Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoléculares

1. UNIVERSIDAD CENTROCCIDENTAL “LISANDRO ALVARADO” DECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUD PROGRAMA DE MEDICINA QUIMICA ORGANICA Prof. Keila Torres Unidad I: Enlace Químico e Interacciones Intermoléculares

2. OBJETIVO DE LA ASIGNATURA • Al finalizar la asignatura, el estudiante estará en capacidad de: • Reconocer e interpretar los principios básicos que rigen la estructura de las biomoléculas. • Describir y representar las distintas biomoléculas, relacionando sus reactividades con la función que ejercen en reacciones bioquímicas.

3. Temario de la asignatura

4. HORARIO DEL CURSO Asesoría: Viernes 9 – 11

5. Objetivos de la clase • Explicar los aspectos básicos de la estructura de los principales átomos que forman moléculas biológicas. • Explicar las propiedades que rigen la formación de los enlaces químicos.

6. ¿Qué es la Química Orgánica?

7. El ser humano como un conjunto de átomos.

8. Estructura del átomo Átomo para el siglo V a.C partícula pequeña indivisibles Hipótesis de John Dalton (1808) • Los átomos de un elemento son idénticas entre si y a su vez son diferente a los átomos de todos los demás elementos. • Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. • Una reacción química incluye sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca se crean ni se destruyen. Es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades.

9. Partículas Subatómicas Electrón (e-) • Carga Negativa • Rodea al átomo. • Masa : 9,10938215 × 10−31 kg Neutrones (n) Sin Carga Núcleo del átomo. Masa : 1,674 927 29×10−27 kg Protones (p+) Carga Positiva Núcleo de átomo Masa : 1,672 621 637 × 10–27 kg = 1836 veces la masa que un e-

10. Átomo Unidad fundamental de un elemento que puede intervenir en una reacción química Corteza Electrones ¿Cómo saber el numero de electrones de un átomo? Numero atómico

12. Mecánica Cuántica El electrón tiene propiedades de partícula y de onda. Principio de Incertidumbre de Heisemberd No se puede determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento) de un objeto dado. Densidad electrónica: Es la probabilidad de encontrar un electrón en una región particular del átomo Esto implica que las partículas, en su movimiento, no tienen asociada una trayectoria bien definida.

13. Configuración electrónica Es la distribución más estable y por tanto más probables de los electrones, la cual nos permite conocer el número de electrones de enlaces de un elemento. Niveles Subniveles Orbitales

14. Número cuántico principal A mayor valor de n: • Mayor distancia entre el núcleo y e- • Mayor nivel de energía. • Menor estabilidad.

15. Orbital Atómico  ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA El modelo atómico de Bohr: Los electrones se mueven en ondas circulares alrededor del núcleo de manera aleatoria y ordenada. Esas “orbitas” definen los niveles de energía. Numero cuántico Secundario

16. Ley de la mínima energía Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s). m:Muestra la orientación en el espacio donde puede encontrarse un electrón. (l, -l) s: Giro del electrón (+1/2) Ejercicios de distribución electrónica: Calcio Z= 20 Azufre Z=16 Hidrógeno Z =1 Carbono Z=6 Cloro Z=17 Oxigeno Z =8 Potasio Z=19 Fosforo Z =15 Nitrógeno Z = 7 Sodio Z =11

17. Nº CUÁNTICO LETRA DESCRIPCIÓN DETERMINA Número cuántico principal n Puede tomar todos los valores de los números naturales. 1, 2, 3, 4… NIVEL o CAPA tamaño Número cuántico secundario o azimutal l Toma valores entre 0 y n - 1. Así, si n = 3, l = 0,1,2. l = 0 = s, l = 1 = p, l = 2 = d, l = 3 = f SUBNIVEL o SUBCAPA forma Número cuántico magnético m Toma los valores entre -l y l . Si l = 2, m = -2,-1,0,1,2. ORBITAL orientación Número cuántico de spin s Sus valores son ± ½. Par cuántico en cada orbital SPIN giro Números Cuántico

18. Principio de Exclusión de Pauli Un Orbital determinado solo puede ser ocupado por sólo 2 electrones, que para ello debe tener espines opuestos a a n = 1 l = 0 m = 0 s = -1/2 b n = 1 l = 0 m = 0 s = + 1/2 En un átomo cualquiera no pueden existir 2e- en el mismo estado cuántico, deben diferenciarse por lo menos en uno de los valores de los números cuánticos. b Átomo de Helio Z=2 1S2

19. Principio de Hund Un segundo electrón no entra en un orbital que éste ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía Z=7 1S2 2S2 2p3última órbita 2S2 2px1 2py1 2pz1 Átomo de Nitrógeno Números cuánticos. n= 2 l= 0, 1 m= -l, 0, +l s= ± 1/2

20. Configuración electrónica

21. Ley del Octeto Gilbert Newton Lewis (1916) los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 e- tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble

22. Resumen Aspectos Básicos de la estructura Biológica • Estructura del átomo • Principio de Incertidumbre de Heisemberg Principios que rigen el ordenamiento de electrones • Ley del Octeto • Ley de la mínima energía • Principio de exclusión de Paulí • Principio de Hund • Orbital átomico • Números cuánticos • Distribución electrónica

23. Próxima Clase Enlace Químico • Definición • Tipos