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:

A2(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 (AB) - ½ [D(AA + D(BB)]

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).

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 (KA 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 (KA menor tamaño de los iones menor “U”. Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “U” mayor que el+ y Br–).