# data[].attributes.body
13-22.

FUERZAS INTERMOLECULARES [Internet]. Ehu.eus. [cited 2021 Aug 26]. Available from: http://www.ehu.eus/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm

Wikipedia contribuíos. Enlace de hidrógeno [Internet]. Wikipedia, The Free Encyclopedia. [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Enlace_de_hidr%C3%B3geno&oldid=136712940

Wikipedia contributors. Interacción dipolo-dipolo [Internet]. Wikipedia, The Free Encyclopedia. [cited 2021 Aug 26]. Available from: https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Interacci%C3%B3n_dipolo-dipolo&oldid=132305217

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Hace referencia a las fuerzas que se establece entre iones de igual o diferente carga -Fuerzas de diferente signo se atraen-Fuerzas de igual signo se repelen Son frecuentes entre una enzima y su sustrato, entre los aminoácidos de una proteína o entre los ácidos nucleicos y las proteínas.

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Se define como fuerzas de atracción que se generan por los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas.

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Debido a razones de termodinámica, las moléculas hidrofóbicas en un medio acuoso tienden a asociarse por el hecho que todas buscan evitar interaccionar con el agua. De modo que por ejemplo cuando se agregan las moléculas de lípidos solo se ordenan las moléculas de agua que están en contacto directo con el agregado (lípidos).

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Son las fuerzas que atraen entre si un ion (catión o anión) y una molécula polar.
La intensidad de esta interacción depende de la carga y tamaño de la molecular, por ejemplo en un catión esta fuerza es mas concentrada porque los iones de esta molécula suelen ser mas pequeños.

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Hace referencia a la fuerza que tiene lugar entre un ion y una molécula apolar. Se produce una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar que se convierte en una molécula polarizada. Allí se produce una atracción entre el ion y la molécula polarizada.

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Se definen como las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir entre las moléculas que poseen momentos dipolares, es decir de origen electrostáticas. A mayor momento dipolar mayor es la fuerza.

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Engloba colectivamente las fuerzas de atracción entre moléculas. Son fuerzas débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (polares y no polares).

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Son las encargadas de mantener juntos los átomos de las moléculas. Estas estabilizan a las moléculas individuales.

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Se definen como las fuerzas de atracción entre moléculas, con las responsables del comportamiento no ideal de los gases y ejercen mucha mas influencia en las fases condensadas de la materia (líquidos y solidos).

Son las responsables de las propiedades microscópicas de la materia (punto de fusión y ebullición).
Suelen ser mas débiles por lo que se necesita de menos energía para evaporar un liquido que para romper los enlaces de sus moléculas.

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10. Secuencia didáctica [Internet]. Educ.ar. [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://cdn.educ.ar/dinamico/UnidadHtml__get__b57f4f05-f0d6-4013-af37-f7b75cff1701/14511/data/df126aa6-c846-11e0-8204-e7f760fda940/index2.htm

11. Alegsa L. Fuerza de atracci�n (en f�sica) [Internet]. Definiciones-de.com. Definiciones-de.com; 2020 [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://www.definiciones-de.com/Definicion/de/atraccion,_fuerza.php

12.Materia T. Electronegatividad [Internet]. Todamateria.com. Toda Materia; 2019 [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://www.todamateria.com/electronegatividad/

Electronegatividad [Internet]. Ecured.cu. [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://www.ecured.cu/Electronegatividad

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La electronegatividad es la capacidad de los átomos en una molécula para atraer los electrones que se comparten. Esta determina la distribución de los electrones cuando se realiza un enlace químico.

La electronegatividad de un átomo depende de dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio en la que se encuentren los electrones de valencia, en sus respectivos orbitales,  con respecto al núcleo atómico.

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Los átomos tienen la capacidad de atraer hacia ellos los diferentes pares de electrones que, a su vez, están unidos con otros átomos conectados por un enlace químico. La medición de dicha capacidad es conocida como electronegatividad.

En otras palabras, este fenómeno se produce cuando dos átomos diferentes comparten dos electrones. Este concepto adquiere sentido únicamente cuando nos referimos a átomos enlazados.

A través del mismo podemos establecer qué tipo de enlace se producirá en los diferentes tipos de átomos.

A través de esta propiedad podemos comprender mejor la reactividad de las moléculas

Si un átomo x tiene una electronegatividad mayor que la de un átomo y, los electrones no se sitúan en el centro de ambos, sino que están más próximos al átomo x. Esta reacción provoca que la molécula no sea totalmente simétrica en su polaridad, sino que en una parte tiene una carga negativa y en otra una carga positiva. Por el contrario, si la electronegatividad de los dos átomos es similar, los electrones que se comparten estarían más unidos (en este caso no se producen cargas parciales y se trataría de una molécula apolar, es decir, sin polaridad).

La escala de Pauling

En el ámbito de la química se emplea una escala de electronegatividad basada en valores de energías de enlace de diferentes moléculas y conocida como la escala de Pauling. Sus magnitudes van de 0. 7 a 4. Así, los átomos menos electronegativos presentan un valor de 0.7 y son el cesio y el francio, mientras que el valor 4 lo tiene el flúor, el elemento más electronegativo de la tabla periódica.

Como consecuencia de ello, si combinamos un elemento con mucha electronegatividad con otro con una elevada electropositividad, el primero tendrá una cantidad mayor de electrones que el segundo. Por ejemplo, en una molécula de fluoruro de cesio los átomos son muy diferentes, pues el flúor tiene el valor máximo y el cesio el valor mínimo (en este caso los electrones se encuentran más próximos al flúor).

Otras propiedades de los átomos

Al margen de la electronegatividad, los átomos tienen otras propiedades físicas y químicas. De esta manera, para diferenciar unos átomos de otros es necesario determinar su número atómico y su número másico.

El número atómico se define como el número de protones que están presentes en el núcleo y número másico se define como la cantidad de partículas que están presentes en el núcleo, es decir, la suma del número de protones más el número neutrones.

Por otra parte, los átomos son estudiados por su tamaño, su potencial de ionización y su afinidad electrónica.

Imagen Fotolia. Extender_01

Escrito por J. Ferrer para la Edición #65 de Definición MX , en 07/2018.

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Los átomos tienen la capacidad de atraer hacia ellos los diferentes pares de electrones que, a su vez, están unidos con otros átomos conectados por un enlace químico. La medición de dicha capacidad es conocida como electronegatividad. En otras palabras, este fenómeno se produce cuando dos átomos diferentes comparten dos electrones.

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Es la fuerza que tiende a acercar los cuerpos oponiéndose a su separación. Estas fuerzas se pueden dividir en dos partes.

Las que varían en razón inversa de las distancias entre los cuerpos y por lo tanto son apreciables a distancias considerables. Ejemplo (la distancia entre partículas, centros de cuerpos esféricos o cuerpos pequeños en comparación con sus separaciones).

Las que varían en proporción de potencias más elevadas de la distancia y que por ello son fuerzas pequeñas, apreciables solamente a distancias del orden del tamaño de los átomos y moléculas.

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En esta página, se describen las propiedades de la fuerza de atracción entre dos cuerpos:

La constancia del momento angular y de la energía en todos los puntos de la trayectoria, nos proporcionan dos ecuaciones de las que despejamos, la velocidad o la distancia de máximo o mínimo acercamiento del cuerpo al centro de fuerzas

La interacción entre dos cuerpos de masa M y m se describe en término de una fuerza atractiva, cuya dirección es la recta que pasa por el centro de los dos cuerpos y cuyo módulo viene dado por la expresión

G es la constante de la gravitación universal G=6.67·10⁻¹¹ Nm ²/kg ² y r es la distancia entre los centros de los cuerpos

Fuerza conservativa

Supongamos que una partícula de masa m se mueve desde la posición A hasta la posición B en las proximidades de un cuerpo fijo de masa M. Vamos a calcular el trabajo realizado por la fuerza de atracción

El trabajo infinitesimal dW es el producto escalar del vector fuerza por el vector desplazamiento , tangente a la trayectoria.

donde dr es el desplazamiento infinitesimal de la partícula en la dirección radial.Para calcular el trabajo total, integramos entre la posición inicial A, distante del centro de fuerzas y la posición final B, distante del centro fijo de fuerzas.

El trabajo W no depende del camino seguido por la partícula para ir desde la posición A a la posición B.

La fuerza de atracción , que ejerce el cuerpo fijo de masa M sobre la partícula de masa m es conservativa. La fórmula de la energía potencial es

El nivel cero de energía potencial se ha establecido en el infinito, para r=∞, E p=0

El hecho de que la fuerza de atracción sea conservativa, implica que la energía total (cinética más potencial) de la partícula es constante, en cualquier punto de la trayectoria.
Ejemplo

Un satélite artificial cae hacia la Tierra desde una altura de 150 000 km. Calcular:

la fuerza sobre el satélite de 100 kg.

la velocidad de impacto sobre la superficie de la Tierra,

Se supone que el satélite parte del reposo.

Datos: La distancia entre los centros de la Tierra y de la Luna es d=384 000 km. Radio de la Tierra =6370 km. Masa de la Tierra =5.98 10 ²⁴ kg. Masa de la Luna =7.34 10 ²² kg. Constante G=6.67 10⁻¹¹ Nm ²/kg ².

Todas las distancias han de estar referidas al centro de la Tierra y al centro de la Luna

La fuerza resultante está dirigida hacia el centro de la Tierra

Para calcular la velocidad de impacto aplicamos el principio de conservación de la energía

v=10959.65 m/s

Fuerza central

La fuerza de atracción entre un planeta y el Sol es central y conservativa.

Una fuerza es central, cuando el vector posición es paralelo al vector fuerza . El momento de la fuerza . De la relación entre le momento de las fuerzas que actúa sobre la partícula y el momento angular, (Teorema del momento angular) se concluye que

El momento angular permanece constante en módulo, dirección y sentido. El momento angular de una partícula es el vector resultado del producto vectorial , cuya dirección es perpendicular al plano determinado por el vector posición y el vector velocidad . Como el vector permanece constante en dirección, y estarán en un plano perpendicular a la dirección fija de .

De aquí, se concluye que la trayectoria del móvil estará contenida en un plano perpendicular al vector momento angular .

Cuando los vectores y son paralelos, es decir, la dirección del movimiento pasa por el origen, el momento angular . La partícula describe un movimiento rectilíneo, cuya aceleración no es constante.

Fuerza central y conservativa

En esta sección continuamos con la aplicación de las características de la fuerza de atracción: central y conservativa

Apogeo y perigeo

En la figura, se muestra un cuerpo que describe una trayectoria elíptica alrededor del centro de fuerzas situado en uno de sus focos. La distancia de máximo acercamiento es y la de máximo alejamiento . Las velocidades que lleva el cuerpo en estas dos posiciones extremas son y respectivamente. La constancia del momento angular y de la energía nos permite relacionar estas cuatro magnitudes.

Se pueden plantear dos problemas :
Ejemplo

Una nave espacial de masa m=12000 kg, describe una órbita circular alrededor de la Luna a h=100 km de altura sobre su superficie. Para aterrizar en el punto B de la superficie de la Luna, activa su motor de frenado en A durante un intervalo pequeño de tiempo disminuyendo su velocidad. La nave espacial describe una órbita elíptica, cuyo foco se encuentra en el centro de la Luna, que conecta los puntos A y B. Calcular

La velocidad de la nave espacial en su órbita circular

La velocidad de la nave espacial en la posición A (después de activar el motor de frenado) y B de trayectoria elíptica

Datos: constante G=6.67·10⁻¹¹ Nm ²/kg ², masa de la Luna M=7.34·10 ²² kg, radio de la Luna =1.74·10 ⁶ m, velocidad de los gases expulsados del cohete, respecto de la nave espacial, u=10000 m/s
Problema de la XI Olimpiada Internacional de Física. Moscú, 1979
La nave espacial describe un movimiento circular de radio r, bajo la acción de la fuerza de atracción de la Luna. Aplicamos la ecuación de la dinámica del movimiento circular uniforme.

La fuerza de atracción de la Luna es central y conservativa. El momento angular es constante y la energía es constante

Velocidad de escape

Se denomina velocidad de escape de una partícula que está a una distancia del centro de fuerzas, a la velocidad que hemos de proporcionarle para que llegue al infinito con velocidad nula

Por ejemplo, la velocidad de escape de la superficie de la Tierra es =6.37·10 ⁶ m, M=5.98·10 ²⁴ kg es =11190.7 m/s

Expresamos la velocidad en términos de la velocidad de escape

Obtenemos la distancia al centro de fuerzas a partir de la constancia del momento angular

Movimiento circular

Si el satélite es lanzado con una velocidad tal que

describirá una órbita circular de radio r.

Se denomina satélite geoestacionario, a aquél cuyo periodo es el mismo que el de rotación de la Tierra. Inmóvil sobre el observador terreste

Sea P=24 h, r=4.225·10 ⁷ m, la altura del satélite h=r-6.37·10 ⁶=35880 km

En el caso de los satélites artificiales que circundan la Tierra

En la figura, la trayectoria de color rojo es circular.

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En esta página, se describen las propiedades de la fuerza de atracción entre dos cuerpos: La constancia del momento angular y de la energía en todos los puntos de la trayectoria, nos proporcionan dos ecuaciones de las que despejamos, la velocidad o la distancia de máximo o mínimo acercamiento del

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Son aquellas fuerzas del Universo que no se pueden explicar en función de otras más básicas. Las fuerzas o interacciones fundamentales conocidas hasta ahora son cuatro: gravitatoria, electromagnética, nuclear fuerte y nuclear débil.

La gravitatoria es la fuerza de atracción que un trozo de materia ejerce sobre otro, y afecta a todos los cuerpos. La gravedad es una fuerza muy débil y de un solo sentido, pero de alcance infinito.

La fuerza electromagnética afecta los cuerpos eléctricamente cargados y es la fuerza involucrada en las transformaciones físicas y químicas de átomos y moléculas.

La fuerza o interacción nuclear fuerte es la que mantiene unidos los componentes de los núcleos atómicos y actúa indistintamente entre dos nucleones cualesquiera, protones o neutrones.

La fuerza o interacción nuclear débil es la responsable de la desintegración beta de los neutrones; los neutrinos son sensibles únicamente a este tipo de interacción.

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NUSGREM - Asociacion Nacional de Estudiantes de Física

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Simetrías y fuerzas fundamentales - NUSGREM - Asociacion Nacional de Estudiantes de Física

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Durante medio siglo, los físicos han estado tratando de construir una teoría que una las 4 fuerzas fundamentales de la naturaleza: fuerza gravitatoria, electromagnética, nuclear fuerte y nuclear débil. Hasta ahora estos intentos no habían encontrado confirmación experimental. Así que el modelo más completo hasta la actualidad para describir el mundo cuántico es el Modelo ...

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Es la fuerza eminentemente electrostática atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Estos enlaces pueden ocurrir entre moléculas (intermolecularidad), o entre diferentes partes de una misma molécula (intramolecularidad). Ejemplo, ocurre en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas tales como el ADN.

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El enlace de hidrógeno es la fuerza eminentemente electrostática atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza carga-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor , que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno.

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9. Fernández PM. Enlaces (covalente, iónico y metálico) [Internet]. Educamix.com. [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: http://www.educamix.com/educacion/3_eso_materiales/b_iv/conceptos/conceptos_bloque_4_1.htm

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Es la fuerza que une a dos átomos para formar compuestos químicos. En este proceso los átomos comparten o ceden átomos de su último orbital para unir y crear nuevas sustancias.

Cuando se unen dos átomos cuyas electronegatividades resultan muy distintas entre sí, se establece un enlace iónico. En cambio, cuando los átomos presentan electronegatividades semejantes, se forma un enlace covalente polar, con el átomo más electronegativo quedándose con la carga negativa. En el caso de enlaces metálicos, se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas (metales) en este caso ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones.

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Un enlace químico es una atracción duradera entre átomos, iones o moléculas que permite la formación de compuestos químicos. El enlace puede ser el resultado de la fuerza electrostática de atracción entre iones con carga opuesta como en enlaces iónicos o mediante el intercambio de electrones como en enlaces covalentes.

La fuerza de los enlaces químicos varía considerablemente; hay "enlaces fuertes" o "enlaces primarios" como los enlaces covalentes, iónicos y metálicos, y "enlaces débiles" o "enlaces secundarios" como las interacciones dipolo-dipolo, la fuerza de dispersión de Londres yel enlace de hidrógeno.

Como las cargas opuestas se atraen mediante una simple fuerza electromagnética, los electrones cargados negativamente que orbitan el núcleo y los protones cargados positivamente en el núcleo se atraen entre s í. Un electrón colocado entre dos núcleos será atraído hacia ambos, y los núcleos serán atraídos hacia los electrones en esta posición. Esta atracción constituye el enlace químico.

Debido a la naturaleza de la onda de materia de los electrones y su masa más pequeña, deben ocupar una cantidad de volumen mucho mayor en comparación con los núcleos, y este volumen ocupado por los electrones mantiene los núcleos atómicos en un enlace relativamente separado, en comparación con el tamaño de los núcleos mismos.

En general, la unión química fuerte se asocia con el intercambio o la transferencia de electrones entre los átomos participantes. Los átomos en las moléculas, cristales, metales y gases diatómicos -de hecho, la mayoría del entorno físico que nos rodea- se mantienen unidos mediante enlaces químicos, que dictan la estructura y las propiedades de la materia.

Tipos de Enlaces Químico

Los compuestos químicos se forman mediante la unión de dos o más átomos. Un compuesto estable ocurre cuando la energía total de la combinación tiene una energía más baja que los átomos separados. El estado unido implica una fuerza de atracción neta entre los átomos... un enlace químico. Los dos casos extremos de enlaces químicos son:

Enlace covalente

Un enlace covalente, también llamado enlace molecular, es un enlace químico que implica el intercambio de pares de electrones entre los átomos. Estos pares de electrones se conocen como pares compartidos o pares de enlace, y el equilibrio estable de fuerzas atractivas y repulsivas entre los átomos, cuando comparten electrones, se conoce como enlace covalente.

Para muchas moléculas, el intercambio de electrones permite que cada átomo alcance el equivalente de una capa externa completa, correspondiente a una configuración electrónica estable. En química orgánica, los enlaces covalentes son mucho más comunes que los enlaces iónicos.

El enlace covalente incluye muchos tipos de interacciones, incluyendo σ-unión, π-unión, la unión de metal a metal, interacción agóstica, enlace flexionado, y enlaces de dos electrones de tres centros.

El término enlace covalente data de 1939. El prefijo co- significa conjuntamente, asociado en acción, se asoció a un menor grado, etc.; así, un "enlace covalente", en esencia, significa que los átomos comparten " valencia ", como se discute en la teoría del enlace de valencia.

En la molécula H2, los átomos de hidrógeno comparten los dos electrones a través de enlaces covalentes. La covalencia es mayor entre los átomos deelectronegatividadessimilares.

Por lo tanto, la unión covalente no requiere necesariamente que los dos átomos sean de los mismos elementos, solo que sean de electronegatividad comparable. Se dice que la unión covalente que implica compartir electrones en más de dos átomos estádeslocalizada.

Hacer un enlace covalente

Ahora, vamos a hablar de enlaces covalentes, lo que significa que los átomos van a compartir electrones. Los enlaces covalentes son enlaces muy fuertes. Son muy importantes en biología porque son muy estables y porque la mayoría de las moléculas biológicas están formadas por enlaces covalentes. Estas moléculas biológicas son entonces muy estables.

Entonces, átomos con más de un electrón de valencia, tomemos carbono por ejemplo. El carbono tiene cuatro electrones de valencia, por lo que tiene la oportunidad de formar cuatro enlaces covalentes diferentes.

Entonces, puedo hacer que se una con hidrógeno, y el hidrógeno proporcionará un electrón propio. Los hidrógenos básicamente comparten electrones, por lo que tiene dos electrones de valencia. Y, el átomo de carbono, en lugar de tener cuatro, ahora tiene ocho electrones de valencia.

Enlaces químicos Iónico

El enlace iónico es un tipo de enlace químico que involucra la atracción electrostática entre iones con carga opuesta, y es la interacción primaria que ocurre en los compuestos iónicos. Es uno de los principales enlaces junto con el enlace covalente y el enlace metálico.

Los iones son átomos que han ganado uno o más electrones (conocidos como aniones, que están cargados negativamente) y átomos que han perdido uno o más electrones (conocidos como cationes, que están cargados positivamente).

Esta transferencia de electrones se conoce como electrovalencia en contraste con la covalencia.. En el caso más simple, el catión es un átomo de metal y el anión es un átomo no metálico, pero estos iones pueden ser de una naturaleza más compleja, por ejemplo, iones moleculares como NH +
4 o SO 2−
4. En palabras más simples, un enlace iónico es la transferencia de electrones de un metal a un no metal para obtener una capa de valencia completa para ambos átomos.

La unión iónica es la transferencia completa de electrones de valencia entre átomos. Es un tipo de enlace químico que genera dos iones con carga opuesta.

En los enlaces iónicos, el metal pierde electrones para convertirse en un catión cargado positivamente, mientras que el no metal acepta esos electrones para convertirse en un anión cargado negativamente. Los enlaces iónicos requieren un donante de electrones, a menudo un metal, y un receptor de electrones, un no metal.

La unión iónica se observa porque los metales tienen pocos electrones en sus orbitales más externos. Al perder esos electrones, estos metales pueden lograr una configuración de gas noble y satisfacer la regla del octeto.

Del mismo modo, los no metales que tienen cerca de 8 electrones en sus capas de valencia tienden a aceptar fácilmente electrones para lograr la configuración de gases nobles.

En el enlace iónico, se puede donar o recibir más de 1 electrón para satisfacer la regla del octeto. Los cargos en el anión y el catión corresponden a la cantidad de electrones donados o recibidos. En los enlaces iónicos, la carga neta del compuesto debe ser cero.

Enlaces químicos covalente polar

Un enlace polar es un enlace covalente entre dos átomos donde los electrones que forman el enlace están distribuidos de manera desigual. Esto hace que la molécula tenga un ligero momento dipolar eléctrico en el que un extremo es ligeramente positivo y el otro es ligeramente negativo.

La carga de los dipolos eléctricos es inferior a una carga unitaria completa, por lo que se consideran cargas parciales y se denotan por delta más (δ +) y delta menos (δ-).

Debido a que las cargas positivas y negativas están separadas en el enlace, las moléculas con enlaces covalentes polares interactúan con los dipolos en otras moléculas. Esto produce fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo entre las moléculas.

Los enlaces polares son la línea divisoria entre el enlace covalente puro y el enlace puroenlace iónico. Los enlaces covalentes puros (enlaces covalentes no polares) comparten pares de electrones por igual entre los átomos.

Técnicamente, la unión no polar sólo se produce cuando los átomos son idénticos entre sí (por ejemplo, H 2 gas), pero los químicos considerar cualquier enlace entre los átomos con una diferencia de electronegatividad de menos de 0,4 para ser un enlace covalente no polar.

El dióxido de carbono (CO 2 ) y el metano (CH 4 ) son moléculas no polares.

En los enlaces iónicos, los electrones en el enlace son esencialmente donados a un átomo por el otro (por ejemplo, NaCl). Los enlaces iónicos se forman entre los átomos cuando la diferencia de electronegatividad entre ellos es mayor que 1.7. Técnicamente, los enlaces iónicos son enlaces completamente polares, por lo que la terminología puede ser confusa.

Solo recuerde que un enlace polar se refiere a un tipo de enlace covalente donde los electrones no se comparten por igual y los valores de electronegatividad son ligeramente diferentes. Los enlaces covalentes polares se forman entre los átomos con una diferencia de electronegatividad entre 0.4 y 1.7.

¿Qué elementos forman enlaces polares?

Los enlaces covalentes polares se forman entre dos átomos no metálicos que tienen electronegatividades suficientemente diferentes entre sí. Debido a que los valores de electronegatividad son ligeramente diferentes, el par de electrones de enlace no se comparte por igual entre los átomos. Por ejemplo, los enlaces covalentes polares típicamente se forman entre el hidrógeno y cualquier otro no metal.

El valor de electronegatividad entre metales y no metales es grande, por lo que forman enlaces iónicos entre sí.

Enlaces Químicos Hidrógeno

El enlace de hidrógeno difiere de otros usos de la palabra " enlace " ya que es una fuerza de atracción entre un átomo de hidrógeno en una molécula y un átomo pequeño de alta electronegatividad en otra molécula. Es decir, es una fuerza intermolecular, no una fuerza intramolecular como en el uso común de la palabra enlace.

Cuando los átomos de hidrógeno se unen en un enlace covalente polar con un átomo pequeño de alta electronegatividad como O, F o N, la carga positiva parcial en el hidrógeno está altamente concentrada debido a su pequeño tamaño.

Si el hidrógeno está cerca de otro oxígeno, flúor o nitrógeno en otra molécula, entonces hay una fuerza de atracción denominada interacción dipolo-dipolo. Esta atracción o "enlace de hidrógeno" puede tener aproximadamente del 5% al ​​10% de la fuerza de un enlace covalente.

La unión de hidrógeno tiene un efecto muy importante sobre las propiedades del agua y el hielo. El enlace de hidrógeno también es muy importante en proteínas y ácidos nucleicos y, por lo tanto, en procesos vitales. La "descompresión" del ADN es una ruptura de los enlaces de hidrógeno que ayudan a mantener juntas las dos cadenas de la doble hélice.

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Enlaces químicos Tipos y Definición | Educándose En Línea

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Un enlace químico es una atracción duradera entre átomos, iones o moléculas que permite la formación de compuestos químicos. El enlace puede ser el resultado de la fuerza electrostática de atracción entre iones con carga opuesta como en enlaces iónicos o mediante el intercambio de electrones como en enlaces covalentes.

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6. Geometría molecular - Teoría RPECV [Internet]. Edu.pe. [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/344-geometria-molecular-teoria-rpecv.html

7. Solapamiento y simetría de los orbitales moleculares [Internet]. Textoscientificos.com. [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/solapamiento-simetria

8. Geometría molecular: concepto, tipos y ejemplos [Internet]. Lifeder.com. 2020 [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://www.lifeder.com/geometria-molecular/

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Esta teoría explica cómo se forma un enlace, el enlace se forma cuando dos átomos se aproximan a otro hasta que el orbital de uno de ellos comparte cierta distancia con el orbital del otro.

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La Teoría de Enlace de Valenciafue desarrollada en 1927 por Walter Heitler (1904-1981) y Fritz London (1900-1954) y supone que los orbitales atómicos se solapan en una zona donde se localizan los electrones del enlace, para ello es necesario que los átomos tengan electrones desapareados.

La formación del enlace covalente simple tiene lugar cuando los orbitales correspondientes a dos electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región común en la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital. Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos átomos.

Si los orbitales que se solapan son s y/o p, se pueden considerar dos tipos de enlace:

Enlace sigma. Cuando el solapamiento es frontal.

Así, por ejemplo, cuando dos átomos de H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la cual sus nubes electrónicas están parcialmente solapadas y para la que la energía potencial del conjunto es mínima, constituyendo, pues, una situación de enlace. En términos electrónicos puede afirmarse que el orbital 1s de cada átomo de hidrógeno, semiocupado por su electrón correspondiente, es completado por el electrón del otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par, son atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de enlace. La existencia de este par común es lo que determina que los núcleos estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a proximidad, imponen las fuerzas de repulsión nuclear.

La primitiva idea de comparación de electrones de Lewis sigue, de algún modo, presente en la teoría del enlace de valencia, aunque se abandona la regla del octeto y se sustituye por la condición de que dos electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital. El número de enlaces covalentes posible depende, entonces, del número de electrones desapareados presentes en el átomo correspondiente o en algún estado excitado previo a la formación de la molécula.

En algunos casos, esta teoría supone que electrones que estaban apareados tienen que desaparearse, así se explican las valencias anómalas de algunos átomos por desapareamiento de electrones que pasan a ocupar orbitales vacíos del mismo nivel electrónico.

Por ejemplo, el cloro: Cl (Z= 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

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La Teoría de Enlace de Valenciafue desarrollada en 1927 por Walter Heitler (1904-1981) y Fritz London (1900-1954) y supone que los orbitales atómicos se solapan en una zona donde se localizan los electrones del enlace, para ello es necesario que los átomos tengan electrones desapareados.

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7. Modelo de repulsión entre pares electrónicos.

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7. Modelo de repulsión entre pares electrónicos.

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La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos en el modelo de repulsión entre pares electrónicos. En este modelo, los electrones alrededor de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de electrones, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros.

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El modelo de VSEPR (Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia) es una simple extensión de la teoría de Lewis y sirve para predecir la forma geométrica que adopta una molécula poliatómica. Este modelo fue desarrollado por Sidgwick y Powell en la década de los años 40 y fue extendido posteriormente por Gillespie y Nyholm. Este modelo está basado en la diferencia en estabilidad que confiere a una determinada geometría la disposición respectiva de los pares de electrones, bien de enlace o bien no compartidos, que presente una molécula. Para determinar la geometría de una molécula se aplican las siguientes reglas:

a)Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) tienden a situarse en aquellas posiciones que minimicen las repulsiones entre ellos. Las geometrías ideales son:
Geometrías moleculares: (a) lineal; (b) angular; (c) plana trigonal; (d) pirámide trigonal (e) tetraédrica; (f) planocuadrada; (g) pirámide cuadrada; (h) bipirámide trigonal y (i) octaédrica.
b) Las repulsiones decrecen en importancia en el orden:

PNC-PNC > PNC-PE > PE-PE

siendo PNC = Par no compartido y PE = par de enlace.

c) Los dobles enlaces ocupan más espacio que los enlaces simples.

d) Los pares de enlace de elementos electronegativos ocupan menos espacio que los de elementos electropositivos.

Para aplicar las reglas de VSEPR hay que determinar el número de electrones de la capa de valencia del átomo central. Para ello se siguen los siguientes pasos:

Determina el número de pares de electrones. Para ello se contabilizan los electrones de las capas de valencia de los átomos de la molécula.

Dibuja las posibles estructuras moleculares atendiendo al cumplimiento de la regla del octeto ya a la repulsión mínima entre los pares electrónicos, según el orden comentado anteriormente.

Ejemplos. geometría molecular de las moléculas de CO ₂, H ₂O, NH ₃, SF ₄, BrF ₃, ICl ₂ ¯.

Nº electrones = 4 e (C) + 6 x 2 e (2 O) = 16 e = 8 pares de e

Estructura de Lewis:

Para minimizar las interacciones, los pares de enlace (doble) se disponen de forma lineal. Luego la estructura molecular es lineal.

Nº electrones = 6 e (O) + 2 x 1 e (2 H) = 8 e = 4 pares de e

Estructura de Lewis:

El átomo central presenta dos pares de enlace y dos no compartidos. Para cuatro pares, la estructura molecular debe ser tetraédrica, y la geometría de la molécula (es decir, la geometría de los átomos y enlaces) es angular:

Nº electrones = 6 e (S) + 7 x 4 e (4 F) = 34 e = 17 pares de e

Estructura de Lewis:

Alrededor del átomo central hay 5 pares de e (compuestos hipervalente), de los que cuatro son de enlace y uno de no enlace (o no compartido). Para cinco pares la geometría debe ser derivada de bipirámide trigonal. En este caso existen dos posibles ubicaciones de los pares de electrones:

Cuando aparezca más de una geometría posible, se evalúan las interacciones entre los pares de enlace. La geometría de la izquierda presenta 2 interacciones de tipo par no compartido(PNC)-par de enlace(PE) a 90º y otras dos a 120º. La alternativa presenta tres interacciones PNC-PE a 90º y 1 PNC-PE a 180º. Las más importantes son las que involucran PNC, y ya que la segunda presenta 3 al menor ángulo, esta estructura es la más inestable. Así pues, la geometría de esta molécula es la derivada de la distribución de pares de electrones de la izquierda.

Nº electrones = 5 e (N) + 3 x 1 e (3 H) = 8 e = 4 pares de e

Estructura de Lewis:

Para los cuatro pares de electrones (3 PE y 1 PNC) sólo existe la distribución tetraédrica, lo que conduce a una geometría molecular de pirámide trigonal:

Nº electrones = 7 e (Br) + 7 x 3 e (3 F) = 28 e = 7 pares de e

Estructura de Lewis:

En esta ocasión, existen 5 pares de electrones alrededor del átomo central, de los cuales 3 son de enlace y 2 de no enlace. Para cinco pares, la geometría debe ser derivada de bipirámide trigonal, y son tres las posibles distribuciones de esos cinco pares:

Las repulsiones en cada estructura son:

6 PNC-PE 90º 3 PNC-PE 90º 4 PNC-PE 90º 1 PNC-PNC 120º

La geometría más favorable es la (c), de donde se deriva que la estructura de esta molécula debe ser

Nº electrones = 7 e (I) + 7 x 2 e (2 Cl) + 1 e (carga) =22 e = 11 pares de e

Estructura de Lewis:

El número de pares alrededor del átomo central es de cinco, por lo que de nuevo se trata de una estructura derivada de una bipirámide trigonal. Para esta molécula pueden dibujarse tres distribuciones distintas:

2 PNC-PNC 90º 2 PNC-PNC 90º 4 PNC-PE 90º 3 PNC-PE 90º 6 PNC-PE 90º

La inexistencia de interacciones entre pares no compartidos en (c) avala a esta distribución como la más estable. De ahí la propuesta de linealidad en esta molécula:

Nº electrones: 6 e (S) + 6 e (O) + 7 x 4 e (4 F) = 40 e = 20 pares

Estructura de Lewis:

La propuesta del doble enlace S=O se efectúa para minimizar las cargas formales, ya que de sin dicho doble enlace aparecería separación de carga en el enlace S-O. Así pues, el número de pares de electrones alrededor del átomo central es de 4 pares de enlace simple y un enlace doble (equivalente a dos simples). Las dos estructuras posibles son:

2 PED-PE 90º 3 PED-PE 90º

A efectos de repulsiones, la estructura (a) presenta menor número que la estructura (b), por lo que es la más estable.

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Modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (VSEPR)

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El modelo de VSEPR (Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia) es una simple extensión de la teoría de Lewis y sirve para predecir la forma geométrica que adopta una molécula poliatómica. Este modelo fue desarrollado por Sidgwick y Powell en la década de los años 40 y fue extendido posteriormente por Gillespie y Nyholm.

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También conocida como estructura molecular o geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos alrededor de un átomo central que conforman moléculas. La geometría de una molécula está relacionada con las propiedades físicas y químicas de la molécula, como el punto de ebullición, la densidad, solubilidad, etc.

El concepto nace de la combinación y los datos experimentales de dos teorías: la del enlace de valencia (TEV) que define los enlaces y ángulos; y la de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) que establece la geometría y, por consiguiente, la estructura molecular.

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Si pudiéramos observar las moléculas por dentro con un potente lente, veríamos que los átomos que las conforman se ubican en el espacio en p...

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3.  Iwasa J. Biologia Celular Karp 8a. Mc Graw Hill; [citado el 23 de agosto de 2021]

4. Brainly.lat. [citado el 26 de agosto de 2021]. Disponible en: https://brainly.lat/tarea/14528380

5. Glosario: Biomolécula [Internet]. Europa.eu. [cited 2021 Aug 26]. Available from: https://ec.europa.eu/health/scientific_committees/opinions_layman/es/glosario/abc/biomolecula.htm

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Es un compuesto químico que se encuentra en los organismo vivos. Son el fundamento de la vida y cumplen funciones específicas y fundamentales para el correcto funcionamiento de los diferentes procesos químicos y biológicos.

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Son las partículas más pequeñas de una sustancia. Están compuestas por uno o más átomos, estos átomos pueden ser iguales o distintos, si es una molécula de oxígeno, está compuesta solo por átomos de oxígeno, pero si es una molécula de agua está compuesta por dos tipos de átomo diferentes, que son oxígeno e hidrógeno.

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José Manuel NievesSEGUIR
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Hace ya 200 años que Michael Faraday descubrió la molécula de benceno y ahora, por fin, los científicos han conseguido revelar su complejísima estructura electrónica.

El logro no es trivial. De hecho, resuelve de una vez por todas un agrio debate que incendia los laboratorios desde la década de 1930. Estamos, en efecto, ante la resolución de uno de los misterios fundamentales de la química, algo que tendrá un fuerte impacto, por ejemplo, en el diseño de células solares, diodos orgánicos emisores de luz, energías renovables, telecomunicaciones y un gran número de otras tecnologías de próxima generación.

La investigación, llevada a cabo por una colaboración de investigadores de la Universidad de Sidney, la Agencia nacional de Ciencia de Australia (CSIRO) y el centro de excelencia Exciton Science, dedicado a investigar las posibilidades de transformar la luz en energía y la energía en luz, acaba de publicarse en " Nature Communications ".

126 dimensiones

La estructura atómica del benceno es bien conocida. La molécula, en forma de anillo, está formada por seis átomos de carbono y otros seis de hidrógeno, todos ellos emparejados de dos en dos. Pero donde la cosa se vuelve complicada es cuando se consideran, también, los 42 electrones de la molécula. La función matemática que describe la molécula de benceno, en efecto, es de 126 dimensiones.

"Lo cual significa -explica el químico Timothy Schmidt, uno de los autors del trabajo- que es una función de 126 coordenadas, tres para cada uno de los 42 electrones. Y dado que los electrones no son independientes, no podemos dividir el conjunto en en 42 funciones tridimensionales intependientes. Las soluciones calculadas por las máquinas no son fáciles de interpretar por un humano, así que tuvimos que inventar una forma de llegar a la respuesta".

Irresoluble durante muchos años

Como resulta evidente, la descripción matemática de una estructura electrónica que se desarrolla en 126 dimensiones diferentes no es algo sencillo de hacer. Y esa complejidad es, precisamente, la razón por la que la cuestión ha sido un problema irresoluble durante tantos años, con agrias polémicas y debates sobre cómo se comportan realmente los electrones del benceno. Sin esa información, no resulta posible saber en qué condiciones la molécula permanece estable en sus múltiples aplicaciones tecnológicas.

Pero Schmidt y sus colegas han puesto fin a esta situación gracias al diseño de un nuevo algoritmo matemático. Uno que permite dividir en espacio dimensional en piezas equivalentes, cada una de ellas una permutación de las posiciones de los electrones.

Un comportamiento sorprendente

Una cuestión especialmente importante para los científicos fue comprender el espin (una especie de rotación intrínseca) de los electrones. El espín es la propiedad que produce magnetismo, entre otras fuerzas fundamentales, y la forma en que todos los electrones interactúan entre sí a través del espín constituye la base de una amplia gama de tecnologías, desde los diodos emisores de luz a la computación cuántica.

"Lo que hemos encontrado es muy sorprendente -dice Schmidt-. Los electrones del benceno no se comportan tal y como pensaban los químicos".

Phil Kilby, por su parte, añade que "aunque se desarrolló para el contexto químico, el algoritmo que desarrollamos se puede aplicar también a una amplia variedad de áreas".
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La molécula que existe en 126 dimensiones

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José Manuel NievesSEGUIR Guardar Noticias relacionadas Hace ya 200 años que Michael Faraday descubrió la molécula de benceno y ahora, por fin, los científicos han conseguido revelar su complejísima estructura electrónica. El logro no es trivial. De hecho, resuelve de una vez por todas un agrio debate que incendia los laboratorios desde la década de 1930.

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El término complejo se utiliza principalmente para describir a aquel tipo de estructura molecular que usualmente se encuentra formada por un átomo centra al que se encuentra enlazado a otras entidades moleculares.

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En una serie de experimentos pioneros, unos físicos han ensayado un método con el que han sido capaces de crear una nueva molécula, única en su tipo ya que hasta ahora había sido imposible obtener moléculas así. Esta nueva capacidad para construir moléculas y obtener así sustancias químicas sin depender de las reacciones químicas convencionales, podría llegar a tener aplicaciones en medicina, ciencia de los alimentos y otros campos.

Durante los últimos 200 años, diversos científicos han desarrollado normas para describir las reacciones químicas que han observado, incluyendo las que acontecen en alimentos, vitaminas, medicamentos y organismos vivos. La molécula creada por el equipo del profesor Eric Hudson, de la Universidad de California en Los Ángeles (UCLA), Estados Unidos, incumple una de las más generalizadas y lo hace de un modo que se consideraba imposible. Hasta donde saben Hudson y sus colegas, la molécula es la primera observada por científicos que está compuesta por un átomo de oxígeno unido a dos átomos de metal diferentes. Normalmente, un átomo de metal puede reaccionar con un átomo de oxígeno para producir una molécula estable. Sin embargo, cuando los científicos de la UCLA añadieron un segundo átomo de otro metal a la mezcla, se formó la citada nueva molécula "imposible".

El laboratorio de Hudson usó luz láser para enfriar diminutas cantidades de moléculas y átomos reactivos hasta una temperatura extremadamente baja (una milésima de grado por encima del cero absoluto) y después las hizo levitar en un espacio más pequeño que el grosor de un cabello humano, dentro de una cámara de vacío. Bajo estas condiciones altamente controladas, los científicos pudieron observar propiedades de átomos y moléculas que de otro modo están ocultas, y las "herramientas físicas" que usaron les permitieron mantener en tales condiciones una muestra de átomos y observar cambios químicos molécula a molécula.

Las temperaturas ultrafrías usadas en el experimento se pueden también emplear para simular esta clase de reacción tal como sucedería en el espacio exterior. Eso podría ayudar a los científicos a averiguar cómo ciertas moléculas complejas, incluyendo algunas que pueden ser precursoras de la vida, aparecieron en el espacio.

Los investigadores encontraron que cuando reunían metóxido de bario y calcio dentro de su sistema bajo condiciones normales, no reaccionaban porque los átomos no podían encontrar una forma de reorganizarse para formar una molécula estable. Sin embargo, cuando los científicos usaron un láser para cambiar la distribución de los electrones en el átomo de calcio, la reacción se produjo rápidamente, formándose la nueva molécula.
Fuente: noticiasdelaciencia.com

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Construir moléculas "imposibles" átomo a átomo - INVDES

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En una serie de experimentos pioneros, unos físicos han ensayado un método con el que han sido capaces de crear una nueva molécula, única en su tipo ya que hasta ahora había sido imposible obtener moléculas así.

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1.  Estructura atómica, átomo, electrón, protón, neutrón, número atómico, de masa, ion. 2017.

2.  Diccionario de cáncer del NCI [Internet]. Cancer.gov. 2011 [citado el 23 de agosto de 2021]. Disponible en: https://www.cancer.gov/espanol/publicaciones/diccionarios/diccionario-cancer/def/molecula

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Existen partículas sub atómicas que estas son más pequeñas y las que componen al átomo, como lo son los electrones (cargados negativamente, se encuentran en la corteza del átomo), los protones (cargados positivamente, se encuentran en el núcleo del átomo) por último, están los neutrones (se encuentran en el núcleo y no tiene carga alguna).

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Los átomos forman la unidad básica estructural de nuestro mundo. Toda la materia está hecho de átomos y por ello es fundamental que conozcamos, aunque sea a grandes rasgos, su estructura. El átomo está formado de tres partículas: electrón, protón y neutrón y actualmente sabemos que estas partículas están compuestas a su vez por otras, todavía más pequeñas. Aunque todas ellas se denominan partículas subátomicas, en esta lección de unPROFESOR estudiaremos los electrones, los protones y los neutrones y las características que los diferencian. Si quieres conocer la definición y características de las partículas subátomicas, ¡sigue leyendo está lección de unPROFESOR!

¿Cuáles son las partículas subatómicas? Definición fácil

Clásicamente, desde que se realizaron los primeros modelos atómicos, se ha descrito que estos los átomos formados por tres partículas: protones, electrones y neutrones. Gracias a posteriores investigaciones de la física atómica, se descubrió que además de estas existían otras partículas que forman los átomos. Actualmente se sabe de la existencia de las siguientes partículas subátomicas:

Bosón

Positrón

Electrón

Protón

Fermión

Neutrino

Hadrón

Neutrón

Leptón

Quark

Mesón

Esto no quiere decir que estas sean las únicas partículas subátomicas que forman el átomo ya que, debido a su poca estabilidad, tamaño, etc. estas partículas son muy difíciles de estudiar y, por tanto, de descubrir. En los próximos años se pueden ir añadiendo a esta lista otras partículas e indudablemente se irá perfeccionando el conocimiento que tenemos actualmente sobre estas.

Ya que se sabe poco sobre las nuevas partículas subátomicas, en los próximos apartados solo estudiaremos las características de las partículas subátomicas clásicas: protón, electrón y neutrón.

Características de las partículas subátomicas: el protón

El protón es una partícula que se encuentra en el núcleo de los átomos. Las principales características del protón son:

El protón es una partícula con carga positiva de 1,6 × 10-19 C

El protón se encuentra en el núcleo de los átomos. El conjunto de protones y neutrones, que forman el núcleo de los átomos, se denomina nucleones.

Es una partícula estable, con una vida media de más de 10³⁵ años.

El protón tiene un radio de 8,4184 × 10⁻¹⁶ m, por lo que es 100 mil veces menor que un átomo entero.

El protón tiene una masa de 1,672621898×10−27 kg, por lo que es 1836 veces más pesado que el electrón.

Hasta la década de los setenta se creía que el protón era una partícula elemental pero ahora se sabe que es una partícula compuesta. Los protones están compuestos por tres quarks (unidos mediante gluones), por lo que se engloban dentro del grupo de las partículas subátomicas de los bariones (partículas compuestas por tres quarks).

Los protones tienen un espín 1/2 ħ, por lo que se consideran fermiones (partículas de espín semientero).

El número de protones de un átomo determina el número atómico del mismo, y con ello el elemento químico al que pertenece. Por ejemplo, todos los átomos con 20 protones en su núcleo tienen un número atómico de 20 y son átomos de calcio (Ca).

Características del neutrón

El neutrón es una partícula que, al igual que el protón, se encuentra en el núcleo de los átomos. Las principales características del neutrón son:

El neutrón, haciendo honor a su nombre, tiene carga eléctrica neutra (0 C)

El neutrón se encuentra en el núcleo de todos átomos excepto del protio (átomo compuesto solamente de un protón y un electrón). El conjunto de protones y neutrones, que forman el núcleo de los átomos, se denomina nucleones.

A diferencia del protón, el neutrón es una partícula muy inestable, con una vida media de unos 14.7 minutos (879,4 ± 0,6 s) .

El neutrón tiene una masa parecida a la del protón y es de 1,67492729×10−27 kg. En conjunto con el protón forman un núcleo que, en comparación con los electrones que orbitan a su alrededor, es muy pesado.

Los neutrones, al igual que los protones, están formados por tres quarks, por lo que se engloban dentro de los bariones.

Los neutrones también tienen un espín 1/2 ħ, por lo que se consideran fermiones (partículas de espín semientero).

Características del electrón

Los electrones, que pueden representarse como e⁻, son partículas que pueden encontrarse de forma libre o formando parte de un átomo, orbitando alrededor del núcleo formado por neutrones y protones. Las características principales de los electrones son:

El electrón tiene una carga igual a la de los protones pero de signo contrario, es decir, −1.6×10−19 C.

El electrón se encuentra en la corteza del átomo, girando u orbitando alrededor del núcleo pero también puede encontrarse aislada.

El electrón es una partícula estable con una vida media de unos 4,6 × 10²⁶ años.

Esta partícula es muy pequeña comparada con las anteriores, tiene una masa de 9,10938291×10−31 kg, lo que la hace unas 1836 veces menos pesada que el protón.

A diferencia de las anteriores, el electrón sí es una partícula elemental ya que hasta la fecha no se ha demostrado que esté formada por otras más pequeñas. De hecho, el electrón pertenece al grupo de los leptones, que se cree que son las verdaderas partículas elementales.

Los electrones tienen un espín de ± 1/2 ħ, por lo que también se consideran fermiones (partículas de espín semientero).

Si deseas leer más artículos parecidos a Partículas subatómicas: definición y características, te recomendamos que entres en nuestra categoría de El átomo.

Monografias.com (s.f). Partículas subatómicas. Recuperado de https://www.monografias.com/trabajos52/particulas-subatomicas/particulas-subatomicas.shtml

Briceño G. Euston 69. (s.f). Protones. Recuperado de https://www.euston96.com/protones/

Briceño G. Euston 69. (s.f). Electrones. Recuperado de https://www.euston96.com/electrones/

Briceño G. Euston 69. (s.f). Neutrones. Recuperado de https://www.euston96.com/neutrones/

Wikipedia (22 de junio de 2019). Protón. Recuperado de https://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n

Wikipedia (17 de junio de 2019). Neutrón. Recuperado de https://es.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3n

Wikipedia (18 de junio de 2019). Electrón. Recuperado de https://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n

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Los átomos forman la unidad básica estructural de nuestro mundo. Toda la materia está hecho de átomos y por ello es fundamental que conozcamos, aunque sea a grandes rasgos, su estructura. El átomo está formado de tres partículas: electrón, protón y neutrón y actualmente sabemos que estas partículas están compuestas a su vez por otras, todavía más pequeñas.

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Es la unidad básica de la materia, en u etimología está como unidad indivisible.

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Escribir es una habilidad aprendida en base a unas enseñanzas mínimas y necesarias que necesita de práctica y continuidad para que evolucione. Diferente es saber explicar con fidelidad lo que queremos decir mediante la palabra. Haciendo un símil un tanto exagerado, se podría decir que la letra es el átomo que compone todo lo material existente y el texto es el universo, la composición resultante. Un ir de lo ínfimo a lo máximo, de lo insignificante y casi inestimado a un estado superior de suma importancia e inimaginable envergadura.

El arte de escribir acoge esos dos extremos tan distantes y a la vez inseparables, es un ejercicio que supone concienciación, trabajo y constancia, no tanto por conseguir un texto bonito y agradable, sino por saber transmitir exactamente qué es lo que se quiere decir. Es en ese punto cuando el escritor o escritora debe ser consciente de que cada palabra que escriba va a dejar constancia de un sentimiento o una emoción que debe ser lo más fiel posible a su objetivo. Y es que la palabra es como un sutil perfume que se integra en ese espacio privado del lector, único e irrepetible, compuesto por sus vivencias y sus expectativas, creando una visión singular.

Cada cual moldea la información que recibe según sus propios criterios, eso es inevitable, pero si en ese aspecto el que escribe no puede hacer nada, al menos que el mensaje que transmita sea lo más cercano posible a lo que quiere decir. Porque las palabras construyen o destruyen, son aliento y vida para el que lee o golpe bajo que aniquila y destroza sueños y esperanzas de un solo soplido, como un viento feroz que no deja casa con tejado.

La labor ardua del que escribe es esa, mucho más que la de ornamentar el texto con figuras retóricas que haga perderse al lector entre florituras, la de saber lo que está diciendo y ser consecuente con los efectos que puede provocar en quien lee.

¡Y es que es tan importante usar bien la palabra y tenemos tanto léxico a nuestra disposición!

El trabajo es duro y exige voluntad, es un ejercicio diario motivado por la necesidad de expresar ideas y sentimientos que, posiblemente, puedan servir en algo al que recibe el mensaje. Si eso llega a ocurrir, a título personal, habré conseguido mi meta.

Pero entre el acto de escribir y el de hacer que lo que se escribe sea tan cercano y consecuente a nuestro sentir como se pueda, se debe trabajar y se debe dar la oportunidad de que la cultura nos embriague, se apodere de nuestro ser como la única alternativa posible.

Me envuelve la sensación que tuve, y retengo, de las palabras de Federico García Lorca en aquel discurso que lanzó al mundo un día de septiembre de 1931, en el acto de inauguración de la biblioteca de su pueblo natal, Fuente Vaqueros (Granada). Su amor por la cultura y los libros trascendió a nuestros días, su vigencia sigue activa quizás más que nunca, porque no solo de pan vive el hombre, ni la mujer:

" Cultura porque sólo a través de ella se pueden resolver los problemas en que hoy se debate el pueblo lleno de fe, pero falto de luz. No sólo de pan vive el hombre. Yo, si tuviera hambre y estuviera desvalido en la calle no pediría un pan, sino que pediría medio pan y un libro.
Y yo ataco desde aquí violentamente a los que solamente hablan de reivindicaciones económicas sin nombrar jamás las reivindicaciones culturales que es lo que los pueblos piden a gritos. Bien está que todos los hombres coman, pero que todos los hombres sepan. Que gocen todos los frutos del espíritu humano porque lo contrario es convertirlos en máquinas al servicio de Estado, es convertirlos en esclavos de una terrible organización social.
Yo tengo mucha más lástima de un hombre que quiere saber y no puede, que de un hambriento. Porque un hambriento puede calmar su hambre fácilmente con un pedazo de pan o con unas frutas, pero un hombre que tiene ansia de saber y no tiene medios, sufre una terrible agonía porque son libros, libros, muchos libros los que necesita y ¿dónde están esos libros? "

Federico García Lorca

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Escribir es una habilidad aprendida en base a unas enseñanzas mínimas y necesarias que necesita de práctica y continuidad para que evolucione. Diferente es saber explicar con fidelidad lo que queremos decir mediante la palabra. Haciendo un símil un tanto exagerado, se podría decir que la letra es el átomo que compone todo lo material existente y el texto es el universo, la composición resultante.