martes, 25 de enero de 2011

cadenas organicas

Dependiendo la forma de la cadena de átomos de carbono, los compuestos orgánicos se clasifican en:

Los compuestos acíclicos son compuestos de cadena abierta, también son conocidos como alifáticos ya que quedan incluidas las grasas. Dentro de los compuestos de cadena abierta existen los saturados. Son saturados por que entre carbono y carbono presentan una valencia. Pueden ser sencillos (a) y compuestos arborescentes que son los que presentan una o varias ramificaciones o arborescencias(b).
Existen también compuestos de cadena abierta no saturados. Son llamados así porque en un par o varios pares de carbono intercambian dos o tres valencias los cuales pueden ser sencillos (c) o arborescentes(d).
Existen compuestos cíclicos o de cadena cerrada un donde existen dos grandes grupos: los homocíclicos o también llamados isocíclicos y los heterocíclicos. Existen compuestos de cadena cerrada homogénea saturada (homocíclico ó isocíclico). Estos esqueletos están caracterizados por contener solamente átomos de carbono que intercambian una valencia entre si y pueden ser sencillos (e) y arborescentes ( f ).
Existen esqueletos de cadena cerrada homogénea no saturados, y pueden ser sencillos como el ejemplo (g) o como el (h) el cual es un compuesto aromático que están relacionados con el benceno los cuales presentan olores agradables. También existen compuestos cíclicos homogéneos no saturados arborescentes ( i ).
Existen compuestos de cadena cerrada heterogénea y saturados. Son heterogéneos por que en la cadena cíclica se encuentra un átomo que no es de carbono y puede ser sencillo (j) o arborescentes (k).
Existen esqueleto de cadena cerrada heterogénea no saturados, los cuales pueden ser sencillos ( l ) y arborescentes (m)

valores de electronegatividad

átomo en una molécula para atraer a los electrones hacia sí mismo". Ya que se refiere a átomos en
moléculas y no átomos aislados, la electronegatividad difiere fundamentalmente de una magnitud tal como
la afinidad electrónica, y es de medida mucho más difícil. Puesto que un átomo dado puede encontrarse en
diferentes moléculas rodeado de formas muy diversas, es improbable que su electronegatividad permanezca
constante, aunque esta suposición se hace invariablemente. Se han propuesto distintas formas de cuantificar
esta propiedad, lo que ha dado lugar a distintas escalas (valores) de electronegatividad. A continuación se
citan algunas de las más importantes.
Electronegatividad de Pauling
Pauling (1932) observó que la reacción:
A
2(g) + B2(g) 2 AB(g)
Cuando una molécula diatómica está compuesta por diferentes tipos de átomos (molécula heteroatómica),
AB por ejemplo, el enlace A
B será polar y presentará un momento dipolar permanente, μD, dado por:
μ
D = qd
siendo
carga negativa (en centímetros). Este
esperada para un enlace covalente puro (apolar); esta energía extra,
q el valor de las cargas sobre los átomos A y B (en u.e.e.) y d la distancia entre la carga positiva y lacarácter iónico del enlace AB aumentará su fortaleza, sobre laΔ, viene dada por:Δ
= D (AB) - ½ [D(AA + D(BB)]

propiedades ficicas y quimicas de los compuestos con enlace ionico

Hay dos tipos de susutancias diferentes que presentan enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los cristales covalentes.
En los cristales covalentes se forman redes tridimensionales (cristales) en las que los átomos se unen entre sí por enlaces covalentes.
El enlace covalente es muy fuerte y, por tanto, difícil de romper; esto hace que los cristales covalentes presenten las siguientes propiedades:

* Presentan elevados puntos de fusión
* Muy poco solubles en cualquier tipo de disolvente.
* Suelen ser duros.
* Suelen ser malos conductores de la electricidad.

Son sustancias de este tipo el diamante, SiO2 (cuarzo), carburo de silicio (Si2C), nitruro de boro (BN), etc.

capa de velencia

Las propiedades físicas y químicas de los elementos dependen, fundamentalmente, de su configuración electrónica.

En un átomo, la corteza electrónica, que contiene tantos electrones como protones tiene el núcleo, de forma que el átomo sea eléctricamente neutro, no está distribuida de manera uniforme, sino  
que los electrones se disponen en capas concéntricas alrededor del núcleo.
 La atracción del núcleo atómico sobre un electrón en una capa se ve, pues, apantallada por los electrones que existan en las capas inferiores (que lo repelen hacia el exterior) y reforzada por los electrones existentes en las capas exteriores (que lo repelen hacia el interior del átomo).

domingo, 23 de enero de 2011

Enlace metalico

Se llama enlace metálico al tipo de unión que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo).
Propiedades del enlace metálico:
Características de los metales:
1.- Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
2.- Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. (Esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia)
3.- Presentan brillo metálico.
4.- Son dúctiles y maleables. (La enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir una rotura)
5.- Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
6.-Para explicar las propiedades características de los metales se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:
7.- Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3.

Enlace covalente

Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos
aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un
desprendimiento de energía.
Se llama
de enlace. Es siempre endotérmica (positiva) pues siempre es necesario aportar energía para romper
un enlace.
Por ejemplo, para romper 1 mol de H
energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ, por lo que
E
enlace(H–H) = DHdis (H2) = + 436 kJLa distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “
Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
Los factores de los que depende la energía reticular son (al ser siempre negativa
consideraremos siempre valores absolutos).
distancia de enlace”.
Es bastante difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de
·
NaCl (Na
A mayor carga de los iones mayor “U”. Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U” mayor que el+ y Cl).
·
KBr (K
A menor tamaño de los iones menor “U”. Así el NaCl (Na+ y Cl) tendrá “U” mayor que el+ y Br).

Enlace ionico

Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura,
resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas,
formando los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones del espacio, no formándose
moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son
empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.
Las reacciones de pérdida o ganancia de e
se llaman reacciones de ionización.
Ejemplo de reacciones de ionización:
·
Na – 1 e® Na+
·
O + 2e® O2–
Reac. global
: O + 2 Na ® O2– + 2 Na+. Y la formula del compuesto será: Na2O.
Energía reticular en los compuestos iónicos (U o E
r)
También llamada energía de red.
compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso
Es la energía desprendida en la formación de un mol de.
Ejemplo:
En el caso de la formación de NaCl la
Na
Es bastante difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de
Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
Los factores de los que depende la energía reticular son (al ser siempre negativa
consideraremos siempre valores absolutos).
U o Er corresponde a la reacción:+ (g) + Cl(g) ® NaCl (s) (U < 0)
·
NaCl (Na
A mayor carga de los iones mayor “U”. Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U” mayor que el+ y Cl).
·
KBr (K
A menor tamaño de los iones menor “U”. Así el NaCl (Na+ y Cl) tendrá “U” mayor que el+ y Br).

Estructura de Lewis

La teoría de Lewis habla de que un enlace esta compuesto por dos electrones opuestos entre sí, en donde cada uno es atraído por   un núcleo atómico adyacente, paralelamente cada átomo tiende a alcanzar la configuración electrónica de un gas noble, en donde la última capa completa el octeto según la regla de Abegg.
Existen muchas formas para escribir las estructuras de Lewis, sin embargo, en este articulo se muestra un nuevo método para escribir las estructuras de Lewis, en el cual no es necesario saber   mecánica cuantica, orbitales atómicos y configuración spdf, si no que simplemente se utiliza la posición atómica en la tabla periódica, a partir del numero de grupo del elemento.
Éste método muestra estructuras de Lewis en forma directa y entrega cargas formales automáticamente.

Átomo central

En primer lugar para poder obtener una buena estructura de Lewis debemos saber identificar el átomo central, para ello se dan los siguientes pasos:

1.- El átomo que se encuentre solo en la formula molecular es siempre el átomo central:   Ej:   BF3   , es B.

2.- Para especies que poseen más de 2 átomos solitarios; se debe tomar en cuenta el átomo con mayor covalencia o si este es un elemento de transición, si uno de los átomos cumple   con una o ambas condiciones éste será el átomo central.

Ej:   P, es un elemento trivalente y esta sobre la bivalencia del O en el compuesto POCl3.
por lo tanto P es el átomo central.

3.-Para especies con dos o más átomos solitarios de igual covalencia, el átomo con mayor período será el átomo central.
Ej: SOCl2 , el S es del periodo 3 y el O del periodo 2, por lo tanto el S es el átomo central.

Existen excepciones, tales como: CNO- , NSF, N2O, S2O, S2O3 -2.
Recordar que: el H y F siempre toman la posición de átomos periféricos en cualquier molécula poliatómica.

domingo, 16 de enero de 2011

Numero atomico

Número entero positivo que equivale al número total de protones existentes en el núcleo atómico. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental.del átomo: su carga nuclear.

Principio de auf bau

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el erudito químico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También llamado popularmente, regla del serrucho.

Los orbitales se llenan respetando la Regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital del más bajo nivel energético.
Primero debe llenarse el orbital 1s (dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.

Seguido ganan electrones del orbital 2s (también dos electrones solamente).

La subcapa 2p tiene tres niveles energéticos, llamados de acuerdo a su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. El orbital 2p puede ganar hasta seis electrones, dos en cada uno pero deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.
Y así sucesivamente:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

Teoria de la relatividad

La conocida teoría de la relatividad del tiempo formulada en 1905 por Einstein sostiene que la velocidad de un objeto en movimiento con respecto a la de otro acelera o retarda el tiempo. De acuerdo con esta hipótesis, la aguja de los segundos de un reloj en movimiento debe de saltar más rápido que la de un reloj inmóvil, fenómeno que se llama “dilución del tiempo”.
En 1905, al confirmarse que la velocidad de la luz es finita Einstein, dedujo que las leyes de la ciencia deben ser iguales para cualquier espectador que se mueva libremente, prediciendo que nada puede aventajar su velocidad, y determinando que su movimiento es el mismo para todos los sucesos.

    La relatividad es la teoría ligada al cambio de posición del conjunto de reglas o medidas características del universo. Al hablar de movimiento debemos preguntarnos: ¿Movimiento respecto a que sistema?. Existen infinidad de ejemplos sumamente ilustrativos; un móvil se mueve a 80 km/h, siendo adelantado por otro que circula a 100 km/h. Si analizamos el movimiento de ambos vemos como el segundo vehículo no adelanta al primero a una determinada velocidad, sino que su cambio de posición respecto al otro es de 20 km/h.

En la relatividad no existe el reposo absoluto. No podemos basarnos en ningún sistema de referencia que se encuentre en tal estado porque no existe. Sólo si comparamos un cuerpo con otro podemos decir que uno está en reposo respecto al otro, por lo que llegada la hora de estudiar las singularidades de uno de ellos debemos tener en cuenta su conexión con el sistema de referencia elegido.
    Quizás la prueba mas evidente la tenemos en nuestro planeta. Si por ejemplo, un ecuatoriano se sienta a descansar un minuto en un banco de su país ocurrirá que transcurrido el periodo de reposo ha alterado su posición en 28 kilómetros al Este, -la Tierra gira de Oeste a Este- ; ello ateniéndonos solamente al movimiento de rotación. La comprobación es sencilla: si dividimos los 40.000 kilómetros que mide el círculo máximo de la tierra entre las 24 horas del día tendremos que, el movimiento rotatorio en el ecuador es de 1.666 km/h. Además, estamos cambiando de lugar a una velocidad de 107.118 km/h., debido a que nos trasladamos alrededor del Sol, y también nuestro Sistema Solar se mueve en torno a su centro galáctico a 245 m/segundo, independientemente del alejamiento ininterrumpido de todas las galaxias del universo.

Los numeros cuanticos

1.       Número cuántico principal: (n) Indica la distancia del electrón al núcleo, determina el nivel de energía y toma los valores: 1,2,3,4,5,6,etc
2.      Número cuántico secundario o Azimutal: (l) Nos indica el valor de los subniveles que hay en cada subnivel. Toma los valores: 0,1,2,3 y se le asignan las letras s,p,d,f (s: más cercano al núcleo y f: más alejado del núcleo.)
3.      Número cuántico magnético: (ml) determina la orientación espacial de lqa nube electrónica. Los valores de m dependen de l y varían siendo negativos y positivos. ml: -l, ..... 0, ....+l
4.      Número cuántico spin: (ms) Señala el tipo de electrones y el sentido del giro del electrón sobre su propio eje. Asume dos únicos valores +1/2, -1/2.

Orbitales atomicos

En 1.927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción.
Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas.

Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.

Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.

Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr.

Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
• Si l= 0 el orbital es del tipo s
• Si l= 1 los orbitales son del tipo p
• Si l = 2 los orbitales son del tipo d
• Si l= 3 los orbitales son del tipo f
Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales:
 
• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad
• principal : líneas intensas
• difuse : líneas difusas
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros


Son posibles otros tipos de orbitales como g, h, ...pero los elementos que conocemos, en sus estado fundamental, no presentan electrones que cumplan las condiciones cuánticas necesarias para que se den estos otros tipos de orbitales.

Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital.
El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo.

El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.

 

La configuracion electronica

En el modelo actual no existen órbitas bien definidas por las que se mueven los electrones, sino que existen regiones del espacio, denominadas orbitales, en las que es muy probable encontrarlos.

En el modelo atómico de Bohr, y en los posteriores, se considera que los electrones de la corteza se sitúan en niveles de distinta energía. Estos
niveles de energía se numeran del 1 al 7 por orden creciente de la energía que tienen los electrones en el orbital. Cada uno de estos niveles puede contener a su vez subniveles energéticos que se designan con las letras s, p, d y f
.

La distribución de los electrones de un átomo en estos niveles y subniveles es lo que se conoce como
configuración electrónica
.
A los electrones que están situados en la última capa se les llama electrones de valencia, y al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de las substancias.

Subniveles que contiene cada nivel energético: el primer nivel consta únicamente de un subnivel s, el segundo uno s y otro p, el tercero s, p y d y a partir del cuarto se puede considerar que contiene cuatro (s, p d y f).
Número máximo de electrones de cada subnivel:
en el subnivel s puede haber un máximo de 2 electrones, 6 en el p, 10 en el d y 14 en el f. Esto se debe a que en cada orbital cabe un máximo de dos electrones y los subniveles s, p, d y f contienen 1, 3, 5 y 7 orbitales respectivamente.

martes, 11 de enero de 2011

PARTICULAS SUBATOMICAS

Una definición de objeto elemental es la de ser el último constituyente indivisible de la materia. La respuesta a la pregunta: ¿cuál es ese objeto?, ha variado históricamente.
En los siglos IV y V a.C., la teoría griega del atomismo, cuyos máximos exponentes fueron Leucipo y su discípulo Demócrito, introducía, sin base experimental, objetos idénticos e indivisibles llamados átomos. En los siglos XVIII y XIX, con el desarrollo de la Química, tenemos que para John Dalton existen 20 elementos formados por átomos. En 1897, J.J.Thomson (Universidad de Cambridge, Inglaterra), encuentra experimentalmente el electrón. En 1911, E.Rutherford (Universidad de Manchester, Inglaterra), en un experimento crucial, descubre que la carga positiva del átomo está concentrada en el núcleo, en torno al cual se mueven los electrones. En 1932 queda establecido que el núcleo está constituido por protones y neutrones. En la década de los sesenta se acepta que estos protones y neutrones dejen de ser elementales y estén constituidos por quarks.
Hoy en día ya han sido detectadas una gran cantidad de partículas de tamaño inferior al átomo, constituyendo lo que se ha denominado "un zoo de partículas". ¿Pero cuáles son las elementales?
Es muy importante que quede claro este concepto. Llamaremos partículas elementales a aquellas que no poseen estructura interna y, por lo tanto, no "albergan" dentro de ellas otras partículas "aún más elementales". Todas aquellas partículas de tamaño inferior al átomo, pero no elementales, las llamaremos subatómicas. Así, por ejemplo, el protón es una partícula subatómica, pero no elemental, ya que está constituida por tres quarks, como veremos más adelante. El hecho de llamarlas subatómicas no significa que formen parte del átomo: simplemente, que su tamaño es inferior al "diámetro" de un átomo "medio", es decir, un angström, 10 -8 cm.
Así, a una distancia de un angström, "vemos" que el átomo está constituido por los electrones y el núcleo, en el que no distinguimos sus constituyentes; a una distancia de 10 -13 (unidad denominada fermi, 1 fm = 10 -13 cm), reconocemos en el núcleo protones y neutrones; a una distancia de 10 -17 cm, discernimos los quarks como sus constituyentes elementales.

¿QUE ES LA MATERIA?

Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. En física y filosofía, materia es el término para referirse a los constituyentes de la realidad material objetiva, entendiendo por objetiva que pueda ser percibida de la misma forma por diversos sujetos. Se considera que es lo que forma la parte sensible de los objetos perceptibles o detectables por medios físicos. Es decir es todo aquello que ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede sentir, se puede medir, etc.


Los primeros humanos distinguían fácilmente entre los materiales para hacer ropa, instrumentos o bienes para alimentarse. Ellos desarrrollaron un lenguaje con palabras que describían estas cosas, tales como “piel,” “piedra” o “conejo.” Sin embargo, ellos no tenían nuestro actual conocimiento sobre las sustancias que componen estos objetos. Empédocles, un filósofo y científico griego que vivió en la costa sur de Sicilia, entre los años 492 y 432 AC, propuso una de las primeras teorías que intentaba describir las cosas que nos rodean. Empédocles argumentó que toda materia se compone de cuatro elementos : fuego, aire, agua y tierra. La proporción de estos cuatro elementos afecta las propiedades de la materia. La teoría de Empédocles era muy estimada, pero tenía varios problemas. Por ejemplo, no importa cuántas veces se rompe una piedra en dos, las piezas nunca se parecen a ninguno de los elementos esenciales del fuego, del aire, del agua o de la tierra. A pesar de estos problemas, la teoría de Empédocles fue un desarrollo importante del pensamiento científico ya que es una de las primeras en sugerir que algunas sustancias que parecían materiales puros, como la piedra, en realidad se componen de una combinación de diferentes "elementos".

¿QUE ES EL ATOMO?

La unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

El átomo esta compuesto por un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleón, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.
Durante los siglos VI a IV antes de Cristo, en las ciudades griegas surgió una nueva mentalidad, una nueva forma de ver el mundo no como algo controlado por los dioses y manejado a su capricho, sino como una inmensa máquina gobernada por una leyes fijas e inmutables que el hombre podía llegar a comprender. Fue esta corriente de pensamiento la que puso las bases de la matemática y las ciencias experimentales.
Demócrito, uno de estos pensadores griego, en al siglo IV antes de Cristo, se interrogó sobre la divisibilidad de la materia. A simple vista las sustancias son continuas y se pueden dividir. ¿Es posible dividir una sustancia indefinidamente? Demócrito pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas más; a esas partículas las denominó átomos, que en griego significa indivisible. Cada elemento tenía un átomo con unas propiedades y forma específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos.
Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil años.

 Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas. 

Precisamente para explicar algunas de estas leyes, las leyes ponderales, Dalton, en 1808 propuso una nueva teoría atómica. Según esta teoría, los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí, pero distintos de los átomos de los otros elementos. la unión de los átomos daba lugar a la variedad de sustancias conocidas y la ruptura de las uniones entre los átomos para formar nuevas uniones era el origen de las transformaciones químicas.