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Enlace Ionico Covalente y Enlace Metalico, Otros tipos de Enlaces
Tipo: Apuntes
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República Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular Para la Educación Superior Universidad Nacional Experimental Simón Rodríguez Núcleo El Vigía - Estado Mérida Alumna: María Suarez CIV-28.378.481 Profesor: Luis Alirio Ramírez Materia: Química Junio, 2021
1 -. Enlace Químico…………………………………………………………….……Pág. 4 2 -. Tipos de Enlaces Químicos, Débiles y Fuertes e Importancia ..….Pág. 1,2,3 4y 3 -. Termodinámica Química, Principios, Energía Libre y Propiedades ……..Pág.6y 4 -. Cinética, Velocidad de Reacción………………………………………………..Pag. 5 -. Equilibrio Químico y Reacciones Químicas en Disoluciones Acuosas…Pág. 8y 6 -. Equilibrio Acido Base, Ácidos Débiles e Importancia………………………...Pág. 9 7 -. PH, Ecuación de Henderson-Hasselbach……………...………………….Pag.9y 8 -. Compuestos Orgánicos, Propiedades, Grupos Funcionales, y Mecanismo de Reacción…………………………………………………………………….Pag.10,11y 9 -. Estructura General de Biomoléculas………………………………………Pag12y
1 -. Enlace Químico: unión que existe entre dos átomos (los cuales pueden ser iguales o diferentes) con el fin de formar una molécula. Los átomos están compuestos por un núcleo atómico y a la vez están rodeados por electrones (los cuales tienen carga eléctrica negativa). Es la fuerza existente dos o más átomos que los mantienen unidos en las moléculas. 2 -. Tipos de Enlaces Químicos : Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales. En los siguientes enlaces su fuerza varía según la cantidad de átomos implicados y corresponden a los clasificados como enlaces químicos fuertes; 2.1-. Enlace Covalente : se produce en dos átomos cuando estos se unen, para alcanzar el "octeto estable", y comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividad entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica. 2.2-. Enlace Iónico: Un enlace iónico o electrovalente es el resultado de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo respecto a las valencias de los elementos y el número de electrones que deben perder o ganar para completar las capas, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo. Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de electronegatividades sea mayor que 1,7 o igual. 2.3-. Enlace Metálico: Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (Unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.
Tipos de Enlaces Débiles : Son fuerzas de atracción de menor intensidad. Su función es mantener las moléculas unidas de manera reversible con una baja energía de activación en la reacción química. Enlaces de Hidrógeno : También conocidos como puentes de hidrógeno. Los enlaces hidrógeno son atracciones eléctricas débiles entre los átomos de hidrógeno en un grupo OH (oxígeno-hidrógeno) o NH (nitrógeno-hidrógeno) y átomos de oxígeno o nitrógeno de otra molécula. Fuerzas de Van Der Waals : Las sustancias formadas por átomos únicos como el neón o argón o por moléculas pequeñas como son el nitrógeno u oxígeno, tienden a ser gases con un punto de ebullición bajos. Las fuerzas entre estos átomos son las Fuerzas de Van der Waals, estas son muchos más débiles que cualquier otro tipo de enlace, puesto que forman regiones con carga negativa y positiva, denominados dipolos. Los enlaces son muy importantes porque:
5 -. Equilibrio Químico y Reacciones Químicas en Disoluciones Acuosas: Equilibrio químico , es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible. Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación: · Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. · Cambio en la presión (o volumen). Las reacciones químicas , constituyen el núcleo fundamental de la Química. Prácticamente toda la industria química se fundamenta en ellas para obtener productos de interés comercial e incluso las posteriores aplicaciones de estos productos se basan en reacciones químicas. Cuando realizamos cálculos estequiométricos para las reacciones que tienen lugar en disolución, necesitamos conocer cuántos moles de soluto hay en un volumen dado. Los químicos utilizan varias unidades de concentración diferentes: cada una de ellas tiene ciertas ventajas, así como algunas limitaciones. Molaridad: Se denomina molaridad o concentración molar, al número de moles de soluto por litro de disolución: De esta expresión se pueden calcular los moles de soluto (reactivo) de que se dispone, para poder realizar cálculos estequiométricos. Nº moles de soluto = Molaridad de la disolución · Volumen de la disolución Teoría de Arrhenius : Arrhenius define un ácido como la sustancia que en disolución acuosa produce iones H+ (protones). En disolución acuosa, los ácidos se definen como fuertes o débiles. Los ácidos fuertes están completamente disociados o ionizados y comprenden a hidrácidos tales como: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4. Por otro lado los ácidos débiles se disocian solo débilmente en agua, como consecuencia del estado de equilibrio que alcanzan sus disoluciones, ejemplos de ellos son el H2CO3, HCN, CH3COOH. La reacción de ionización para un ácido fuerte como el HCl es: HCl(ac)H+(ac) + Cl- (ac)
concentraciones de equilibrio del ácido o base y de sus correspondientes base o ácido conjugado, respectivamente. donde: S es la sal o especie básica, y A es el ácido o especie ácida. La ecuación implica el uso de las concentraciones de equilibrio del ácido y su base conjugada. Para el cálculo del pH en disoluciones tampón, generalmente se hace una simplificación y se utilizan las concentraciones iniciales del ácido y la sal, por lo tanto, se debe tener en cuenta que el valor obtenido es una aproximación y que el error será mayor cuanto mayor sea la diferencia de las concentraciones de equilibrio con las de partida (constante de equilibrio alta). En la misma aproximación, tampoco se considera el aporte del agua, lo cual no es válido para disoluciones muy diluidas. 8 -. Compuestos Orgánicos, Propiedades Generales, Grupos Funcionales, Mecanismos de Reacción: Compuesto Orgánico, es un compuesto químico que contiene carbono, formando enlaces carbono-carbono y carbono-hidrógeno. En muchos casos contienen oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo, boro, halógenos y otros elementos menos frecuentes en su estado natural. Entre sus propiedades generales tenemos:
desde el nivel de átomos individuales hasta las relaciones entre subunidades proteicas completas. Esta distinción útil entre escalas a menudo se expresa como una descomposición de la estructura molecular en cuatro niveles: primario, secundario, terciario y cuaternario. El andamiaje para esta organización multiescala de la molécula surge en el nivel secundario, donde los elementos estructurales fundamentales son los diversos enlaces de hidrógeno de la molécula. Esto conduce a varios dominios reconocibles de estructura de proteínas y estructura de ácido nucleico, incluidas características de estructura secundaria como hélices alfa y láminas beta para proteínas, y bucles de horquilla, protuberancias y bucles internos para ácidos nucleicos. A partir de los bioelementos, podemos decir, se forman las biomoléculas, que son esas sustancias químicas particulares cruciales para el buen funcionamiento de los seres vivos. Ejemplos de biomoléculas, de hecho, son lípidos, vitaminas, carbohidratos, fosfatos, hormonas y neurotransmisores que, esencialmente compuestos de carbono e hidrógeno (bioelementos), realizan una gran lista de tareas. Además del carbono y el hidrógeno, las biomoléculas a menudo contienen otros elementos, como oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre, mientras que hay menos hierro y magnesio. En definitiva, las biomoléculas son los bioelementos unidos entre sí formando moléculas que componen a los seres vivos. Éstas se clasifican en diferentes principios inmediatos, cuyo nombre se debe a la facilidad con la que extrae la materia viva a través de métodos simples como la evaporación, filtración, disolución.
Enlace químico, es la unión entre átomos. El enlace químico se divide en 3: a) Enlace covalente. Ocurre entre átomos no metálicos y de cargas electromagnéticas semejantes (por lo general altas), que se unen y comparten algunos pares de electrones de su capa de valencia. Es el tipo de enlace predominante en las moléculas orgánicas y puede ser de tres tipos: simple (A-A), doble (A=A) y triple (A≡A), dependiendo de la cantidad de electrones compartidos. b) Enlace iónico. Consiste en la atracción electrostática entre partículas con cargas eléctricas de signos contrarios llamadas iones (partícula cargada eléctricamente, que puede ser un átomo o molécula que ha perdido o ganado electrones, es decir, que no es neutro). c) Enlace metálico. Se da únicamente entre átomos metálicos de un mismo elemento, que por lo general constituyen estructuras sólidas, sumamente compactas. Es un enlace fuerte, que une los núcleos atómicos entre sí, rodeados de sus electrones como en una nube. Ejemplos de enlace químico: Algunos ejemplos de compuestos con enlace covalente: Benceno (C6H6), Metano (CH4), Glucosa (C6H12O6), Amoníaco (NH3), Freón (CFC). En todas las formas del carbono (C): carbón, diamantes, grafeno, etc. Algunos ejemplos de compuestos con enlace iónico: Óxido de magnesio (MgO), Sulfato de cobre (CuSO4), Ioduro de potasio (KI), Cloruro de manganeso (MnCl2), Carbonato de calcio (CaCO3), Sulfuro de hierro (Fe2S3) Algunos ejemplos de compuestos con enlace metálico: Barras de hierro (Fe), Yacimientos de cobre (Cu), Barras de oro puro (Au), Barras de plata pura (Ag) Los enlaces vienen a ser una parte fundamental en el mundo de la química ya que gracias a ellos se pueden seguir formando más elementos, sustancias y compuesto, ya sea para mejorar la calidad de vida, para la comida, medicina, aparatos o para
https://www.monografias.com/docs/Estructura-Biomolecular-FKLKNQVFJ8G2Z https://www.monografias.com/trabajos-pdf5/enlaces-quimicos-atomos/enlaces- quimicos-atomos.shtml https://www.buenastareas.com/ensayos/Enlaces-Quimicos-Introduccion-y- Conclusion/1201185.html https://concepto.de/enlace-quimico/ https://www.monografias.com/docs/Resumen-Sobre-Enlaces-Quimicos- PKZX6TECBY http://unidad111111111.blogspot.com/2013/06/311-concepto-de-enlace- quimico.html
