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Asignatura: bioquimica, Profesor: ... sabe dios, Carrera: Biología, Universidad: USC
Tipo: Apuntes
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**- El enlace covalente. Estructuras de Lewis
Protones de Rutherford, 1919 Neutrones de James Chadwick, 1932
Electrones de Thomson, 1897 El átomo es el constituyente más pequeño de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, que mantiene su identidad
Elementos diferentes tienen diferentes tipos de átomos
Los átomos están formados por protones, neutrones y electrones
Niels Bohr propuso un modelo atómico basado en tres postulados:
En un átomo el electrón sólo puede tener ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios, en cada uno de ellos tiene una energía fija y determinada.
Un electrón puede saltar de una órbita a otra absorbiendo (si va hacia una órbita más exterior) o emitiendo (en caso contrario) un cuanto de radiación electromagnética de energía igual a la diferencia existente entre los estados de partida y de llegada.
En cualquiera de esos estados, el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.
El modelo atómico actual se basa en la MECÁNICA CUÁNTICA ONDULATORIA. Que se basa en una serie de principios fundamentales:
Louis de Broglie propuso que los electrones , al igual que los fotones (la luz), se comportan como partículas (masa) y ondas (energía).
Este principio dice que no es posible conocer a un mismo tiempo la posición y velocidad de un electrón en un átomo.
Se habla entonces de regiones en donde es más probable encontrar al electrón.
Por lo tanto el modelo de la mecánica cuántica emplea tres números
hace más grande y el electrón pasa más tiempo
que el electrón tiene mayor energía y por tanto está unido con menor firmeza al núcleo.
relacionado con la forma del orbital. l = 0 , 1 , 2 …(n- 1 ) l = 0, orbital tipo s l = 1, orbital tipo p l = 2, orbital tipo d l = 3, orbital tipo f
describe la orientación del orbital en el espacio
En su ecuación aparece el cuarto parámetro cuántico, el número cuántico de spin , “ms” ó “s”, que establece con mayor exactitud la distribución de los electrones.
Este número cuántico no está relacionado con el orbital sinó con el
sobre sí mismo. Esta propiedad puede tener dos valores. Matemáticamente se representan por 1/2 y -1/2.
2s
Si n = 1 entonces el número cuántico l sólo puede tomar el valor 0, es decir, sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético. Este orbital puede albergar hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). El orbital de más baja energía es el 1s.
Los orbitales s son esféricos (m = 0, una orientación espacial). La probabilidad de encontrar un electrón alrededor de un núcleo disminuye conforme nos alejamos del núcleo en cualquier dirección.
En los orbitales p. La densidad electrónica no se distribuye de forma esférica como en un orbital s. La densidad electrónica se concentra en dos lados del núcleo, separada por un nodo. Estos orbitales tiene dos lóbulos.
Cada capa a partir de n = 2 tiene tres orbitales p ( px, py, pz ) Los orbitales de una subcapa tienen el mismo tamaño y la misma forma pero difieren en su orientación espacial.
Cuando l = 1 hablamos de un orbitalp. En este caso m l. puede tener valores de -1, 0 y +1, hablamos de tres orientaciones
Cuando n es 4 o mayor, hay siete orbitales f equivalentes (para los cuales l = 3 y m puede ser -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
Las formas de los orbitales f son más complicadas que las de los orbitales d.
las siguientes reglas:
Históricamente hubo diversos intentos de clasificar los elementos en una tabla periódica pero fue Dmitri Mendeleev (1834-1907) quien nos proporcionó un esquema más cercano al actual para clasificar los elementos.
Enunció la “ ley periódica ”: "Si los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".
Clasificó los 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica no usado hasta entonces. La periodicidad de los elementos fue demostrada por Mendeleev al usar la tabla para predecir la aparición y las propiedades químicas de nuevos elementos.
