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By katherineIonga29 4eEpar,R OS, 2015 26 pages Republica Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular para la Educación Colegio: Ntra. Sra. De Guadalupe Año 5to Sección «A» Profesora: Milena Quintana Materia: Química 6 p la fabricación de jabón mediante una grasa animal o vegetal con una base fuerte. Observó que obtenía compuestos parecidos entre sí y que eran ácidos grasos y otro compuesto, la glicerina. ?l estableció que era posible obtener compuestos orgánicos a partir de otros compuestos orgánicos y no había tal fuerza vital. En 1828 el químico F. Whôler consiguió obtener un compuesto orgánico a artir de una sal inorgánica. Su experimento consistió en calentar cianato amonio (NH4 + OCN- ) obteniendo urea NH2CONH2. se demostró de esta manera que no hacía falta la fuerza vital.

Pero la división de compuestos en inorgánicos y orgánicos se mantuvo. Los compuestos orgánicos están formados por átomos de carbono, pero no todos los compuestos con carbono son orgánicos; por ejemplo el COZ, C03 A partir del carbono como elemento fundamental e hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre y en algunos casos, otros elementos, pueden formularse innumerables compuestos químicos presentes en la naturaleza o sintetizados en el laboratorio.

Los compuestos orgánicos desarrollan todo tipo de emisiones desde esqueléticas, producción de energía, función genética, de metabolismo, etc. ¿Por qué razón el átomo de carbono puede dar lugar a un número tan elevado de compuestos quimicos Indispensables para la vida como son, por ejemplo, las proteínas? El átomo de carbono ocupa el sexto lugar en el Sistema Periódico, por tanto, su configuración electrónica es: Is2 2s2 2p2 Los electrones se sitúan en sus correspondientes niveles de energía.

Según esta disposición, cabría pensar que el átomo de carbono es divalente; sin embargo, la experiencia demuestra que en todos os compuestos orgánicos 26 carbono es divalente; sin embargo, la experiencia demuestra que en todos los compuestos orgánicos el carbono aparece como tetravalente, es decir, compartiendo cuatro electrones. Para que esto suceda, es necesario que un electrón del orbital 2s, mediante un aporte de energía, pase a 2 Tema 1. Estructura y propiedades. 3 ocupar el orbital vacante 2pz.

Así queda por el momento explicada la tetravalencia del carbono, aunque no es suficiente para justificar la estructura y naturaleza de sus enlaces. Para alcanzar la configuración de gas noble la mejor manera que iene el átomo de carbono para completar su octete electrónico, es la compartición de sus cuatro electrones más externos con los de otros átomos, formando enlaces covalentes. Esta es una de las caracteristicas fundamentales de los compuestos de carbono: la predominancia absoluta del enlace covalente sobre el iónico, dándose este último en casos muy aislados.

Pero quizá, la característica más notable que distingue al átomo de carbono de todos los demás elementos, es la capacidad que presenta para formar cadenas, uniéndose consigo mismo. Es decir, el átomo de carbono, puede compartir un electrón con otro átomo de carbono ucesivamente y de manera prácticamente ilimitada, por lo que las cadenas carbonadas que se originan, dan lugar a un número extremadamente grande de compuestos. 6 3 Electronegatividad: Es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una especie molecular como en un compuesto no molecular.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. El elemento más electronegativo es el Flúor y el menos electronegativo es el Francio.

En la tabla periódica de arriba hacia abajo en un grupo la electronegatividad desciende mientras que en un periodo de izquierda a derecha la electronegatividad umenta. La electronegatividad es la capacidad para traer los electrones. Te lo explico, como has de saber el Flúor es un no metal, recuerda que los no metales tienden a aceptar electrones y no a perderlos como es el caso de los metales, ¿cómo es eso? muy fácil, en la tabla periódica de izquierda a derecha en un periodo el radio atómico es más chico y de arriba hacia abajo en un grupo el radio es mas grande.

Entre más chico el radio los electrones están mas cerca del núcleo por lo que están mas fuertemente unidos al átomo se necesita de mas energía de ionización para extraerlo de su ultima capa de 4 26 nidos al átomo se necesita de mas energía de ionización para extraerlo de su ultima capa de valencia, en el caso del Francio el radio es muy grande y los electrones están mas débilmente unidos al núcleo o el centro del átomo por eso tienden a perderlos, se requiere de menos energía de ionización para extraer los electrones de la ultima capa de valencia, es por eso que en las reacciones los metales siempre pierden electrones.

Por eso el Flúor es el elemento más electronegativo y el Francio el menos electronegativo. Flúor, con 4. 0 paulings Francio con 0. 7 paulings 2) Expresar los tipos de enlaces de acuerdo a la diferencia de lectronegatividad existente. De un ejemplo de cada uno donde indique la diferencia de electronegatividad: TIPOS DE ENLACE: 0. 0 — 0. 0 a 1. 6 1. 7 -> Enlace Covalente no Polar Enlace Covalente Polar Enlace Iónico a) Kl Yoduro de Potasio (Iónico) K = 0. p 2. 7 p d. e. 1. 9 p 4 b) C02 • . Dióxido de Carbo s 6 valente Polar) entre átomos de diferentes elementos, y la diferencia de electronegatividad debe ser mayor que 0,4. En este enlace, los electrones son atraídos fundamentalmente por el núcleo del átomo más electronegativo, generando moléculas cuya nube electrónica presentaré una zona con mayor densidad de carga egativa y otra con mayor densidad de carga positiva (dipolo).

Ejemplos: 5 2: 6 26 internacional para el momento dipolar es el coulombio metro, pero es demasiado grande para ser práctica. Estos son algunos factores de conversión que pueden ser útiles: ID 3. 336×10-30 c. m Los momentos dipolares en moléculas diatónicas varían entre 0 y 11 D. Para poner ejemplos de los extremos, la molécula C12 tiene un momento dipolar de O, o sea que es apolar, mientras de la molécula de KBr en estado gaseoso tiene un momento dipolar de 10,5 D, siendo altamente polar. ) fuerzas Iónicas: La fuerza iónica de una solución es, por lo tanto, una medida e la población total de iones que existen en ella, de las fuerzas intertónicas de atracción y repulsión que se producen y por consiguiente, una medida general de la falta de idealidad del entorno de la solución Dado que en las disoluciones no ideales los volúmenes no son estrictamente aditivos, es aconsejable trabajar con molaridad como unidad de concentración.

Fuerzas polares: Es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma molécula (consultar también dipolo eléctrico). Esta propiedad esté íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidad, el punto e fusión, el punto de ebullición, las fuerzas intermoleculares, etc.

El compuesto ‘NaCl’ (sal común) si bien no es un compuesto molecular sino que es una red iónica, podría usarse en un ejemplo del efecto de una molécula o disolvente polar ya que las moléculas de agua, polares, se introducen en los espacios vacíos entre los iones del cristal iónico (NaCl) justamente debido a su polaridad, acercándose el diferencial de carga positivo del agua a los iones Cl- 7 26 debido a su polaridad, acercándose el diferencial de carga positivo del agua a los iones Cl- y el negativo al Na+, debilitan el nlace iónico, logran que los iones se alejen y así lo disuelven permaneciendo adosadas a estos.

En general, semejante disuelve a semejante: solvente apolar disuelve solución apolar, y viceversa. Puente de hidrogeno: Es un tipo de enlace muy particular, que aunque en algunos aspectos resulta similar a las interacciones de tipo dipolo- dipolo, tiene características especiales. Es un tipo específico de interacción polar que se establece entre dos átomos significativamente electronegativos, generalmente O o N, y un átomo deH, unido covalentemente a uno de los dos átomos electronegativos. Fuerzas de van der Waals: Estas interacciones ocurren cuando las moléculas están muy próximas.

Todas las fuerzas de van der Waals son cohesivas y varían con respecto a la distancia como 1/r6. Las fuerzas de van der Waals son consideradas como la explicación molecular para las energías cohesivas de los líquidos y son semejantes en magnitud a las entalpías de vaporización de muchos líquidos, su valor aproximado es de -41. 84 kJ mol-l. Estas interacciones son dominantes en reacciones en donde la proximidad es importante y se clasifican en: Interacciones dipolo-dipolo: ocurren cuando moléculas con dipolos permanentes interactúan, los dipolos deben orientarse y on muy sensibles a la orientación, distancia y temperatura.

Los dipolos permanentes pueden inducir p en una molécula neutra semejante a lo que sucede en las interacciones ion-dipolo. 8 Las interacciones dipolo-dipolo inducido, dependen de la polarizabilidad de la molécula neutra. Dipolo interacciones dipolo-dipolo inducido, dependen de la polarizabilidad de la molécula neutra. Dipolo instantáneo, p es una medida dependiente del tiempo, por ello es capaz de inducir una interacción dipolo inducido-dipolo inducido.

A estas fuerzas se les denominan fuerzas de London o de dispersión, estas uerzas son importantes en moléculas con una elevada proximidad y decaen rápidamente con la distancia. 7) Características generales de los enlaces o puentes de hidrogeno donde se establecen y su importancia: Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno oflúor (de ahí el nombre de «enlace de hidrógeno», que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno.

Tampoco debería confundirse con el enlace llamado puente de hidrógeno, característico de estructuras como los boranos, que constan de un enlace de tres centros con dos electrones). La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es comparable a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular.

El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está l oxigeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos.

La presencia de cargas parcial positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial. n importantes, puesto que los puentes hidrogeno unen pares de bases nitrogenadas complementarias en la doble hélice del ADN, de esta manera el par Adenina -Timina está unido por 2 puentes de hidrogeno mientras que el par Citosina – Guanina está unido por 3 puentes de hidrogeno, este par al poseer un 30 puente de Hidrogeno más, le proporciona a la molécula de ADN estabilidad molecular y contribuye a dar la forma helicoidal ya que cada vez que la molécula de ADN gira hacia la derecha se encuentran amplias regiones con pares de Citosina- Guanina.

Los pares de bases nitrogenadas complementarias (AT / CG) ue se extienden a lo largo de la molécula de ADN guardan la información biológica hereditaria (fenotipo-genotipo) que será transmitida de células progenitoras a células hijas en la función del ADN de la Transmisión de caracteres biológicos hereditarios.

Además de esto los puentes de hidrogeno son responsables de las propiedades características del agua; entre ellas, la cohesión o atracción mutua, de sus moléculas. La cohesión trae como consecuencia la alta tensión superficial que permite, por ejemplo, que una hoja de afeitar colocada delicadamente sobre la superficie del agua flote. Los puen 0 DF 26