Estados agregados de la materia

1. ESTADOS AGREGADOS DE
LA MATERIA.
Departamento de Fisiología Celular
Dra. Carolina Rodríguez Navarro

2. materia.
 Es todo aquello que ocupa un lugar
en el espacio y tiene masa,
propiedades de extensión, inercia y
gravitación.
 La materia posee propiedades o
características generales y
particulares.

3.  La materia está
compuesta por
átomos, unidos entre
sí por enlaces
químicos. A su vez los
átomos están
compuestos de
electrones, neutrones
y protones,
denominándose a
estos dos últimos el
núcleo atómico.

4.  Propiedades generales: son aquéllas
que cualquier tipo de materia posee
independientemente de la cantidad
en que se presenta: masa o peso,
volumen, inercia.
 Propiedades particulares: son
aquéllas específicas para cada tipo
de materia: punto de fusión,
ebullición, densidad, reactividad.

5.  La materia se manifiesta de
diferentes maneras, y de acuerdo
con esto se clasifica en dos grupos:
 1. sustancias puras (átomos)
 2. mezclas (solución, mezclas
heterogéneas.

6.  Molécula : es la
partícula más pequeña
de una sustancia, que
mantiene las
propiedades químicas
y físicas específicas de
esa sustancia. Se
considera el límite
físico de la materia.

7.  Elementos o
cuerpos simples:
 Son aquellos que
no pueden ser
desdoblados en
otros mas
sencillos, se debe
a que tienen todos
los átomos
iguales. Ejemplos:
O2, N2, Cl2, 03.

8.  un compuesto es una
sustancia formada por
dos o más elementos,
con una razón fija
determinado su
composición.
 Por ejemplo, agua es un
compuesto formado por
hidrógeno y oxígeno en
la razón de dos es a
uno.
 Una característica
esencial de un
compuesto es que tienen
una fórmula química.

9. MEZCLA.
 Conjunto de átomos de diferentes
elementos o de moléculas en la que los
constituyentes conservan íntegras e
individualizadas sus propiedades físico-
químicas.
 Las mezclas pueden ser separadas en
componentes más sencillos por medios
físicos como la vaporización,
cristalización, adsorción, sublimación,
extracción, etc;

10.  Las mezclas pueden
ser homogéneas o
heterogéneas.
 Las homogéneas son
aquellas que no es
posible distinguir
físicamente los
componentes por
separado, formando
una sola fase.
Ejemplos : Disolución
de Agua + Cloruro de
sodio, los gases que
se encuentran en la
atmósfera.

11.  Las heterogéneas
son aquellas
mezclas que se
distinguen
físicamente los
componentes o
sustancias que la
forman. Ejemplo:
Dos metales:
Cobre y plata.

12.  El enlace químico es la unión que
se establece entre los átomos o las
partículas elementales que
constituyen una sustancia.
Son las fuerzas de atracción que
intervienen para mantener unidos a
los átomos en las moléculas.

13.  La fuerza del enlace se mide por la
cantidad de energía que se debe
utilizar para romper el enlace, que
por lo general se expresa en
unidades de kilocalorías por mol
(Kcal / mol).

14.  Ión: es un átomo o grupo de
átomos que ha ganado o perdido
electrones de valencia (ya no son
eléctricamente neutros).
 Catión: ión positivo que se forma
cuando el átomo pierde electrones.
 Anión: ión negativo que se forma
cuando el átomo gana electrones.

15. Enlace iónico.
 Es el enlace químico en el que los
átomos que lo conforman donan o
reciben electrones al formar un
compuesto.
 Es la unión entre elementos con
electronegatividad muy diferente,
por lo que un elemento (metal)
cede electrones y el otro elemento
(no metal) los gana.

16. Enlace iónico, electrovalente o
electropolar:
 Los enlaces iónicos se pueden formar
entre elementos muy electropositivos
(metálicos) y elementos muy
electronegativos (no metales).
 Las fuerzas de enlace son debidas a la
fuerza de atracción electrostática entre
iones con carga opuesta. Ley de Columb.
 Los enlaces iónicos se establecen entre
átomos de los grupos extremos de la
tabla periódica. Ejemplo : F – y Na +.

17. Un ejemplo típico del enlace iónico es el que se
realiza entre los iones Na+ y Cl- al formar el NaCl o
cloruro de sodio.
Na+ Cl- NaCl

18. Enlace covalente.
 Es una atracción muy fuerte entre
dos o más átomos no metálicos que
comparten sus electrones.
 Dada la gran electronegatividad de
los no metales (tienden a ganar
electrones) los átomos no metálicos
terminan por compartir sus
electrones.

19. Enlace Covalente
Mientras el enlace iónico involucra átomos
muy electropositivos y electronegativos,
el enlace covalente se forma entre
átomos con pequeñas diferencias de
electronegatividad y ubicados muy
próximos en la tabla periódica.
 En el enlace covalente los átomos
generalmente comparten sus electrones
externos s y p como otros átomos.

20. Enlace Covalente
Ac. Sulfúrico.
Ac.Nítrico.
Agua.
Metano.

21. Enlace covalente no polar.
 Se da entre dos átomos del mismo
elemento, en el que los electrones
de valencia se ven atraídos hacia los
dos núcleos y la polaridad de la
molécula queda equilibrada
 (H H)

22. Enlace covalente polar.
 Ocurre entre dos átomos de
diferente elemento, en el que los
electrones de valencia de uno de
ellos se ven atraídos por el núcleo
del otro átomo; quedando el átomo
de un elemento con una polaridad
positiva y el átomo del otro con
polaridad negativa (H+ Cl-).

23.  En un enlace polar
covalente, los
electrones que se
enlazan pasarán un
mayor tiempo
alrededor del átomo
que tiene la mayor
afinidad hacia los
electrones. Un buen
ejemplo del enlace
polar covalente es el
enlace hidrógeno -
oxígeno en la
molécula de agua.

24.  Enlaces Polares y No-Polares En
realidad, hay dos sub tipos de enlaces
covalente. La molécula H2 es un buen
ejemplo del primer tipo de enlace
covalente el enlace no polar. Ya que
ambos átomos en la molécula H2 tienen
una igual atracción (o afinidad) hacia los
electrones, los electrones que se enlazan
son igualmente compartidos por los dos
átomos, y se forma un enlace covalente
no polar. Siempre que dos átomos del
mismo elemento se enlazan, se forma un
enlace no polar.

25.  Un enlace polar se forma cuando los
electrones son desigualmente
compartidos entre dos átomos. Los
enlaces polares covalentes ocurren
porque un átomo tiene una mayor
afinidad hacia los electrones que el
otro.

26. Enlace covalente coordinado o dativo.
 Ocurre entre dos elementos no
metálicos distintos, de los cuales
solo uno, el de menor
electronegatividad, cede sus
electrones de valencia. Mientras
tanto, el otro átomo cede un orbital
libre para ubicar a los nuevos
electrones que ha ganado. Este tipo
de enlace no se diferencia del
enlace covalente normal.

27. Enlace metálico.
 Ocurre por la fuerza de atracción
entre los iones positivos de un
elemento metálico y sus electrones
deslocalizados.
 Ocurre entre átomos de metales y
se caracteriza por formar redes en
las que los átomos tienen pocos
electrones (1 a 3) en el último nivel
de energía.

28. Fuerzas intermoleculares.
 Son fuerzas de atracción y repulsión
sin carga neta que unen a las
moléculas entre sí.
 A estas fuerzas se les conoce como
fuerzas de Van der Waals, que son
relativamente débiles para los gases
y más fuertes para sólidos y
líquidos.

29.  La interacción de estas fuerzas
determina algunas de las
propiedades de las sustancias, como
los puntos de fusión y de ebullición.

30. FUERZAS DE VAN DER WAALS
 Son fuerzas eléctricas muy débiles que se
establecen entre sustancias no polares, y
se deben a irregularidades en la
distribución electrónica de los átomos por
efecto de proximidad mutua.
 Debido a estas fuerzas los gases pueden
licuar y solidificar, y son solubles en
líquidos. Mezcla de gases en la sangre.

31.  Las fuerzas de Van der Waals son
mínimas para los gases nobles (He,
Ne).
 Medianas para los gases diatómicos
(H2,N2,O2)
 Mayores para los poliatómicos (O3)

32. Tipos de fuerzas intermoleculares.
 Fuerzas dipolo inducido.
 Fuerzas dipolos transitorios.
 Fuerzas por puente de hidrógeno.

33. Fuerzas dipolo inducido.
 Cuando hay otras moléculas
cercanas a una molécula polar se
induce una redistribución de cargas
de ellas, y se establecen
interacciones elestrostáticas.
 Esta interacción se da entre
moléculas polares estrictamente a
nivel de cargas eléctricas.

34.  Lo que sucede es que las moléculas
de un compuesto se encuentran
colocadas de modo que el polo
positivo de una molécula se atrae
con el polo negativo de otra
molécula cercana.

35. Puente de hidrógeno.
 Es una fuerza intermolecular de tipo
electrostática que se establece
entre sustancias o moléculas
polares, donde un átomo de
hidrogeno que esta próximo a un
átomo electronegativo (F,O,N) se
establece un puente electrostático.

36. Puente de hidrógeno.
 La fuerza de este
enlace es más
débil que el
covalente o iónico.
Su valor es de 2 a
10 Kcal por enlace
por Mol, frente a
las 30 a 130 Kcal
de los enlaces
covalentes.

37. Puente de Hidrógeno.
 Conferir propiedades especiales al
agua.
 Establece la configuración
estereoquímica de las proteínas.
 Favorece la acción enzimática.
 Establece la unión de las bases
púricas y pirimidícas de los ácidos
nucleicos. A////T G////C

38. Enlace peptídico.
 Es la unión covalente entre dos a.a.
adyacentes en una cadena de
proteínas.
 Los enlaces peptídicos se forman
por reacciones de condensación en
las que un a.a. se une al siguiente.

39. ENLACE PEPTIDICO.