lunes, 15 de octubre de 2007

DIFERENTES TIPOS DE ENLACES

¿Qué es un enlace químico?
Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos de un compuesto, de manera que se comporta como unidad.

¿Qué establece la regla del octeto? Al formar un compuesto, los elementos químicos pueden ganar, perder o compartir electrones, hasta obtener un total de ocho en su capa más externa, también conocida como capa de valencia.

•¿Cuál es el elemento de la familia de los gases nobles o inertes que no cumplen con la regla del octeto? El elemento Helio cuyo símbolo es He y número atómico 2.


•¿Cómo se representa la estructura de Lewis? Por puntos u otros símbolos como taches, triángulos, etc. Para representar a los electrones de valencia, el símbolo representa a todas las capas más internas (a las cuales se les llama Kernel = núcleo)

•Anote la configuración electrónica y estructura de Lewis de los siguientes elementos: Li 3, Be 4, B 5, C6, N 7, O 8, F 9, Ne 10, Na 11, Mg 12, Al 13, Si 14, P 15, S 16, Cl 17, Ar 18.

•Cuando un átomo gana o pierde electrones se convierte en un ion.
•A los iones positivos se denominan cationes.
•A los iones negativos se denominan aniones.

•Cuando un átomo gana electrones, su carga se vuelve negativa y se convierte en un anión. Este comportamiento es característico de los no metales.

•Cuando los átomos que pierden electrones adquieren carga positiva y se convierten en cationes. Este tipo de comportamiento es característico de los metales.

•¿ Qué se considera como propiedades periódicas? La electronegatividad, la afinidad electrónica, el radio atómico y la energía de ionización.

•¿ Qué es la electronegatividad? Es la fuerza de atracción que un átomo ejerce sobre los electrones que participan en el enlace químico. Los no metales son elementos químicos con un alto valor de electronegatividad, los metales poseen valores bajos de electronegatividad. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y disminuye hacia abajo.

•El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se suele medir en picómetros ( 1 pm= 10-12 m) o Angstroms (1 A= 10-10 m ).

* El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a bajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.

•¿Qué es la energía de ionización? Es la cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo. La energía de ionización en los metales es considerablemente menor que en los no metales. La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba hacia abajo.

•¿ Qué es la afinidad electrónica? Se define como la variación de energía que tiene lugar cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un electrón.

Afinidad electrónica La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ion con una carga eléctrica de -1 . Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.

ENLACE IONICO

•Cuando un metal y un no metal reaccionan, el átomo metálico, que no retiene con mucha fuerza a sus electrones de la capa de valencia los “cede” al no metal. Así, el átomo metálico se convierte en un ion positivo y el no metal se convierte en un ion negativo al ganar los electrones. La atracción electrostática entre iones de carga opuesta da origen al enlace iónico.

ENLACE IONICO

•El establecimiento del enlace iónico entre el metal del sodio y el no metal cloro da origen al cloruro de sodio.

•La atracción entre iones de carga opuesta explica la formación del enlace iónico.

MOLÉCULA DEL CLORURO DE SODIO









PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS

•¿ Cuáles son las propiedades de los compuestos iónicos? Se presentan como sólidos cristalinos, poseen alto punto de fusión y ebullición, no forman moléculas verdaderas sino conglomerados gigantes de iones, disueltos en soluciones capaces de conducir la electricidad.


ENLACE COVALENTE NO POLAR


•Enlace covalente no polar u homopolar se establece entre átomos de la misma especie, y por esta razón su diferencia de electronegatividad es cero.

•Algunos elementos no metálicos que se presentan como gases a temperatura ambiente presentan enlace covalente no polar: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2.

ENLACE COVALENTE POLAR


•Enlace Covalente Polar se presenta cuando los átomos participantes tienen una diferencia de electronegatividad (d.E) menor que 1.7

ENLACE COVALENTE COORDINADO


•Este tipo de enlace uno de los átomos participantes “dona” el par electrónico de enlace y el otro únicamente hace espacio en su capa de valencia para acomodarlos.

•Electrones de valencia: H=3X1=3,P=1X5=5, O=4X6=24 Total= 32 electrones de valencia y 16 pares en total.

•Ejemplo: H3PO4

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES


•Pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de agregación sólido, líquido o gas.
•Forma verdaderas moléculas.
•Bajo punto de fusión y de ebullición.
•Puede disolverse en sustancias polares o no polares, dependiendo de que sean, respectivamente, polares o no polares, a su vez.


COMPUESTOS COVALENTES NO POLARES


•Son insolubles en agua, no tienen cargas parciales.
•En estado líquido normalmente tienen muy bajos puntos de ebullición (excepto los aceites).
•En estado sólido tienen muy bajos puntos de fusión.
•No conducen la corriente eléctrica.
•La mayoría son gases.


COMPUESTOS COVALENTES POLARES


•Son solubles en disolventes polares como el agua.
•En estado sólido su punto de fusión es mayor que los no polares, pero mucho menor que los iónicos.
•En estado líquido, su punto de ebullición es menor que el del agua (100 grados C a nivel del mar), pero mayor a los compuestos no polares.
•No son conductores del calor y la electricidad.
•En estado líquido su densidad normalmente es menor que la del agua.


ENLACE COVALENTE


•Ejemplo del átomo de carbono.



ENLACE COVALENTE


•Ejemplo de la molécula del agua.






ENLACE METÁLICO



•Es la fuerza que mantiene unidos a los átomo metálicos y que se genera por la atracción entre los electrones móviles y los iones positivos del metal.

ENLACE METÁLICO


•Ocurre entre los átomos de metales.

•Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos metálicos y que se genera por la atracción entre los electrones móviles y los iones positivos del metal.








PROPIEDADES DE LOS METALES


•Brillo y lustre metálico.
•Sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio (Hg), que es un líquido.
•Alto punto de fusión y de ebullición.
•Dúctiles, se pueden trabajar en forma de hilos o de alambres.
•Maleables, pueden hacerse láminas con ellos.
•Alto peso específico.
•Reaccionan con el oxígeno para formar óxidos básicos.
•Tienden a perder electrones cuando reaccionan químicamente y forman cationes (iones positivos).

EJEMPLOS DE METALES : oro, plata, cobre.


ENLACE QUÍMICO


•Orientaciones e hibridaciones.







TIPOS DE ENLACES


•De los siguientes ejemplos a partir de los valores de electronegatividad concluye si es un enlace iónico o covalente.



Enlace:
Li-Cl
Diferencia de electronegatividad:
3-1.3=1.7
Tipo de enlace iónico.


Enlace:
C-O
Diferencia de electronegatividad:
3.5-2.5=1
Tipo de enlace covalente polar.


Enlace:
F-F
Diferencia de electronegatividad:
4-4=0
Tipo de enlace covalente no polar.


TIPOS DE ENLACES


•Solución: Si la diferencia es cero es un enlace del tipo covalente no polar u homopolar.

•Si la diferencia es menor que 1.7 se trata de un enlace covalente polar.

•Si es mayor o igual que 1.7 la diferencia de electronegatividades entonces es un enlace de tipo iónico.

HIBRIDACIÓN.





MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNAS MOLECULAS SIMPLES.











PROPIEDADES DE LOS ENLACES COVALENTES

martes, 2 de octubre de 2007

BIOMOLÉCULAS

" BIOMOLÉCULAS "

CARBOHIDRATOS

•Son moléculas formadas por carbono, hidrógeno y oxígeno.


•Se puede observar la molécula de carbohidratos y algunos ejemplos como panes, legumbres, arroz, pastas y vegetales.





•A los carbohidratos se les suele llamar hidratos de carbonos.
• Se muestran algunos ejemplos de éstos, como la D-ribosa, D-alosa, D-fructuosa.



•A continuación se presenta como se realiza el metabolismo de los carbohidratos.



•Los carbohidratos constituyen la fuente principal de energía.



LÍPIDOS
•Los lípidos están formados por largas cadenas hidrocarbonadas de tipo lineal, encontrando al grupo carboxilo (- COOH) .


Los lípidos se clasifican en: Saponificables éstos pueden ser simples o complejos y en no saponificables como terpenos, esteroides y prostaglandinas.
•La mayoría de los organismos los utiliza como reserva de energía como aceites o grasas.




•El Químico frances Chevreul, descubrió los triglicéridos en el siglo XIX.




•Los triglicéridos son moléculas no polares e hidrofóbicas, por lo que son prácticamente insolubles en agua.



•Los lípidos son solubles en solventes orgánicos como el metanol, cloroformo, benceno, éter, acetona, alcohol.



•Ejemplos de ellos son las vitaminas, grasas, aceites, ceras, hormonas, etc.


PROTEÍNAS


•Las proteínas son macromoléculas, su estructura contiene carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre y monómeros llamados aminoácidos.




•Fosforilación de las proteínas.



•Proteínas globulares.


•Las proteínas tienen diversas funciones biológicas, a través de ellas se expresa la información genética.

•Clasificación de las proteínas.







•La estructura de las proteínas son los aminoácidos.






PIRÁMIDE NITRICIONAL




•Forma parte importante de tu alimentación, salud y bienestar.

sábado, 29 de septiembre de 2007

MODELOS ATÓMICOS

MODELOS ATÓMICOS


DALTON


•JOHN DALTON, QUÍMICO Y FÍSICO BRITÁNICO.
• (1766-1844).
•CREÓ LA TEORÍA ATÓMICA.







MODELO DE DALTON

•CONSIDERÓ AL ÁTOMO COMO A UNA ESFERA.

THOMSON


JOSEPH J. THOMSON MODIFICÓ EL TUBO DE RAYOS CATÓDICOS.




MODELO DE THOMSON


•MODELO DEL BUDÍN DE PASAS, TAMBÍEN CONOCIDO COMO PASTEL DE PASAS, EN DONDE LAS PASAS REPRESENTAN A LOS ELECTRÓNES.

RUTHERFORD

•ERNEST RUTHERFORD
•(1871-1937).
•DESCUBRIÓ LOS RAYOS ALFA, BETA Y GAMMA.






MODELO DE RUTHERFORD


•CONSIDERÓ AL ÁTOMO COMO UN SISTEMA PLANETRARIO, PERO SÓLO SE PODÍA REPRESENTAR UN SÓLO ELECTRÓN POR ORBITAL.





BOHR



•FÍSICO DANÉS
•NIELS BOHR.
•(1885-1962).
•EXPLICÓ LOS ESPECTROS ATÓMICOS COMO EL HIDRÓGENO.

MODELO DE BOHR-SOMMERFELD


• PRIMER NIVEL 2 e
• SEGUNDO NIVEL 8 e
• TERCER NIVEL 18 e
• CUARTO NIVEL 32 e





MODELO ACTUAL

ÁTOMO, PARTICULA DIMINUTA DE MATERIA E INDIVISIBLE.








NUMEROS CUÁNTICOS

•PRINCIPAL n, DETERMINA LA ENERGÍA DEL ELECTRÓN. ES UNA MEDIDA DEL TAMAÑO DEL ORBITAL Y PUEDE TOMAR VALORES DE n = 1,2,3…(n+1)

NUMEROS CUÁNTICOS


•SECUNDARIO O AZIMUTAL l, ESTÁ RELACIONADO CON LA FORMA DE LA ÓRBITA DONDE GIRA EL ELECTRÓN. SUS VALORES DEPENDEN DE n Y PUEDEN TOMAR VALORES DE 1 = 0,1,2,3…(n-1)

NUMEROS CUÁNTICOS

•MAGNÉTICO m, DETERMINA LA ORIENTACIÓN DE LA NUBE ELECTRÓNICA EN EL ESPACIO CUANDO SE SOMETE AL ÁTOMO A UN CAMPO MAGNÉTICO. PUEDE TOMAR VALORES DEPENDIENDO DE l QUE VAN DESDE -1 HASTA +1 PASANDO POR CERO, m = 2l +1.

NUMEROS CUÁNTICOS

•SPIN ms o s HACE REFERENCIA AL MOMENTO ANGULAR DE GIRO DEL ELECTRÓN, EL CUAL PUEDE SER EN EL SENTIDO DE LAS MANECILLAS DEL RELOJ O EN SENTIDO CONTRARIO Y PUEDE TOMAR VALORES DE + ½ O – 1/2 .

ORBITALES ATÓMICOS

ORBITALES s. LA FORMA DE ESTE ORBITAL ES ESFÉRICA Y SE PRESENTA CUANDO 1 = 0; SU TAMAÑO AUMENTA AL AUMENTAR EL NÚMERO CUÁNTICO n.

ORBITALES ATÓMICOS

ORBITALES p. TIENEN LA FORMA DE DOS LÓBULOS SITUADOS EN LADOS OPUESTOS AL NÚCLEO Y CON UN NODO, EL CUAL ES UN PLANO IMAGINARIO QUE DIVIDE AL NÚCLEO A LA MITAD. HAY TRES TIPOS DE ORBITALES p(1=1, m=-1, 0,1) QUE DIFIEREN EN SU ORIENTACIÓN.

ORBITALES ATÓMICOS

ORBITALES d. PRESENTAN LA FORMA DE LÓBULOS, PERO CON UNA DISTRIBUCIÓN MÁS COMPLEJA. EXISTEN CINCO TIPOS DE ORBITALES d(1=2, m=-2,-1,0,1,2) QUE SON dxy' dxz' dyz' dx2-y2' dz2' DE ACUERDO CON LOS CINCO VALORES POSIBLES DE m.

ORBITALES ATÓMICOS

ORBITALES f. SU ASPECTO ES MULTILOBULAR Y PRESENTA SIETE DIFERENTES ARREGLOS EN EL ESPACIO (1=3, m=-3,-2, -1, 0, 1, 2, 3) CON FORME A LOS SIETE VALORES POSIBLES DE m, SUS ARREGLOS SERÍAN fz3' fxz2' fyz2' fxyz' fz(x2-y2)' fx(x-3y2)' fy(3x2-y2)'


REGLA DE LAS DIAGONALESO REGLA DE HUND.


s-2 electrónes

p-6 electrónes

d-10 electrónes

f-14 electrónes

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p