2. QUÍMICA ORGÁNICA Aquellos compuestos que tienen carbono . C Hacen parte de las moléculas de la vida: ´proteínas, enzima, vitaminas, lípidos, carbohidratos, ácidos nucleícos. Gran cantidad de los compuestos orgánicos se encuentran en la naturaleza: alimentos, medicina, vestidos (algodón, lana, seda) y energía (gas natural, petróleo). Compuestos sinterizados: telas sintéticas, plásticos, medicamentos, pegantes, películas fotográficas.
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4. Molécula de NaCl Na+ Cl - Átomo de Na 11 e- 11+ Átomo de Cl - 17 e- 17+ Na + Cl 11+ 10 e- 18 e- 17+
5. Importancia del número de protones : identifica al elemento. Ej. Si el elemento tiene 6 protones, identifica al C. 79 es el Au. Función de los neutrones : estabilizar el núcleo, empaquetan a los protones Para evitar la destrucción, por las cargas positivas que presentan los protones. Electrones: alejados del núcleo, localizados en diferentes niveles de energía, En el primer nivel se localizan dos, en el segundo 8 en el tercero 18 y así sucesivamente. 6 C 12 z X A Número de masa:# protones más neutrones Z Número atómico: # protones A Si el elemento ha perdido o ganado electrones se convierte en un ión . 11 Na 23 1 El sodio ha perdido un electrón 7 N 14 -3 El nitrógeno ha ganado tres Electrones. Número atómico ( Z )= es igual al número de protones en su núcleo.
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7.
8. 123I Es una fuente intensa de rayos gamma que no emite partículas beta dañinas; muy eficaz para obtener imágenes de la glándulas tiroideas. 99Tc Emisor de rayos gamma; se inyecta en el paciente y este isótopo se concentra en los huesos, de ahí que sea usado en radiodiagnóstico de huesos. 60Co Es un emisor de rayos gamma; estos rayos se usan para destruir células cancerígenas. El haz de rayos gamma se dirige al centro del tumor para que no dañe a tejidos sanos. Aplicaciones En química y bioquímica, el deuterio se utiliza como trazalíneas isotópico no radiactivo en moléculas para estudiar reacciones químicas y caminos metabólicos. En física nuclear, radiología
9. Niveles de energía (Posibilidad de encontrar un electrón ( e - )) : 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ESTRUCTURA ATÓMICA Subniveles u orbítales : Forma: p x p z z x y z x y x z y s s, p, d, f Núcleo Protones (+) Neutrones p y
12. Configuración electrónica (sirve para mostrar la distri- bución de electrones) NIVEL ORBITALES O SUBNIVELES No. De e- de cada subnivel 1 1s 2 2 2s, 2p 6 3 3s, 3p, 3d 10 4 4s, 4p, 4d, 4f 14
13. Estructura atómica : Los electrones mas externos se denominan electrones de valencia. Ejemplo: el átomo de Hidrogeno ( H ) : No. Atómico 1 1p 1n 1e- 9p 9n 9 e- Ejemplo: el átomo de Fluor ( F ) : No. Atómico 9 1s 1 1s 2 2s 2 2p 5 El No. Atómico (Z) = No. De protones en el núcleo
14. TABLA PERIODICA MENDELEEV y MEYER (1.830 – 1907) ordenaron los elementos de acurdo A la masa atómica. Períodos Grupos IA IIA G. nobles VIIA Grupo A : elementos representativos Grupo B y VIII: elementos de transición (serie de los lantánidos y actínidos IIIB IIIA IVA IB IIB Electr. Electronegatividad
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17. ELECTRONEGATIVIDAD: es la medida de un átomo de ganar electrones. Comportamiento: aumenta de abajo hacia arriba en los grupos Aumenta. En los periodos aumenta de izquierda a derecha. Un enlace es iónico cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor o igual a 1.7 y es covalente cuando la diferencia es menor que 1.7
18. ESTRUCTURA DE LEWIS DE LOS ÁTOMOS Electrón desapareado Los electrones de valencia del nivel más energético son los que Intervienen en la actividad electrónica que forman de enlaces Químicos. Método para expresar el comportamiento químico del átomo asociado de manera directa con los electrones que se localizan en los últimos niveles energéticos llamados electrones de valencia . Representación de la estructura de Lewis H 1s 1 B 1s 2 2s 2 2p 1 Electrones apareados
19. Covalente normal: aportan = # de e- Tipos de enlace Iónico Covalente Metálico Según el # de e- compartidos Covalente simple ó sencillo Covalente doble Covalente triple Según el # de e- aportados por Cada átomo. Covalente coordinado ó Dativo: solo aporta uno De los átomos. Según diferencias De electronegatividad Covalente no polar E= 0 Covalente polar: E > 0
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21. Enlace iónico entre Cl y Na: Los electrones se transfieren de un átomo de menor electronegatividad al más electronegativo . Ocurre entre los grupos IA a VIIA - ej. NaCl, MgO, MgCl2, NaF, NaS, Al2O3, , MgF2
22. Molécula de NaCl Na+ Cl - Átomo de Na 11 e- 11+ Átomo de Cl - 17 e- 17+ Na + Na + Cl Cl 11+ 10 e- 18 e- 17+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Grupo I - Periodo 3 Grupo 7 - periodo 3
27. Polaridad del enlace covalente Según la diferencia de electronegatividad 2. Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H 2 , Cl 2 , N 2, O 2 ). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.
28. Según el # de e- aportados por cada átomo: 1. Enlace covalente normal Cuando ambos átomos aportan igual número de electrones de enlace. F 2 F - F F F
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30. Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO : enlace covalente doble Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙ :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙
31.
32. El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico Fe
