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LAS FUERZAS ELECTROSTÁTICAS EN LOS ESTADOS DE LA MATERIA

La mayoría de la materia que conocemos se encuentra en tres estados de agregación solido,liquido,gaseoso.Sin embargo ,existen otros dos estados llamado plasmático y cristales líquidos.

En el siglo xlx , los científico j.maxwell, L. Boltzmann y J.clausios propusieron el modelo cinético molecular,para explicar el comportamiento de la materia.Esta teoría postula que:

La materia esta constituida ´por pequeñas partículas que no se pueden ver a simple vista.

Las partículas ocupan un volumen determinado.

Las partículas de los gases y los líquidos se encuentran en continuo movimiento, es decir chocan entre si y contra las paredes del recipiente que las contiene

Este movimiento obedece a dos tipos de fuerzas:el primero permite que las partículas se mantengan unidas (fuerzas de cohesión) y el segundo que se alejen (fuerzas repulsivas)

La energía cinética de esta partícula depende de las temperaturas.

LOS ESTADOS DE LA MATERIA

Los cuerpos en estado solido se caracterizan por tener forma y volumen definidos. Están conformados por partículas que tienes una gran fuerza de atracción, por lo cual ocupan posiciones fijas y ordenadas.Sin embargo, presenta siertas vibraciones, debido a que existen espacios intermoleculares entre ellas.Los sólidos pueden ser cristalinos como el azúcar o solido amorfos como las piedras y el cuarzo.

Las partículas de los cuerpos en estado liquido presentan una menor fuerza de atracción que las del estado solido.En consecuencia, sus partículas se mueven con mayor libertad, por lo cual pueden adoptar la forma del recipiente que las contiene.Son incomprensibles, es decir que no se dejan comprimir.

Los líquidos presentan distintas propiedades.Veamos:

FUERZA DE COHESIÓN: La cual mantiene unidas las partículas que conforman el cuerpo.

FUERZA DE ADHESION:Es aquella que le permite a una sustansia adherirse en una superficie, como cuando las gotas de lluvia se adhieren en los vidrios de un ventanal.

Los cuerpos que se encuentran en estado gaseoso, como el vapor de agua, están constituidos por partículas que se desplazan libremente, debido a que existe poca atracción intermolecular entre ellas.

Los gases,por su parte,se caracterizan por presentar propiedades como la expansión, la elasticidad y efusión.

La expansión se refiere a la capacidad que poseen para ocupar todo el espacio.

La elasticidad ocurre cuando recuperan su dimensión original, debido a que se suspende la fuerza que los comprime.

La efusión es una propiedad que nos permite entender porque los globos que estan inflados se desinflan en unas horas.Esto debido a que las partículas de los gases pueden salir por cualquier orificio del recipiente donde se encuentran, por ejemplo:el oxigeno, el vapor de agua y el dióxido de carbono.

la materia también puede representar otros dos estados de agregación.

El primero de ellos es el estado de plasma:en el cual la materia alcanza millones de grados de temperatura.Ocurre por la ionización de átomos o moléculas de la sustancia química que la compone.Este estado se puede apreciar en los reactores nucleares y en las estrellas de sol.

El segundo es el estado de los cristales líquidos. En este caso las sustancias se encuentran formadas por moléculas cuya estructura interna es similar a la de los sólidos, pese a que están en estado liquido.Estos cristales se utilizan en la fabricación de televisores.

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Las fuerzas electrostáticas en los estado de la materia

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las fuerzas electroestaticas en los estados de la materia

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LAS FUERZAS ELECTROSTÁTICAS EN LOS ESTADOS DE LA MATERIA La mayoría de la materia que conocemos se encuentra en tres estados de agregación solido,liquido,gaseoso.Sin embargo ,existen otros dos estados llamado plasmático y cristales líquidos. En el siglo xlx , los científico j.maxwell, L.

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LAS FUERZAS ELECTROSTÁTICAS EN LOS ESTADOS DE LA MATERIA

La mayoría de la materia que conocemos se encuentra en tres estados de agregación solido,liquido,gaseoso.Sin embargo ,existen otros dos estados llamado plasmático y cristales líquidos.

En el siglo xlx , los científico j.maxwell, L. Boltzmann y J.clausios propusieron el modelo cinético molecular,para explicar el comportamiento de la materia.Esta teoría postula que:

La materia esta constituida ´por pequeñas partículas que no se pueden ver a simple vista.

Las partículas ocupan un volumen determinado.

Las partículas de los gases y los líquidos se encuentran en continuo movimiento, es decir chocan entre si y contra las paredes del recipiente que las contiene

Este movimiento obedece a dos tipos de fuerzas:el primero permite que las partículas se mantengan unidas (fuerzas de cohesión) y el segundo que se alejen (fuerzas repulsivas)

La energía cinética de esta partícula depende de las temperaturas.

LOS ESTADOS DE LA MATERIA

Los cuerpos en estado solido se caracterizan por tener forma y volumen definidos. Están conformados por partículas que tienes una gran fuerza de atracción, por lo cual ocupan posiciones fijas y ordenadas.Sin embargo, presenta siertas vibraciones, debido a que existen espacios intermoleculares entre ellas.Los sólidos pueden ser cristalinos como el azúcar o solido amorfos como las piedras y el cuarzo.

Las partículas de los cuerpos en estado liquido presentan una menor fuerza de atracción que las del estado solido.En consecuencia, sus partículas se mueven con mayor libertad, por lo cual pueden adoptar la forma del recipiente que las contiene.Son incomprensibles, es decir que no se dejan comprimir.

Los líquidos presentan distintas propiedades.Veamos:

FUERZA DE COHESIÓN: La cual mantiene unidas las partículas que conforman el cuerpo.

FUERZA DE ADHESION:Es aquella que le permite a una sustansia adherirse en una superficie, como cuando las gotas de lluvia se adhieren en los vidrios de un ventanal.

Los cuerpos que se encuentran en estado gaseoso, como el vapor de agua, están constituidos por partículas que se desplazan libremente, debido a que existe poca atracción intermolecular entre ellas.

Los gases,por su parte,se caracterizan por presentar propiedades como la expansión, la elasticidad y efusión.

La expansión se refiere a la capacidad que poseen para ocupar todo el espacio.

La elasticidad ocurre cuando recuperan su dimensión original, debido a que se suspende la fuerza que los comprime.

La efusión es una propiedad que nos permite entender porque los globos que estan inflados se desinflan en unas horas.Esto debido a que las partículas de los gases pueden salir por cualquier orificio del recipiente donde se encuentran, por ejemplo:el oxigeno, el vapor de agua y el dióxido de carbono.

la materia también puede representar otros dos estados de agregación.

El primero de ellos es el estado de plasma:en el cual la materia alcanza millones de grados de temperatura.Ocurre por la ionización de átomos o moléculas de la sustancia química que la compone.Este estado se puede apreciar en los reactores nucleares y en las estrellas de sol.

El segundo es el estado de los cristales líquidos. En este caso las sustancias se encuentran formadas por moléculas cuya estructura interna es similar a la de los sólidos, pese a que están en estado liquido.Estos cristales se utilizan en la fabricación de televisores.

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Las fuerzas electrostáticas en los estado de la materia

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las fuerzas electroestaticas en los estados de la materia

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LAS FUERZAS ELECTROSTÁTICAS EN LOS ESTADOS DE LA MATERIA La mayoría de la materia que conocemos se encuentra en tres estados de agregación solido,liquido,gaseoso.Sin embargo ,existen otros dos estados llamado plasmático y cristales líquidos. En el siglo xlx , los científico j.maxwell, L.

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Son los electrones que están en la última capa electrónica (llamados orbitales de valencia) y tienen una alta posibilidad de participar en una reacción química. Estos electrones tienen el mayor número cuántico n principal. Son de vital importancia en la formación de moléculas y compuestos, ya que determinan la capacidad del átomo para formar enlaces. Cuando un elemento se une a otro lo hace a través de sus electrones de valencia. También se puede decir que estos electrones son los más alejados del núcleo del átomo, y por lo tanto los que comúnmente pueden participar en la formación de enlaces químicos.

Electrones de valencia

Son los electrones que están en la última capa electrónica (llamados orbitales de valencia) y tienen una alta posibilidad de participar en una reacción química. Estos electrones tienen el mayor número cuántico n principal. Son de vital importancia en la formación de moléculas y compuestos, ya que determinan la capacidad del átomo para formar enlaces. Cuando un elemento se une a otro lo hace a través de sus electrones de valencia.

También se puede decir que estos electrones son los más alejados del núcleo del átomo, y por lo tanto los que comúnmente pueden participar en la formación de enlaces químicos.

Propiedades y características de los Electrones de valencia

Estos electrones de valencia son decisivos en la reactividad de un elemento, ya que determinan la facilidad con la que los elementos se unen con otros para formar un nuevo compuesto en cuestión.

Si observamos la capa de valencia de un gas noble, veremos que está completamente llena, entonces, este átomo no tiende a ganar o perder electrones. Por esta razón se dice que los gases nobles no reaccionan en condiciones normales, es decir, son inertes. Generalmente, los elementos de los Grupos 1, 2 y 13 a 17 tienden a reaccionar para obtener una configuración electrónica similar a la del gas noble más cercano, cuya configuración electrónica es ns2 np6.

Por ejemplo, los metales más reactivos, como los de los Grupos 1 y 2 necesitan perder sólo uno o dos electrones de valencia para formar cationes, y así obtener una configuración electrónica del gas noble más cercano. Los no metales tienden a atraer electrones de valencia adicionales para formar enlaces iónicos o covalentes.

Los no-metales más reactivos son los halógenos (elementos del grupo 7), como el flúor y el cloro. Ambos tienen una configuración muy parecida a la del gas noble y sólo necesitan un electrón de valencia para completar su octeto, por lo que los halógenos tienden a aceptar ese electrón de los metales alcalinos.

Tabla periódica con valencias

En la tabla periódica los elementos se organizan según sus propiedades químicas y físicas de los elementos en función de su número atómico. En la siguiente tabla se puede ver la valencia química de algunos elementos, no es necesario aprenderlos todos. Sólo los más básicos, como la valencia del carbono, oxígeno, nitrógeno, azufre, boro, cloro, los del grupo uno y dos, ya que éstos se utilizan normalmente como base para el estudio de los enlaces químicos.

Hay dieciocho columnas verticales llamadas Grupos y siete filas horizontales llamadas Períodos. Todos los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia (esto no ocurre en los metales de transición). Los electrones de valencia aumentan en número a medida que se avanza en un período. Luego, a medida que comienza el nuevo período, el número disminuye a uno y comienza a aumentar nuevamente.

Por ejemplo, cuando en la tabla periódica pasamos del carbono al nitrógeno, y luego al oxígeno, el número de electrones de valencia aumenta de 4 a 5 y luego a 6. Cuando pasamos del flúor al neón y luego al sodio, el número de electrones de valencia aumenta de 7 a 8 y luego disminuye a 1 cuando empezamos con el período del sodio.

Utilidad de los Electrones de valencia

Cuando los átomos forman enlaces, lo hacen sólo a través de sus electrones más externos, los del último nivel de energía, llamados electrones de valencia. Los electrones de valencia son aquellos que permiten la reacción de un átomo con otro, ya sea del mismo elemento o de elementos diferentes, ya que tienen la facilidad o predisposición de participar en los enlaces

Algunas valencias de los elementos químicos:

Número del valor del carbono: 4

Valor del oxígeno: 6

Número de valencia del nitrógeno: 5

Número de valencia del azufre: 6

Número de valencia del Cloro: 7

Número de valencia del Fósforo: 5

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Electrones de valencia - Configuración Electrónica

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Son los electrones que están en la última capa electrónica (llamados orbitales de valencia) y tienen una alta posibilidad de participar en una reacción química. Estos electrones tienen el mayor número cuántico n principal. Son de vital importancia en la formación de moléculas y compuestos, ya que determinan la capacidad del átomo para formar enlaces.

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Reacciones de oxidación-reducción (redox) (artículo) | Khan Academy

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Los enlaces químicos mantienen unidas a las moléculas y crean conexiones temporales que son esenciales para la vida. Los tipos de enlace químico que se incluyen son covalente, iónico, así como enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London.

Introducción

Los seres vivos se componen de átomos, pero en la mayoría de los casos, esos átomos no están flotando por ahí individualmente. Por el contrario, generalmente están interactuando con otros átomos (o grupos de átomos).

Como ejemplo, los átomos podrían estar conectados por enlaces fuertes y organizados en moléculas o cristales; o podrían formar enlaces temporales y débiles con otros átomos con los que chocan o rozan. Tanto los enlaces fuertes, que mantienen unidas a las moléculas, como los enlaces más débiles que crean conexiones temporales, son esenciales para la química de nuestros cuerpos y la existencia de la vida misma.

¿Por qué formar enlaces químicos? La respuesta fundamental es que los átomos están tratando de alcanzar el estado más estable (de menor energía) posible. Muchos átomos se vuelven estables cuando su orbital de valencia está lleno de electrones o cuando satisfacen la regla del octeto (al tener ocho electrones de valencia). Si los átomos no tienen este arreglo, "desearán" lograrlo al ganar, perder o compartir electrones mediante los enlaces.

Los iones y los enlaces iónicos

Algunos átomos se vuelven más estables al ganar o perder un electrón completo (o varios electrones). Cuando lo hacen, los átomos forman iones, o partículas cargadas. El ganar o perder electrones le puede dar a un átomo una capa electrónica externa llena y hacer que sea energéticamente más estable.

La formación de iones

Los iones pueden ser de dos tipos. Los cationes son iones positivos que se forman al perder electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio pierde un electrón para convertirse en un catión sodio, . Los iones negativos se forman al ganar electrones y se llaman aniones. Los aniones reciben nombres que terminan en "-uro"; por ejemplo, el anión del cloro () se llama cloruro.

Cuando un átomo pierde un electrón y otro átomo gana un electrón, el proceso se conoce como transferencia de electrones. Los átomos de sodio y de cloro son un buen ejemplo de transferencia de electrones.

Cuando se combinan el sodio y el cloro, el sodio donará su electrón para vaciar su capa más externa, y el cloro aceptará ese electrón para llenar la suya. Ahora ambos iones satisfacen la regla del octeto y tienen capas externas completas. Dado que el número de electrones ya no es igual al número de protones, cada átomo se ha convertido en un ion y tiene una carga +1 (Na) o -1 (Cl)

En general, un átomo debe perder un electrón al mismo tiempo que otro átomo gana un electrón: para que un átomo de sodio pierda un electrón, necesita tener un receptor adecuado como un átomo de cloro.

La formación de un enlace iónico

Los enlaces iónicos son enlaces que se forman entre iones con cargas opuestas. Por ejemplo, los iones sodio cargados positivamente y los iones cloruro cargados negativamente se atraen entre sí para formar cloruro de sodio o sal de mesa. La sal de mesa, al igual que muchos compuestos iónicos, no se compone solo de un ion sodio y un ion de cloruro; por el contrario, contiene muchos iones acomodados en un patrón tridimensional predecible y repetido (un cristal).

En la fisiología, ciertos iones se conocen como electrolitos (como sodio, potasio y calcio). Estos iones son necesarios para la conducción de impulsos nerviosos, la contracción muscular y el equilibrio de agua. Muchas bebidas deportivas y suplementos dietéticos proporcionan iones para reponer aquellos que se pierden durante el ejercicio por la sudoración.

Enlaces covalentes

Otra manera como los átomos se vuelven más estables es al compartir electrones (en lugar de ganarlos o perderlos por completo), formando así enlaces covalentes. Estos enlaces son mas comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos.

Por ejemplo, los enlaces iónicos son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en el carbono, como nuestro ADN y proteínas. También hay enlaces covalentes en moléculas inorgánicas más pequeñas, tales como , , y . Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Entre más electrones compartan dos átomos, más fuerte será el enlace.

Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, y le dan a cada átomo algo que se parece a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, y ocho para el O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que serían los átomos que la componen por sí solos.

Enlaces covalentes polares

Hay dos tipos principales de enlaces covalentes: polar y no polar. En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ-) en distintas partes de la molécula.

En una molécula de agua (arriba), el enlace que une al oxígeno con cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga parcialmente negativa (tiene una densidad de electrones alta), mientras que los hidrógenos llevan cargas parcialmente positivas (tienen una densidad electrónica baja).

En general, la electronegatividad relativa de los dos átomos en un enlace, es decir su tendencia a acaparar los electrones compartidos, determinará si el enlace es polar o no polar. Siempre que un elemento sea significativamente más electronegativo que otro, el enlace entre ellos será polar; esto significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa.

Enlaces covalentes no polares

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular () no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno.

Enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London

Tanto el enlace covalente como el iónico se consideran enlaces fuertes. Sin embargo, también se pueden formar otros tipos de enlace más temporales entre átomos o moléculas. Dos tipos de enlaces débiles que se ven con frecuencia en la biología son los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London.

Sin el afán de ser demasiado dramático, pero sin estos dos tipos de enlace, la vida como la conocemos ¡no existiría! Por ejemplo, los enlaces de hidrógeno proporcionan muchas de las propiedades del agua que sostienen la vida, y estabilizan las estrucutras de las proteínas y el ADN, ambos ingredientes clave de las células.

Enlaces de hidrógeno

En un enlace covalente polar que contiene hidrógeno (por ejemplo, un enlace O-H en una molécula de agua), el hidrógeno tendrá una ligera carga positiva porque el otro elemento jala los electrones de enlace más fuertemente. Debido a esta leve carga positiva, el hidrógeno será atraído a cualquier carga negativa vecina. Esta interacción se llama un enlace de hidrógeno.

Los enlaces de hidrógeno son comunes, y las moléculas de agua en particular forman muchos de ellos. Los enlaces de hidrógeno individuales son débiles y se rompen fácilmente, pero muchos enlaces de hidrógeno juntos pueden ser muy fuertes.

Fuerzas de dispersión de London

Como los enlaces de hidrógeno, las fuerzas de dispersión de London son atracciones débiles entre las moléculas. Sin embargo, a diferencia de los enlaces del hidrógeno, pueden ocurrir entre átomos o moléculas de cualquier tipo y dependen de desequilibrios temporales en la distribución de electrones.

Los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London son ejemplos de fuerzas de van der Waals, un término general para las interacciones intermoleculares que no implican enlaces covalentes ni iones. Algunos libros de texto usan el término "fuerzas de van der Waals" para referirse solo a las fuerzas de dispersión de London, así que asegúrate de conocer qué definición usa tu libro de texto o tu maestro.

¿Cómo funciona eso en una célula?

Tanto los enlaces fuertes como los débiles tienen papeles clave en la química de nuestras células y cuerpos. Por ejemplo, los componentes fundamentales químicos que conforman una hebra de ADN están unidos por enlaces covalentes fuertes. Sin embargo, las dos hebras de la doble hélice de ADN están unidas por enlaces de hidrógeno más débiles. Estos enlaces débiles mantienen estable al ADN, pero también permiten que se abra para ser copiado y utilizado por la célula.

Lo realmente asombroso es pensar que miles de millones de estas interacciones de enlaces químicos, fuertes y débiles, estables y temporales, ¡están sucediendo en nuestros cuerpos ahora mismo, y nos mantienen unidos como un todo y funcionando!

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Enlaces químicos (artículo) | Khan Academy

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Aprende gratuitamente sobre matemáticas, arte, programación, economía, física, química, biología, medicina, finanzas, historia y más. Khan Academy es una organización sin fines de lucro, con la misión de proveer una educación gratuita de clase mundial, para cualquier persona en cualquier lugar.

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Las sustancias puras son aquellas formadas por átomos o moléculas iguales y tienen una composición química fija, definida y no pueden descomponerse por medios físicos. Sus propiedades físicas y químicas también son constantes.

Cuando las sustancias solo están formadas por átomos de una misma clase reciben el nombre de elemento químico. Ejemplo: el oxígeno que respiramos está formado por dos átomos de oxígeno unidos en una molécula (O2).

Si las sustancias están formadas por moléculas iguales se denominan compuestos químicos, aunque en las moléculas haya átomos de diversas clases. Ejemplo: el agua es un compuesto químico, porque todas sus moléculas están formadas por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno (H2O). Las moléculas de un compuesto pueden descomponerse en los átomos que la forman por medios químicos. Usando el ejemplo anterior, la molécula de agua se separaría en átomos de hidrógeno y oxígeno.

Aunque existen sustancias puras en la naturaleza, la mayoría de los cuerpos que nos rodean están constituidos por mezclas. Una mezcla es una combinación de varias sustancias puras (elementos o compuestos) sin una fórmula o composición definida. Ejemplo: el café con leche es una mezcla en la que se distinguen varios componentes, como el café, el agua, la leche, el azúcar, pero las proporciones de estos componentes, pueden variar y la mezcla seguirá siendo la misma.

Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas, según los componentes que las forman.

Las mezclas homogéneas son las que tienen componentes que no pueden diferenciarse a simple vista. Ejemplo: el aire es una mezcla formada por varios gases, entre ellos el oxígeno, nitrógeno, dióxido de carbono, pero no es posible distinguirlos unos de otros.

Las mezclas heterogéneas son las que tienen componentes que pueden diferenciarse por algunas de sus propiedades, como el color, la densidad, el estado de agregación, otros. Ejemplo: una ensalada de frutas. En esta mezcla se pueden reconocer las distintas frutas que están presentes por el color, la textura, el sabor, entre otros.

Las mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, pueden separarse en sus componentes por diversos métodos.
Actividades 1. En el siguiente listado, distingue los elementos de los compuestos.
a- Hidróxido de sodio ( )

b- Azufre ( )

c- Ácido sulfúrico ( )

d- Hidrógeno ( )
2. Clasifica las mezclas en homogéneas y heterogéneas.
a- Té con leche ( )

b- Solución de agua y sal ( )

c- Ensalada de verduras ( )

d- Agua y aceite ( )
Fuentes Recuperados de: http://www.profesorenlinea.cl http://www.amschool.edu.sv

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Sustancias puras y mezclas - Escolar - ABC Color

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Los diferentes cuerpos que nos rodean están formados por átomos y moléculas (unión de átomos). Los átomos y moléculas se unen a otros iguales, como también pueden hacerlo con otros de distintas clases. De acuerdo a esto, la materia adquiere diferentes características.

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Los enlaces químicos mantienen unidas a las moléculas y crean conexiones temporales que son esenciales para la vida. Los tipos de enlace químico que se incluyen son covalente, iónico, así como enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London.

Introducción

Los seres vivos se componen de átomos, pero en la mayoría de los casos, esos átomos no están flotando por ahí individualmente. Por el contrario, generalmente están interactuando con otros átomos (o grupos de átomos).

Como ejemplo, los átomos podrían estar conectados por enlaces fuertes y organizados en moléculas o cristales; o podrían formar enlaces temporales y débiles con otros átomos con los que chocan o rozan. Tanto los enlaces fuertes, que mantienen unidas a las moléculas, como los enlaces más débiles que crean conexiones temporales, son esenciales para la química de nuestros cuerpos y la existencia de la vida misma.

¿Por qué formar enlaces químicos? La respuesta fundamental es que los átomos están tratando de alcanzar el estado más estable (de menor energía) posible. Muchos átomos se vuelven estables cuando su orbital de valencia está lleno de electrones o cuando satisfacen la regla del octeto (al tener ocho electrones de valencia). Si los átomos no tienen este arreglo, "desearán" lograrlo al ganar, perder o compartir electrones mediante los enlaces.

Los iones y los enlaces iónicos

Algunos átomos se vuelven más estables al ganar o perder un electrón completo (o varios electrones). Cuando lo hacen, los átomos forman iones, o partículas cargadas. El ganar o perder electrones le puede dar a un átomo una capa electrónica externa llena y hacer que sea energéticamente más estable.

La formación de iones

Los iones pueden ser de dos tipos. Los cationes son iones positivos que se forman al perder electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio pierde un electrón para convertirse en un catión sodio, . Los iones negativos se forman al ganar electrones y se llaman aniones. Los aniones reciben nombres que terminan en "-uro"; por ejemplo, el anión del cloro () se llama cloruro.

Cuando un átomo pierde un electrón y otro átomo gana un electrón, el proceso se conoce como transferencia de electrones. Los átomos de sodio y de cloro son un buen ejemplo de transferencia de electrones.

Cuando se combinan el sodio y el cloro, el sodio donará su electrón para vaciar su capa más externa, y el cloro aceptará ese electrón para llenar la suya. Ahora ambos iones satisfacen la regla del octeto y tienen capas externas completas. Dado que el número de electrones ya no es igual al número de protones, cada átomo se ha convertido en un ion y tiene una carga +1 (Na) o -1 (Cl)

En general, un átomo debe perder un electrón al mismo tiempo que otro átomo gana un electrón: para que un átomo de sodio pierda un electrón, necesita tener un receptor adecuado como un átomo de cloro.

La formación de un enlace iónico

Los enlaces iónicos son enlaces que se forman entre iones con cargas opuestas. Por ejemplo, los iones sodio cargados positivamente y los iones cloruro cargados negativamente se atraen entre sí para formar cloruro de sodio o sal de mesa. La sal de mesa, al igual que muchos compuestos iónicos, no se compone solo de un ion sodio y un ion de cloruro; por el contrario, contiene muchos iones acomodados en un patrón tridimensional predecible y repetido (un cristal).

En la fisiología, ciertos iones se conocen como electrolitos (como sodio, potasio y calcio). Estos iones son necesarios para la conducción de impulsos nerviosos, la contracción muscular y el equilibrio de agua. Muchas bebidas deportivas y suplementos dietéticos proporcionan iones para reponer aquellos que se pierden durante el ejercicio por la sudoración.

Enlaces covalentes

Otra manera como los átomos se vuelven más estables es al compartir electrones (en lugar de ganarlos o perderlos por completo), formando así enlaces covalentes. Estos enlaces son mas comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos.

Por ejemplo, los enlaces iónicos son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en el carbono, como nuestro ADN y proteínas. También hay enlaces covalentes en moléculas inorgánicas más pequeñas, tales como , , y . Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Entre más electrones compartan dos átomos, más fuerte será el enlace.

Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, y le dan a cada átomo algo que se parece a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, y ocho para el O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que serían los átomos que la componen por sí solos.

Enlaces covalentes polares

Hay dos tipos principales de enlaces covalentes: polar y no polar. En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ-) en distintas partes de la molécula.

En una molécula de agua (arriba), el enlace que une al oxígeno con cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga parcialmente negativa (tiene una densidad de electrones alta), mientras que los hidrógenos llevan cargas parcialmente positivas (tienen una densidad electrónica baja).

En general, la electronegatividad relativa de los dos átomos en un enlace, es decir su tendencia a acaparar los electrones compartidos, determinará si el enlace es polar o no polar. Siempre que un elemento sea significativamente más electronegativo que otro, el enlace entre ellos será polar; esto significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa.

Enlaces covalentes no polares

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular () no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno.

Enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London

Tanto el enlace covalente como el iónico se consideran enlaces fuertes. Sin embargo, también se pueden formar otros tipos de enlace más temporales entre átomos o moléculas. Dos tipos de enlaces débiles que se ven con frecuencia en la biología son los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London.

Sin el afán de ser demasiado dramático, pero sin estos dos tipos de enlace, la vida como la conocemos ¡no existiría! Por ejemplo, los enlaces de hidrógeno proporcionan muchas de las propiedades del agua que sostienen la vida, y estabilizan las estrucutras de las proteínas y el ADN, ambos ingredientes clave de las células.

Enlaces de hidrógeno

En un enlace covalente polar que contiene hidrógeno (por ejemplo, un enlace O-H en una molécula de agua), el hidrógeno tendrá una ligera carga positiva porque el otro elemento jala los electrones de enlace más fuertemente. Debido a esta leve carga positiva, el hidrógeno será atraído a cualquier carga negativa vecina. Esta interacción se llama un enlace de hidrógeno.

Los enlaces de hidrógeno son comunes, y las moléculas de agua en particular forman muchos de ellos. Los enlaces de hidrógeno individuales son débiles y se rompen fácilmente, pero muchos enlaces de hidrógeno juntos pueden ser muy fuertes.

Fuerzas de dispersión de London

Como los enlaces de hidrógeno, las fuerzas de dispersión de London son atracciones débiles entre las moléculas. Sin embargo, a diferencia de los enlaces del hidrógeno, pueden ocurrir entre átomos o moléculas de cualquier tipo y dependen de desequilibrios temporales en la distribución de electrones.

Los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London son ejemplos de fuerzas de van der Waals, un término general para las interacciones intermoleculares que no implican enlaces covalentes ni iones. Algunos libros de texto usan el término "fuerzas de van der Waals" para referirse solo a las fuerzas de dispersión de London, así que asegúrate de conocer qué definición usa tu libro de texto o tu maestro.

¿Cómo funciona eso en una célula?

Tanto los enlaces fuertes como los débiles tienen papeles clave en la química de nuestras células y cuerpos. Por ejemplo, los componentes fundamentales químicos que conforman una hebra de ADN están unidos por enlaces covalentes fuertes. Sin embargo, las dos hebras de la doble hélice de ADN están unidas por enlaces de hidrógeno más débiles. Estos enlaces débiles mantienen estable al ADN, pero también permiten que se abra para ser copiado y utilizado por la célula.

Lo realmente asombroso es pensar que miles de millones de estas interacciones de enlaces químicos, fuertes y débiles, estables y temporales, ¡están sucediendo en nuestros cuerpos ahora mismo, y nos mantienen unidos como un todo y funcionando!

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Enlaces químicos (artículo) | Khan Academy

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Aprende gratuitamente sobre matemáticas, arte, programación, economía, física, química, biología, medicina, finanzas, historia y más. Khan Academy es una organización sin fines de lucro, con la misión de proveer una educación gratuita de clase mundial, para cualquier persona en cualquier lugar.

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GAMBOA PARRA ERICK DANIELAGOMEZ AREVALO VALERIA ALEXANDRAGUEVARA HERNANDEZ PAULA KATERINVIVAS ROMERO LAURA VALENTINA

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GAMBOA PARRA ERICK DANIELAGOMEZ AREVALO VALERIA ALEXANDRAGUEVARA HERNANDEZ PAULA KATERINVIVAS ROMERO LAURA VALENTINA

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LOAIZA VELOSA LOREN SOFIALOPEZ COBOS JUANA VALENTINAMEJIA RAMIREZ MARIA FERNANDAVIVERO CORREA AURY BRIYETH

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LOAIZA VELOSA LOREN SOFIALOPEZ COBOS JUANA VALENTINAMEJIA RAMIREZ MARIA FERNANDAVIVERO CORREA AURY BRIYETH

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Sara Salamanca

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Karen Yaguma (la mejor) JAJAAJ

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numero de oxidacion

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Jennelit Rojas Cruz

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Utilidad de los electrones de Valencia.
María Camila Naranjo

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Valeria Gómez, Erick Gamboa, Paula Guevara, Laura Vivas.

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Valeria Gómez, Erick Gamboa, Paula Guevara, Laura Vivas.

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Propiedades y Características de los electrones de valencia

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Propiedades y Características de los electrones de valencia

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María Fernanda Morales Gómez

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Paula Alexandra Mora Pineda

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SUSTANCIAS

LOREN LOAIZA