cumplir con la regla del dueto y tener máxima estabilidad. Ejemplo gas Hidrógeno H H

18. Ejemplo Molécula de oxígeno(O 2 ) ¿cuántos electrones comparte la molécula de oxígeno? ¿ cómo se forma el doble enlace? O = O

20. ELECTRONEGATIVIDAD , PARA ELEMENTOS REPRESENTATIVOS La electronegatividad, es una medida de la habilidad de un elemento para atraer los e- en un enlace. ¿Qué es la electronegatividad? Periodo 1A Grupo 1º H 2.1 2A 3A 4A 5A 6A 7A 2º Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 3º Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 4º K 0.8 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 5º Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 6º Cs 0.8 Ba 0.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2

23. Polaridad Molécula Las moléculas unidas por enlaces covalentes pueden ser: POLARES : Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo No polares : Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.

24. El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno , posee 2 pares de electrones sin compartir Esta asimetría en la distribución de las cargas en cada uno de los enlaces H - 0, confiere a éstos una cierta polaridad eléctrica. Es decir, el átomo O se encuentra sobrecargado negativamente en tanto que los dos átomos de hidrógeno aparecen cargados positivamente, aun cuando la molécula en su conjunto sea eléctricamente neutra.

25. APOLAR . Ejemplo CO 2 El enlace C-O es polar, ya que, el O es más electronegativo que el C por lo tanto, el O se lleva la nube electrónica para ambos lados y por lo tanto las fuerzas se anulan y la molécula apolar.

26. Otros ejemplos

29. Ejemplo Agua + NaCl http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/molvie1.swf El Na + es atraído por el oxigeno con carga negativa El Cl - es atraído por el hidrógeno con carga negativa

30. INTERACCIÓN DIPOLO -DIPOLO Se produce entre moléculas neutras polares debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra y viceversa varían con la temperatura por lo tanto influyen en los, pto. de fusión y ebullición Ej ICl y BrI ; HBr y H 2 S, HCl, HI

32. Enlace Puente d e Hidrógeno entre moléculas de Agua

33. PUENTES DE HIDROGENO EN ADN http://www.cienciasnaturales.es/ADNESTRU.swf

34. INTERACCIONES HIDROFÓBICAS HIDROFIBICAS ANFIPÁTICAS

36. DADAS ENTRE MOLECULAS APOLARES COMO CONSECUENCIA DE LA NO INTERACCION DE ESTAS MOLECULAS CON EL AGUA. RELATIVAMENTE INSOLUBLES EN AGUA POR NO PODER FORMAR PUENTES DE HIDROGENO, EJEMPLOS HIDROCARBUROS INTERACCIONES HIDROFOBICAS MOLECULAS APOLARES O HIDROFOBICAS APOLARES

37. MOLECULAS ANFIPATICAS • CORRESPONDEN A MOLECULAS QUE TIENEN GRUPOS POLARES Y GRUPOS APOLARES • POR SU ESTRUCTURA PUEDEN INTERACCIONAR CON MOLECULAS POLARES Y APOLARES • UN EJEMPLO SON LAS SALES DE ACIDOS GRASOS Y DETERGENTES

38. ” Lehninger Principles of Biochemistry” 3th.ed. Nelson, DL and Cox, M.M. Worth Publishers, 2000.)