Unidad 1

1. Unidad 1 Clase 4 Fundamento del enlace químico y la geometría molecular Profesores: Alberto Salazar G. Angel Alvarado Y. Hugo Villanueva V.

2. Logros • Valora la utilidad de la regla del octeto y la notación de Lewis en la formación del enlace químico. • Define e identifica en las moléculas el tipo de enlace iónico, metálico y covalente. • Relaciona los tipos de enlace químico con las moléculas del cuerpo humano. • Identifica el tipo de enlace químico en la unión de los fármacos y tóxicos con las proteínas receptoras de la membrana plasmática.

3. Regla del Octeto y Diagrama de Lewis Regla del octeto Todos los átomos tienen la tendencia a completar su última capa de ocho electrones o tener la configuración electrónica de un gas noble(s2p6). Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra decir que el enlace químico se forma cumpliendo la regla del octeto. Regla del octeto en el CO2

4. Diagrama de Lewis La notación de Lewis, es la representación de los electrones de valencia (última capa) mediante puntos o asteriscos alrededor del símbolo del elemento, donde cada punto representa a un electrón. En el caso de los elementos representativos el número de grupo indica el número de electrones de valencia, tal como se muestra en la siguiente tabla:

5. Electronegatividad Es la fuerza que tiene un átomo para atraer electrones. En la escala de Pauling el mayor valor relativo de electronegatividad es 4, y en la escala de Allred-Rochow es 4,1. Los no metales son muy electronegativos, correspondiendo el valor más alto al flúor (F). Tienen tendencia a ganar electrones. Los metales son poco electronegativos, correspondiendo el valor más bajo al cesio (elemento estable) y al francio (elemento radiactivo). Tienen tendencia a perder electrones.

6. Enlace químico Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos y a las moléculas para formar los estados condensados de la materia. Tipos de enlace 1. Enlace interatómico 2. Enlace intermolecular

7. 1. Enlace interatómico Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos para formar moléculas o formar sistemas cristalinos, y son: iónicos, metálicos y covalentes. a. Enlace iónico Es una fuerza electrostática de atracción entre un catión (iones positivos) y un anión (iones negativos) que se forman previa transferencia de electrones de valencia. Ocurre cuando reaccionan elementos muy electronegativos con elementos poco electronegativos. La fuerza de enlace del iónico es de 5 kcal/mol.

8. Características del enlace iónico El enlace iónico se efectúa entre un elemento metálico y no metálico. En compuestos binarios, si la diferencia de electronegatividad (Δ EN) es mayor o igual a 1,7 el enlace es iónico: Δ EN ≥ 1,7 Ejemplo: K Cl Δ EN = 3,0 – 0,8 = 2,2 Ejemplos de aplicación El cloruro de sodio (NaCl): Sodio y cloro uniéndose: Fluoruro de berilio(BeF2). Berilio y flúor uniéndose:

10. Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente Covalente polar Iónico transferencia parcial de e- comparte e- transferencia e- Clasificación de enlaces Cov. puro 0 > ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico Cov. No-polar Cov. polar

12. Excepciones No poseen enlaces iónicos, son covalentes a pesar de que están formados por átomos metálicos y no metálicos: BeCl2, BeO BeF2 BeBr2, BeI2 AlCl3 Son compuestos iónicos, poseen enlace iónicos a pesar de que están formados sólo por átomos no metálicos: NH4NO3 (NH4)2SO4

13. b. Enlace metálico Es la unión de los átomos en los cristales metálicos sólidos. Se forma debido a que los metales presentan pocos electrones en su último nivel. Ejemplo En la red metálica, los iones positivos (cationes) se forman a manera de esferas. Los electrones libres constituyen un mar de electrones que unen los cationes.

14. c. Enlace covalente Es la fuerza de unión que se caracteriza por la compartición de e- de los átomos enlazados. En los enlaces covalentes se cumple que: Δ EN < 1,7 Donde EN es la electronegatividad. Ejemplos: CH4 2,5 – 2,1 = 0,4 Enlace covalente pues es menor que 1,7 HCl 3,0 – 2,1 = 0,9 Enlace covalente

15. Enlace covalente simple Consiste en un par electrónico enlazante entre dos átomos. Ejemplo de aplicación En la molécula del H2O En la molécula del Cl2 En el ácido H3PO4 En el H2 y NH3 En el CH4 Enlace covalente múltiple Consiste en dos o más pares electrónicos enlazantes entre dos átomos. Ejemplos de aplicación En la molécula de N2 En el O2, En el etileno (H2C=CH2), En el acetileno (HCΞCH).

16. En el ozono O3 existen formas resonantes:

17. Enlace covalente coordinado El par de electrones del enlace es aportado solamente por uno de los átomos, y se puede simbolizar con una flecha. Ejemplos de aplicación En el ion (NH4)+ se tiene un enlace coordinado y tres enlaces covalentes normales.

18. Enlace covalente polar Se presenta entre dos átomos no metálicos diferentes. Ejemplos HCl HI Enlace covalente apolar Se presenta cuando se unen dos átomos idénticos. Ejemplos H2 Cl2

19. 2. Fuerzas intermoleculares Son las fuerzas de atracción electrostática que actúan entre las moléculas de cargas positivas y negativas, que se atraen mutuamente, si están próximas unas a otras. a. Fuerzas de Van der Waals Se produce entre dos porciones de moléculas no polares que se encuentran a escasa distancia entre sí. Las desviaciones espontáneas y pasajeras de la distribución regular de los electrones (dipolos momentáneos de escasa intensidad) inducen modificaciones opuestas en la molécula vecina. Es una forma de atracción electrostática, pero de muy baja intensidad, ya que su fuerza de enlace esde 0,5-1 kcal / mol.

20. (b) Enlace de atracción electrostática Enlace por fuerza de London o fuerzas de dispersión Es una fuerza de atracción eléctrica muy débil entre dipolos no permanentes, es decir entre un dipolo instantáneo y un dipolo inducido correspondientes a 2 moléculas que se encuentra a una distancia de 5 a 10 ºA entre sí. Ejemplo A temperaturas muy bajas y presiones altas se licuan las sustancias gaseosas: Metano (CH4) Dióxido de carbono (CO2) Dióxido de azufre (SO2) O2, N2, H2

21. Enlace dipolo-dipolo o atracción entre moléculas polares Es la atracción electrostática entre cargas parciales de signo opuesto (δ+positiva y δ-negativa) de moléculas polares. Ejemplo Se presenta en: Acetona (R- δ+C=O δ-) Aldehídos (R- δ+C=O δ- H)

22. Enlace puente de hidrógeno Son las interacciones en las que un átomo de hidrógeno se une átomos electronegativos, como el O, N y F de otro enlace polar, generándose una fuerza muy intensiva. Por ello el enlace puente de hidrógeno es el enlace intermolecular más fuerte. Es un caso especial de enlaces dipolo-dipolo. Es mas fuerte cuanto mayor es la densidad de carga de las especies que la forman, como en los iones carboxilato.

23. Química Médica Enlaces químicos de importancia médica

24. 1. Enlace covalente Es un enlace irreversible, que se genera cuando el tóxico (o el fármaco) y la enzima (o el receptor) aportan al menos un electrón a una nube electrónica común. La fuerza de interacción del complejo fármaco-receptor (o el tóxico-enzima) es de 50-140 kcal/mol. Insecticidas organofosforados: paratión malatión. Gases venenosos neurotóxicos de guerra: Sarín diflós Forman enlace fosfato (covalente), inhiben a la acetilcolinesterasa por lo que la acetilcolina se acumula, produciendo contracción muscular, sialorrea, diarrea, lagrimeo, diaforesis y miosis.

25. Los citostáticos alquilantes (clorambucilo, ciclofosfamida, mitomicina), transmiten el resto alquilo al ADN de la célula cancerígena, generándose un enlace covalente. El azufre de los inhibidores de la bomba de protones (IBP), como el omeprazol se une con el azufre de la cisteína de la enzima H+-K+-ATPasa (bomba de protones) de la célula parietal y forma un puente disulfuro que es de tipo covalente. Durante la biotransformación de fase II, los fármacos se conjugan con el ácido glucurónico, generando un enlace covalente.

26. Daño oxidativo • Ataque hidrolítico • Metilación Metilación (verde)

28. Formaión del puente disulfuro entre el OMEPRAZOL y la cis teína de la bomba de proitones.

30. Enlace de coordinación Se puede observar en la formación de los complejos denominados quelatos, que se produce entre: Las tetraciclinas y los alimentos lácteos. Las tetraciclinas y los suplementos de hierro. El dimercaprol y D-penicilamina con el As y Hg. Formar el quelato con la ayuda de su profesor de teoría.

31. Quelatos EDTA • Quelato es un término muy sencillo que se refiere a la formación de anillos que incluyen al centro metálico en compuestos de coordinación. • La quelatación es la habilidad de un compuesto químico para formar una estructura en anillo con un ion metálico resultando en un compuesto con propiedades químicas diferentes a las del metal original. (El quelante impide que el metal siga sus reacciones químicas normales).

32. Las tetraciclinas tienen la capacidad de de formar quelatos insolubles en medio neutro

33. Dimercaprol • 2,3-dimercapto-propanol

34. tamb • N El dimercaprol o BAL (British Anti-Lewisite),

35. ββ, -dimetilcisteína.

36. 2. Atracción electrostática • Enlace ion-dipolo (R-NH3+ …O=C) • Enlace dipolo-dipolo (O=C … O=C) • La acetilcolina es un neurotransmisor del sistema parasimpático, que posee: • Un átomo de nitrógeno de carga positiva, que se une con el centro aniónico del receptor nicotínico neuromuscular de la placa. • Un átomo de oxígeno electronegativo, que se une con el centro catiónico del receptor nicotínico neuromuscular de la placa motora. • Este receptor es una proteína de membrana plasmática. • La fuerza de enlace del ion-dipolo y dipolo-dipolo, es de 1-7 kcal/mol.

37. Enlace ion-ion (R-NH3+ … -OOC) Es un enlace iónico, se genera entre grupos carboxílicos libres, dicarboxílicos y diamínicos. Este tipo de enlace tiene una fuerza relativamente grande, 10 kcal/mol. Ejemplos Los aminoácidos básicos (lisina, arginina) o ácidos (glutámico y aspártico). Los restos fosfatos de los nucleótidos: purinas (adenina y guanina) y pirimidinas (timina y uracilo).

38. Enlace hidrófobo Se produce entre las moléculas de semejanza estructural (no polares), siendo decisivas en la unión del fármaco con su receptor. El enlace hidrófobo se basa en los cambios entrópicos que se produce cuando una región hidrófoba del fármaco se une a otra hidrófoba del receptor. La fuerza de enlace hidrófobo es de 1 kcal/mol. Ejemplo El anillo bencilo del fármaco (lipofílico o hidrófobo) se une con el grupo metileno (-CH2-lipofílico) o con la porción aromática del receptor. Las cadenas de ácidos grasos, dentro de las membranas celulares.

39. Enlace puente de hidrógeno (N-H… O=C) Se genera entre el núcleo de un protón H+ y el par de electrones no compartidos de otro átomo. La fuerza de enlace del puente de hidrógeno es de 1-7 kcal/mol. Entre la citosina y la guanina, se forman tres puentes de hidrógeno.

40. Enlace puente de hidrógeno El etanol se une con el agua mediante el puente de hidrógeno. El grupo hidroxilo de la noradrenalina se une mediante puente de hidrógeno con el receptor beta-1 del miocardio (corazón). Con la ayuda de su profesor de teoría, proponga el puente de hidrógeno entre las moléculas mencionadas.

43. Unión de fármacos a las proteínas plasmáticas (UP) La fracción enlazada es la interacción del fármaco con las proteínas plasmáticas, formando el complejo fármaco proteína (F-P), considerada como una reacción simple reversible. Este complejo no difunde a los sitios de acción. La fracción libre de los fármacos, es la que difunde al sitio de acción, produciéndose el efecto farmacológico.

44. Tipo de enlace químico implicado en la UP Enlace electrovalente o enlace iónico, aplicado a los fármacos ionizados, que se unen a los grupos positivos o negativos de los aminoácidos. Ejemplo, PNCs, propranolol, fenilbutazona, salicilatos y diazepam. Enlace de Van der Waals, puente de hidrógeno y dipolar, aplicada para moléculas neutras hormonales. Enlace hidrófobo, se genera entre los grupos aromáticos del fármaco y la proteína plasmática.

45. Clínicamente es importante la UP, ya que se produce una interacción medicamentosa a nivel de la distribución. Ejemplo: La s-warfarina, se une un 99% con la albúmina, y si se administra concomitantemente con el AAS, dicho AINE, desplaza de su unión a la warfarina, debido a su mayor afinidad por el sitio de unión; esto lleva a un mayor riesgo de hemorragia.

46. Los fármacos ácidos y neutros, se unen fundamentalmente con la albúmina (PM de 69,000 daltons) cuya constante de afinidad (KD) es de 10-5 a 10-3 M, menor que la interacción que se genera con los receptores. Ejemplo de fármacos ácidos: Sulfonamidas Anticoagulantes orales AINE: AAS, diclofenaco.

47. Los fármacos básicos se unen fundamentalmente con la α-1 glicoproteína ácida (PM de 40,000 daltons). Ejemplo de fármacos básicos: Benzodiazepinas Neurolépticos Antidepresivos Anestésicos locales Antihistamínicos H1 y H2 IBP: omeprazol, lansoprazol

48. UP en casos especiales Las vitaminas A, D y K, se unen con las β-globulinas. El hierro (Fe+2) es transportado a nivel plasmático por una β-globulina denominada transferrina. La vitamina B12 circula unida a la α-globulina llamada transcobalamina I y a una β-globulina llamada transcobalamina II o transcortina II, que la transporta hacia los tejidos.

49. Los glucocorticoides se unen con baja afinidad a la albúmina y con mayor afinidad a la α-globulinade unión de los corticoides (CBG) o transcortina. La levotiroxina (tiroxina o T4), se une a la globulina en un 67%), a la prealbúmina (20%) y a la albúmina en un 13%. La liotironina (T3), se une a la globulina (46%), a la prealbúmina (1%) y a la albúmina en un 53%.

50. GRACIAS