La termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a P=cte, y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria.
Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas.
Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta.
Si las paredes del sistema son diatérmicas, la temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.
Cambios de entalpía estándar de reacción
--------------------------------------------------------------------------------
Para estudiar desde un punto de vista termodinámico una reacción química, se considera que el estado inicial lo constituyen los reactivos puros y separados, y el estado final lo constituyen los productos de reacción, también puros y separados. Las propiedades termodinámicas de cada sustancia son diferentes, por lo que una reacción química va acompañada de un cambio en las funciones termodinámicas del sistema. Para poder evaluar este cambio se tabulan las propiedades termodinámicas de sustancias individuales (H, Cp, S, G...).Tabla de propiedades termodinámicas.
En general, los valores tabulados de entalpías, se refieren a los valores asignados a las sustancias químicas en sus estados convencionales. El estado convencional de una sustancia se elige arbitrariamente como el estado normal o estándar de la sustancia a 25ºC y 1bar.
Estado estándar o normal : El estado estándar de una sustancia, es la forma pura más estable de la misma, a la presión de 1 bar y a la temperatura especificada. Si la sustancia es un gas a esa presión y temperatura, el estado estándar se elige como aquel en el que el gas se comporta como gas ideal. En el caso de disoluciones líquidas ideales (o disoluciones sólidas ideales) el estado estándar de cada componente se elige como el líquido (o el sólido puro) a la T y P de la disolución (o a P=1bar, realmente hay poca diferencia si la presión no es muy alta). En el caso de disoluciones diluidas ideales el estado estándar del disolvente se elige como el líquido (o el sólido puro) a la T y P de la disolución, sin embargo el estado estándar del soluto es un estado ficticio a la T y P de la disolución, que resulta de extrapolar las propiedades del soluto en las disoluciones muy diluidas al caso límite en el que su fracción molar fuera 1. En el caso de disoluciones no ideales hay dos convenios diferentes, uno supone elegir el estado estándar de las disoluciones ideales, y el otro el de las disoluciones diluidas ideales, (el convenio ha de especificarse, porque en cualquier caso debe cumplirse que , lo que implica un valor diferente de μi0, de ai y de γi).
Para cada valor de temperatura existe un único estado normal de una sustancia pura dada, dicho estado se representa por y se lee entalpía molar estándar a la temperatura T.
Arbitrariamente la entalpía molar de cada elemento a la presión de 1bar y temperatura de 25ºC es tomado como cero. Existen elementos como es el caso del carbono que tienen varias formas alotrópicas, el diamante y el grafito. Para tales elementos, se toma como sustancia de referencia la forma estable a 25ºC y 1 bar. En este caso la forma más estable es el grafito, y su entalpía es cero, pero no es cero la del diamante. Este convenio arbitrario se aplica a elementos no a compuestos, excepción hecha de los gases diatómicos homonucleares.
¿Como se calcula la entalpía estándar de un compuesto a la temperatura T?
Para poder calcular la entalpía estándar de un compuesto a la presión de 1 bar y temperatura T, debemos definir la entalpía estándar de formación de ese compuesto a dicha temperatura T, y la definimos como: la variación de entalpía para el proceso en el que se forma 1 mol de la sustancia en su estado estándar a la temperatura T, a partir de los elementos que lo constituyen, los cuales se encuentran en sus estados estándar a la misma temperatura T.
Por ejemplo, ¿cual será la entalpía estándar del H2O (25ºC, 1bar) ?.Para determinarlo debemos considerar que la forma estable del agua a 25ºC y 1bar es líquida, y que los elementos que la forman son H2 y O2, que en esas condiciones son gases, por tanto el proceso de formación será:
Por tanto durante esta reacción el cambio de entalpía será igual a la entalpía del estado final menos la entalpía del estado inicial:
Si esta reacción se pudiera llevar acabo en el laboratorio en esas condiciones, se mediría el cambio de entalpía que se produce y como por convenio las entalpías estándar de los "elementos químicos" (H2 y O2) a T=25ºC son cero, la ecuación anterior nos da la entalpía estándar a 25ºC del H2O, que es su entalpía de formación a esa temperatura:
Consideraciones sobre la medida de las entalpías de formación de compuestos:
Para calcular la entalpía de formación de un compuesto a 298 K y P= 1bar se procede a través de una serie de pasos
1) Si todos los elementos son gases a 298 K y P=1 bar, se calcula la variación de entalpía para la transformación desde gas ideal a gas real, en las condiciones expresadas, puesto que en el laboratorio no se manejan gases ideales.
2) Se mide en un calorímetro la variación de entalpía que se produce al mezclar los elementos puros a 298 K y P=1 bar
3) Si la reacción no tiene lugar en esas condiciones de P y T, se calcula la variación de entalpía del proceso que consiste en llevar la mezcla desde 298K y P=1 bar a las condiciones en las que se lleva a cabo la formación del compuesto.
4) Medimos en un calorímetro la variación de entalpía de la reacción en la que se forma el compuesto a partir de los elementos, una vez que se alcanzan las condiciones en las que la reacción tiene lugar.
5) Y por último calculamos la variación de entalpía del proceso donde el compuesto se lleva desde las condiciones en las cuales se ha obtenido en la etapa 4 hasta su estado estándar a 298 K
La variación de entalpía de formación estándar a 298 K es la suma de las 5 etapas aunque la contribución más importante es la que corresponde a la etapa 4. De esta forma se tabulan los valores de las entalpías de formación de los compuestos a 298 K.
Reacción química: Para cualquier reacción química se define la "entalpía normal de reacción" (o con más propiedad cambio de entalpía normal de reacción) como la variación de entalpía al transformarse los números de moles estequiométricos de reactivos puros, separados y en sus estados estándar a la temperatura T, en los números de moles estequiométricos de productos puros, separados, y cada uno en su estado normal a la misma temperatura T.
Cálculo de la variación de entalpía estándar para una reacción
Sea la reacción:
La variación de entalpía estándar para esta reacción a una temperatura T vendrá dada por:
donde los valores de HºT son las entalpías molares de las sustancias en su estado estándar a la temperatura T .
La ecuación anterior también puede expresarse del siguiente modo: sus unidades son J/mol,
y donde los coeficientes estequiométricos se consideran positivos para los productos y negativos para los reactivos.
El calor de reacción o la variación de entalpía de una reacción depende de como se exprese esta. Por ejemplo: tiene un calor de reacción el doble que la reacción:
Para calcular el calor de reacción se siguen las mismas etapas que para el cálculo de las entalpías de formación de compuestos, con la diferencia de que los reactivos no tienen por que ser necesariamente elementos. La medida experimental se realiza en un Calorímetro. La observación experimental que debe hacerse es medir el cambio de temperatura producido en el sistema debido al calor transferido en la reacción. Si la reacción tiene lugar en un sistema térmicamente aislado de capacidad calorífica C y la temperatura cambia en una cierta cantidad, entonces el valor del calor de reacción se obtiene del producto de la capacidad calorífica y la variación de temperatura.
Leyes termoquímicas
--------------------------------------------------------------------------------
Las entalpías estándar de reacción se pueden calcular a partir de los valores tabulados de las entalpías de formación de los compuestos que intervienen en la reacción. Esto se debe a que la entalpía es una función de estado, por lo que su valor es independiente de la trayectoria entre los estados inicial (reactivos) y final (productos). Así, y aunque se formularon de forma independiente, los enunciados de las leyes termoquímicas son consecuencia del Primer Principio de la Termodinámica:
El cambio energético que acompaña a una reacción química es de magnitud exactamente igual pero de signo opuesto al que va asociado a la misma reacción cuando se realiza en sentido opuesto (Ley de Lavoassiare y Laplace)
El cambio energético que acompaña a una reacción química a P o V constante, es independiente de si la reacción se produce en una o en varias etapas (Ley de Hess)
Por ejemplo: Si queremos calcular la entalpía normal de formación a 298 K del C2H6(g), se tendrá que llevar a cabo la siguiente reacción:
Sin embargo, a 298 K mezclando C(grafito) e hidrógeno es imposible obtener etano, pero si podemos medir experimentalmente los calores de combustión a 298 K de los reactivos y productos de esta reacción. Las reacciones y sus valores de entalpías son:
Al multiplicar la primera ecuación por (-1), la segunda por 2 y la tercera por 3 y teniendo en cuenta:
se obtiene:
Todos los valores de entalpía de los componentes se han tomado a 298 K. Si sumamos las tres ecuaciones anteriores obtenemos:
que es el valor buscado de la entalpía estándar a 298 K para el etano, su entalpía de formación.
El procedimiento de combinar las entalpías de varias reacciones para obtener el de una reacción dada es la aplicación de las Leyes Termoquímicas enunciadas.
Influencia de la temperatura en las entalpías de reacción
--------------------------------------------------------------------------------
Muchas reacciones no ocurren a 298 K, por lo que debe analizarse como adaptar los datos tabulados a otras condiciones. Supongamos que hemos determinado un cierto calor de reacción a la temperatura T1 y queremos conocer su valor a la temperatura T2. Para determinar cómo varía la entalpía de reacción con la temperatura, manteniendo la P constante, se deriva con respecto a T la expresión que nos da la entalpía de reacción:
y como: se tiene que
integrando entre T1 y T2 se obtiene Conocida como ecuación de Kirchhoff
Importante
Para poder integrar la ecuación debemos conocer la dependencia de las capacidades caloríficas de productos y reactivos con la temperatura. Cuando el rango de temperaturas es pequeño se suele despreciar esta dependencia y podemos sacar fuera de la integral la variación de Cpo cuando no es así hay que integrar dicha variación con respecto a T
Relación entre la variación de entalpía y la variación de energía interna para una reacción
--------------------------------------------------------------------------------
La entalpía está relacionada con la energía interna mediante la ecuación , luego en una reacción que se realiza a presión constante la variación de entalpía será:
Y si la presión es la presión estándar, esta ecuación se transforma en
Por otro lado:
Hemos visto con anterioridad como se calcula la variación de entalpía para una reacción, pero ¿cómo se calcula la variación de volumen molar?. Para calcularlo vamos a suponer que estamos estudiando la siguiente reacción:
si despreciamos el volumen de líquidos y sólidos frente al de los gases, la variación de volumen para esta reacción a una temperatura T, vendrá dado por:
y si los gases se suponen ideales
por lo que la variación de volumen de la reacción vendrá dado por la ecuación:
Así la relación entre la variación de entalpía y energía interna para una reacción es
En muchas ocasiones el segundo sumando, el debido a la variación de volumen de la reacción no es muy grande, especialmente en el caso de que sólo intervengan en la reacción líquidos y sólidos, por lo que las variaciones de entalpía y de energía interna son muy parecidas.
Variaciones de entropía y energía libre en una reacción química
--------------------------------------------------------------------------------
Para una reacción química determinada la variación de entropía estándar a una temperatura T viene dada por la ecuación:
Recordemos que la entropía de cualquier sustancia pura puede calcularse haciendo uso del Tercer Principio de la Termodinámica
A cualquier temperatura la variación de entropía de la reacción viene dada por la diferencia entre las entropías de productos y reactivos, generalmente tabuladas a 298K. Sin embargo, no siempre las reacciones se llevan a cabo a esta temperatura, para calcular la variación de entropía a otra temperatura bastará con integrar la ecuación anterior entre 298K y la temperatura a la cual se realiza la reacción (si no hay cambios de fase en ese rango de temperatura). Para ello será necesario conocer la dependencia de la entalpía normal de reacción con la temperatura:
Del mismo modo que hemos calculado la variación de entropía estándar de una reacción se calcula la variación de energía libre estándar para la reacción y se define como:
Generalmente se tabulan los valores de las energías de Gibbs de las sustancias químicas a 298K, pero lo que realmente se tabula es la variación de energía libre de formación de las sustancias a partir de los elementos que los constituyen en sus estados estándar. Es por esto que la ecuación anterior puede ser sustituida por esta otra ecuación:
Para obtener los valores de energía de Gibbs normal de reacción, Gio, basta con considerar que la reacción de formación de un
compuesto químico es un proceso isotérmico e isobárico, por lo que
--------------------------------------------------------------------------------
Problemas
Hoja de ejercicios.
En el epígrafe "Enlaces" de la cabecera de esta página Web, encontraréis unos ejercicios de autoevaluación (Universidad de Ohio)
Transparencias
Termoquímica
domingo, 26 de septiembre de 2010
sábado, 25 de septiembre de 2010
DRACULA.TRADUCIDO
En cuanto llegué a esta conclusión escuché pesados pasos que se acercaban detrás de la gran puerta, y vi a través de las hendiduras el brillo de una luz que se acercaba. Se escuchó el ruido de cadenas que golpeaban y el chirrido de pesados cerrojos que se corrían. Una llave giró haciendo el conocido ruido producido por el largo desuso,y la inmensa puerta se abrió hacia adentro.
En ella apareció un hombre alto, ya viejo, nítidamente afeitado, a excepción de un largo bigote blanco,y vestido de negro de la cabeza a los pies,sin ninguna mancha de color en ninguna parte. Tenía en la mano una antigua lámpara de plata,en la cual la llama se quemaba sin globo ni protección de ninguna clase, lanzando largas y ondulosas sombras al fluctuar por la corriente de la puerta abierta. El anciano me hizo un ademán con su mano derecha,haciendo un gesto cortés y hablando en excelente inglés,aunque con una entonación extraña:
- Bienvenido a mi casa.¡Entre con libertad y por su propia voluntad!
No hizo ningún movimiento para acercárseme,sino que permaneció inmóvil como una estatua,como si su gesto de bienvenida lo hubiese fijado en piedra.Sin embargo, en el instante en que traspuse el umbral de la puerta,dio un paso impulsivamente hacia adelante y,extendiendo la mano, sujetó la mía con una fuerza que me hizo retroceder,un efecto que no fue aminorado por el hecho de que parecía fría como el hielo; de que parecía más la mano de un muerto que de un hombre vivo. Dijo otra vez:
- Bienvenido a mi casa.Venga libremente,váyase a salvo,y deje algo de la alegría que trae consigo.
La fuerza del apretón de mano era tan parecida a la que yo había notado en el cochero,cuyo rostro no había podido ver, que por un momento dudé si no se trataba de la misma persona a quien le estaba hablando; así es que para asegurarme,le pregunté:
- ¿El conde Drácula?
Se inclinó cortésmente al responderme.
- Yo soy Drácula; y le doy mi bienvenida,señor Harker,en mi casa. Pase; el aire de la noche está frío, y seguramente usted necesita comer y descansar.
Mientras hablaba, puso la lámpara sobre un soporte en la pared,y saliendo,tomó mi equipaje; lo tomó antes de que yo pudiese evitarlo.Yo protesté,pero él insistió:
- No,señor; usted es mi huésped. Ya es tarde,y mis sirvientes no están a mano. Deje que yo mismo me preocupe por su comodidad.
Insistió en llevar mis cosas a lo largo del corredor y luego por unas grandes escaleras de caracol, y a través de otro largo corredor en cuyo piso de piedra nuestras pisadas resonaban fuertemente. Al final de él abrió de golpe una pesada puerta, y yo tuve el regocijo de ver un cuarto muy bien alumbrado en el cual estaba servida una mesa para la cena, y en cuya chimenea un gran fuego de leños, seguramente recién llevados, lanzaba destellantes llamas.
El conde se detuvo, puso mis maletas en el suelo,cerró la puerta y, cruzando el cuarto, abrió otra puerta que daba a un pequeño cuarto octogonal alumbrado con una simple lámpara,y que a primera vista no parecía tener ninguna ventana.Pasando a través de éste, abrió todavía otra puerta y me hizo señas para que pasara. Era una vista agradable, pues allí había un gran dormitorio muy bien alumbrado y calentado con el fuego de otro hogar,que también acababa de ser encendido, pues los leños de encima todavía estaban frescos y enviaban un hueco chisporroteo a través de la amplia chimenea. El propio conde dejó mi equipaje adentro y se retiró, diciendo antes de cerrar la puerta:
- Necesitará, después de su viaje,refrescarse un poco y arreglar sus cosas. Espero que encuentre todo lo que desee.Cuando termine venga al otro cuarto,donde encontrará su cena preparada.
La luz y el calor de la cortés bienvenida que me dispensó el conde parecieron disipar todas mis antiguas dudas y temores. Entonces, habiendo alcanzado nuevamente mi estado normal, descubrí que estaba medio muerto de hambre,así es que me arreglé lo más rápidamente posible y entré en la otra habitación.
La Mansión del Inglés. http://www.mansioningles.com
En ella apareció un hombre alto, ya viejo, nítidamente afeitado, a excepción de un largo bigote blanco,y vestido de negro de la cabeza a los pies,sin ninguna mancha de color en ninguna parte. Tenía en la mano una antigua lámpara de plata,en la cual la llama se quemaba sin globo ni protección de ninguna clase, lanzando largas y ondulosas sombras al fluctuar por la corriente de la puerta abierta. El anciano me hizo un ademán con su mano derecha,haciendo un gesto cortés y hablando en excelente inglés,aunque con una entonación extraña:
- Bienvenido a mi casa.¡Entre con libertad y por su propia voluntad!
No hizo ningún movimiento para acercárseme,sino que permaneció inmóvil como una estatua,como si su gesto de bienvenida lo hubiese fijado en piedra.Sin embargo, en el instante en que traspuse el umbral de la puerta,dio un paso impulsivamente hacia adelante y,extendiendo la mano, sujetó la mía con una fuerza que me hizo retroceder,un efecto que no fue aminorado por el hecho de que parecía fría como el hielo; de que parecía más la mano de un muerto que de un hombre vivo. Dijo otra vez:
- Bienvenido a mi casa.Venga libremente,váyase a salvo,y deje algo de la alegría que trae consigo.
La fuerza del apretón de mano era tan parecida a la que yo había notado en el cochero,cuyo rostro no había podido ver, que por un momento dudé si no se trataba de la misma persona a quien le estaba hablando; así es que para asegurarme,le pregunté:
- ¿El conde Drácula?
Se inclinó cortésmente al responderme.
- Yo soy Drácula; y le doy mi bienvenida,señor Harker,en mi casa. Pase; el aire de la noche está frío, y seguramente usted necesita comer y descansar.
Mientras hablaba, puso la lámpara sobre un soporte en la pared,y saliendo,tomó mi equipaje; lo tomó antes de que yo pudiese evitarlo.Yo protesté,pero él insistió:
- No,señor; usted es mi huésped. Ya es tarde,y mis sirvientes no están a mano. Deje que yo mismo me preocupe por su comodidad.
Insistió en llevar mis cosas a lo largo del corredor y luego por unas grandes escaleras de caracol, y a través de otro largo corredor en cuyo piso de piedra nuestras pisadas resonaban fuertemente. Al final de él abrió de golpe una pesada puerta, y yo tuve el regocijo de ver un cuarto muy bien alumbrado en el cual estaba servida una mesa para la cena, y en cuya chimenea un gran fuego de leños, seguramente recién llevados, lanzaba destellantes llamas.
El conde se detuvo, puso mis maletas en el suelo,cerró la puerta y, cruzando el cuarto, abrió otra puerta que daba a un pequeño cuarto octogonal alumbrado con una simple lámpara,y que a primera vista no parecía tener ninguna ventana.Pasando a través de éste, abrió todavía otra puerta y me hizo señas para que pasara. Era una vista agradable, pues allí había un gran dormitorio muy bien alumbrado y calentado con el fuego de otro hogar,que también acababa de ser encendido, pues los leños de encima todavía estaban frescos y enviaban un hueco chisporroteo a través de la amplia chimenea. El propio conde dejó mi equipaje adentro y se retiró, diciendo antes de cerrar la puerta:
- Necesitará, después de su viaje,refrescarse un poco y arreglar sus cosas. Espero que encuentre todo lo que desee.Cuando termine venga al otro cuarto,donde encontrará su cena preparada.
La luz y el calor de la cortés bienvenida que me dispensó el conde parecieron disipar todas mis antiguas dudas y temores. Entonces, habiendo alcanzado nuevamente mi estado normal, descubrí que estaba medio muerto de hambre,así es que me arreglé lo más rápidamente posible y entré en la otra habitación.
La Mansión del Inglés. http://www.mansioningles.com
DRACULA
Lee el texto
Just as I had come to this conclusion I heard a heavy step approaching behind the great door, and saw through the chinks the gleam of a coming light. Then there was the sound of rattling chains and the clanking of massive bolts drawn back. A key was turned with the loud grating noise of long disuse, and the great door swung back.
Within, stood a tall old man, clean shaven save for a long white moustache, and clad in black from head to foot, without a single speck of colour about him anywhere. He held in his hand an antique silver lamp, in which the flame burned without a chimney or globe of any kind, throwing long quivering shadows as it flickered in the draught of the open door.
The old man motioned me in with his right hand with a courtly gesture, saying in excellent English, but with a strange intonation.
"Welcome to my house! Enter freely and of your own free will!"
He made no motion of stepping to meet me, but stood like a statue, as though his gesture of welcome had fixed him into stone.
The instant, however, that I had stepped over the threshold, he moved impulsively forward, and holding out his hand grasped mine with a strength which made me wince, an effect which was not lessened by the fact that it seemed cold as ice, more like the hand of a dead than a living man.
Again he said.
"Welcome to my house! Enter freely. Go safely, and leave something of the happiness you bring!" The strength of the handshake was so much akin to that which I had noticed in the driver, whose face I had not seen, that for a moment I doubted if it were not the same person to whom I was speaking.
So to make sure, I said interrogatively, "Count Dracula?" He bowed in a courtly was as he replied, "I am Dracula, and I bid you welcome, Mr. Harker, to my house. Come in, the night air is chill, and you must need to eat and rest." As he was speaking, he put the lamp on a bracket on the wall, and stepping out, took my luggage. He had carried it in before I could forestall him. I protested, but he insisted. "Nay, sir, you are my guest. It is late, and my people are not available.
Let me see to your comfort myself. "He insisted on carrying my traps along the passage, and then up a great winding stair, and along another great passage, on whose stone floor our steps rang heavily.
At the end of this he threw open a heavy door, and I rejoiced to see within a well-lit room in which a table was spread for supper, and on whose mighty hearth a great fire of logs, freshly replenished, flamed and flared.
The Count halted, putting down my bags, closed the door, and crossing the room, opened another door, which led into a small octagonal room lit by a single lamp, and seemingly without a window of any sort. Passing through this, he opened another door, and motioned me to enter. It was a welcome sight. For here was a great bedroom well lighted and warmed with another log fire, also added to but lately, for the top logs were fresh, which sent a hollow roar up the wide chimney. The Count himself left my luggage inside and withdrew, saying, before he closed the door.
"You will need, after your journey, to refresh yourself by making your toilet. I trust you will find all you wish. When you are ready, come into the other room, where you will find your supper prepared."
The light and warmth and the Count's courteous welcome seemed to have dissipated all my doubts and fears. Having then reached my normal state, I discovered that I was half famished with hunger. So making a hasty toilet, I went into the other room.
Contesta las siguientes preguntas de comprensión
Choose the best answer, a), b) or c)
1. The man who opened the door and welcomed the guest was
2. The man who opened the door was
3. When the guest finally got upstairs and saw his room he was
4. The guest is going to eat supper
5. Would you describe the host as beingFUENTE:LAMASIONDELINGLES.COM
Just as I had come to this conclusion I heard a heavy step approaching behind the great door, and saw through the chinks the gleam of a coming light. Then there was the sound of rattling chains and the clanking of massive bolts drawn back. A key was turned with the loud grating noise of long disuse, and the great door swung back.
Within, stood a tall old man, clean shaven save for a long white moustache, and clad in black from head to foot, without a single speck of colour about him anywhere. He held in his hand an antique silver lamp, in which the flame burned without a chimney or globe of any kind, throwing long quivering shadows as it flickered in the draught of the open door.
The old man motioned me in with his right hand with a courtly gesture, saying in excellent English, but with a strange intonation.
"Welcome to my house! Enter freely and of your own free will!"
He made no motion of stepping to meet me, but stood like a statue, as though his gesture of welcome had fixed him into stone.
The instant, however, that I had stepped over the threshold, he moved impulsively forward, and holding out his hand grasped mine with a strength which made me wince, an effect which was not lessened by the fact that it seemed cold as ice, more like the hand of a dead than a living man.
Again he said.
"Welcome to my house! Enter freely. Go safely, and leave something of the happiness you bring!" The strength of the handshake was so much akin to that which I had noticed in the driver, whose face I had not seen, that for a moment I doubted if it were not the same person to whom I was speaking.
So to make sure, I said interrogatively, "Count Dracula?" He bowed in a courtly was as he replied, "I am Dracula, and I bid you welcome, Mr. Harker, to my house. Come in, the night air is chill, and you must need to eat and rest." As he was speaking, he put the lamp on a bracket on the wall, and stepping out, took my luggage. He had carried it in before I could forestall him. I protested, but he insisted. "Nay, sir, you are my guest. It is late, and my people are not available.
Let me see to your comfort myself. "He insisted on carrying my traps along the passage, and then up a great winding stair, and along another great passage, on whose stone floor our steps rang heavily.
At the end of this he threw open a heavy door, and I rejoiced to see within a well-lit room in which a table was spread for supper, and on whose mighty hearth a great fire of logs, freshly replenished, flamed and flared.
The Count halted, putting down my bags, closed the door, and crossing the room, opened another door, which led into a small octagonal room lit by a single lamp, and seemingly without a window of any sort. Passing through this, he opened another door, and motioned me to enter. It was a welcome sight. For here was a great bedroom well lighted and warmed with another log fire, also added to but lately, for the top logs were fresh, which sent a hollow roar up the wide chimney. The Count himself left my luggage inside and withdrew, saying, before he closed the door.
"You will need, after your journey, to refresh yourself by making your toilet. I trust you will find all you wish. When you are ready, come into the other room, where you will find your supper prepared."
The light and warmth and the Count's courteous welcome seemed to have dissipated all my doubts and fears. Having then reached my normal state, I discovered that I was half famished with hunger. So making a hasty toilet, I went into the other room.
Contesta las siguientes preguntas de comprensión
Choose the best answer, a), b) or c)
1. The man who opened the door and welcomed the guest was
2. The man who opened the door was
3. When the guest finally got upstairs and saw his room he was
4. The guest is going to eat supper
5. Would you describe the host as beingFUENTE:LAMASIONDELINGLES.COM
ALICIA EN EL PAIS DE LA MARAVILLA
Alicia estaba empezando ya a cansarse de estar sentada con su hermana a la orilla del río sin hacer nada: se había asomado una o dos veces al libro que estaba leyendo su hermana, pero no tenía ni dibujos ni diálogos, y ¿de qué sirve un libro si no tiene dibujos o diálogos? se preguntaba Alicia.
Así pues, se puso a considerar (con algún trabajo, pues con el calor que hacía aquel día se sentía adormilada y torpe) si el placer de tejer una cadena de margaritas le valía la pena de levantarse para ir a recogerlas, cuando de golpe saltó corriendo cerca de ella un conejo blanco de ojos rosados.
La cosa no tenía nada de muy especial; pero tampoco le pareció a Alicia que tuviera nada de muy extraño que el conejo se dijera en voz alta: «¡Ay! ¡Ay! ¡Dios mío! ¡Qué tarde voy a llegar! (cuando lo pensó más tarde, decidió que, ciertamente, le debía de haber llamado mucho la atención, mas en aquel momento todo le pareció de lo más natural); pero cuando vio que el conejo se sacaba, además, un reloj del bolsillo del chaleco, miraba la hora y luego se echaba a correr muy apresurado, Alicia se puso en pie de un brinco al darse cuenta repentinamente de que nunca había visto un conejo con chaleco y aún menos con un reloj de bolsillo. Y ardiendo de curiosidad, se puso a correr en pos del conejo a través de la pradera, justo para ver cómo se colaba raudo por una madriguera -que se abría al pie del seto.
Un momento después, Alicia también desaparecía por la madriguera, sin pararse a pensar cómo se las iba a arreglar para salir después.
Al principio, la madriguera era como un túnel que se extendía hacia adelante, pero de pronto torció hacia abajo, tan inopinadamente que Alicia no tuvo tiempo ni para pensar en detenerse y se encontró cayendo vertiginosamente por lo que parecía un pozo muy profundo.
Sea porque el pozo era en verdad muy profundo, sea porque en realidad estaba cayendo muy despacio, la cosa es que a medida que descendía Alicia pudo mirar alrededor suyo con toda tranquilidad y preguntarse qué es lo que le iba a suceder después. Primero intentó mirar hacia abajo para ver a dónde iba a dar: pero estaba todo demasiado oscuro; luego se fijó en las paredes del pozo y observó que estaban cubiertas de armarios y anaqueles; aquí y allá se veían también mapas y cuadros colgados de algún clavo. Mientras caía, Alicia alcanzó a coger un jarro de una repisa y vio que tenía una etiqueta que decía: "MÉRMELADA DE NARANJA", pero con gran desilusión descubrió que estaba vacío. Como tenía miedo de que si tiraba el jarro a lo mejor le rompía la crisma a alguien que anduviera por abajo, se las arregló para dejarlo en uno de los armarios a cuyo lado estaba pasando a medida que seguía cayendo.
La Mansión del Inglés. http://www.mansioningles.com
Así pues, se puso a considerar (con algún trabajo, pues con el calor que hacía aquel día se sentía adormilada y torpe) si el placer de tejer una cadena de margaritas le valía la pena de levantarse para ir a recogerlas, cuando de golpe saltó corriendo cerca de ella un conejo blanco de ojos rosados.
La cosa no tenía nada de muy especial; pero tampoco le pareció a Alicia que tuviera nada de muy extraño que el conejo se dijera en voz alta: «¡Ay! ¡Ay! ¡Dios mío! ¡Qué tarde voy a llegar! (cuando lo pensó más tarde, decidió que, ciertamente, le debía de haber llamado mucho la atención, mas en aquel momento todo le pareció de lo más natural); pero cuando vio que el conejo se sacaba, además, un reloj del bolsillo del chaleco, miraba la hora y luego se echaba a correr muy apresurado, Alicia se puso en pie de un brinco al darse cuenta repentinamente de que nunca había visto un conejo con chaleco y aún menos con un reloj de bolsillo. Y ardiendo de curiosidad, se puso a correr en pos del conejo a través de la pradera, justo para ver cómo se colaba raudo por una madriguera -que se abría al pie del seto.
Un momento después, Alicia también desaparecía por la madriguera, sin pararse a pensar cómo se las iba a arreglar para salir después.
Al principio, la madriguera era como un túnel que se extendía hacia adelante, pero de pronto torció hacia abajo, tan inopinadamente que Alicia no tuvo tiempo ni para pensar en detenerse y se encontró cayendo vertiginosamente por lo que parecía un pozo muy profundo.
Sea porque el pozo era en verdad muy profundo, sea porque en realidad estaba cayendo muy despacio, la cosa es que a medida que descendía Alicia pudo mirar alrededor suyo con toda tranquilidad y preguntarse qué es lo que le iba a suceder después. Primero intentó mirar hacia abajo para ver a dónde iba a dar: pero estaba todo demasiado oscuro; luego se fijó en las paredes del pozo y observó que estaban cubiertas de armarios y anaqueles; aquí y allá se veían también mapas y cuadros colgados de algún clavo. Mientras caía, Alicia alcanzó a coger un jarro de una repisa y vio que tenía una etiqueta que decía: "MÉRMELADA DE NARANJA", pero con gran desilusión descubrió que estaba vacío. Como tenía miedo de que si tiraba el jarro a lo mejor le rompía la crisma a alguien que anduviera por abajo, se las arregló para dejarlo en uno de los armarios a cuyo lado estaba pasando a medida que seguía cayendo.
La Mansión del Inglés. http://www.mansioningles.com
alice in wonderland
Lee el texto
Alice was beginning to get very tired of sitting by her sister on the bank, and of having nothing to do: once or twice she had peeped into the book her sister was reading, but it had no pictures or conversations in it, 'and what is the use of a book,' thought Alice 'without pictures or conversation?'
So she was considering in her own mind (as well as she could, for the hot day made her feel very sleepy and stupid), whether the pleasure of making a daisy-chain would be worth the trouble of getting up and picking the daisies, when suddenly a White Rabbit with pink eyes ran close by her.
There was nothing so very remarkable in that; nor did Alice think it so very much out of the way to hear the Rabbit say to itself, 'Oh dear! Oh dear! I shall be late!' (when she thought it over afterwards, it occurred to her that she ought to have wondered at this, but at the time it all seemed quite natural); but when the Rabbit actually took a watch out of its waistcoat-pocket, and looked at it, and then hurried on, Alice started to her feet, for it flashed across her mind that she had never before seen a rabbit with either a waistcoat-pocket, or a watch to take out of it, and burning with curiosity, she ran across the field after it, and fortunately was just in time to see it pop down a large rabbit-hole under the hedge.
In another moment down went Alice after it, never once considering how in the world she was to get out again.
The rabbit-hole went straight on like a tunnel for some way, and then dipped suddenly down, so suddenly that Alice had not a moment to think about stopping herself before she found herself falling down a very deep well.
Either the well was very deep, or she fell very slowly, for she had plenty of time as she went down to look about her and to wonder what was going to happen next. First, she tried to look down and make out what she was coming to, but it was too dark to see anything; then she looked at the sides of the well, and noticed that they were filled with cupboards and book-shelves; here and there she saw maps and pictures hung upon pegs. She took down a jar from one of the shelves as she passed; it was labelled 'ORANGE MARMALADE', but to her great disappointment it was empty: she did not like to drop the jar for fear of killing somebody, so managed to put it into one of the cupboards as she fell past it.
Contesta las siguientes preguntas de comprensión
Choose the best answer, a), b) or c)
1. What does ‘peeped into the book’ in the first paragraph mean?
2. What did Alice think was strange about the rabbit when it ran by her?
3. How did Alice get into the well?
4. The cupboards and bookshelves were
5. When Alice discovered that the jar of marmalade was empty she
Respuestas
-
Traducción
fuente:La Mansión del Inglés. http://www.mansioningles.com
Alice was beginning to get very tired of sitting by her sister on the bank, and of having nothing to do: once or twice she had peeped into the book her sister was reading, but it had no pictures or conversations in it, 'and what is the use of a book,' thought Alice 'without pictures or conversation?'
So she was considering in her own mind (as well as she could, for the hot day made her feel very sleepy and stupid), whether the pleasure of making a daisy-chain would be worth the trouble of getting up and picking the daisies, when suddenly a White Rabbit with pink eyes ran close by her.
There was nothing so very remarkable in that; nor did Alice think it so very much out of the way to hear the Rabbit say to itself, 'Oh dear! Oh dear! I shall be late!' (when she thought it over afterwards, it occurred to her that she ought to have wondered at this, but at the time it all seemed quite natural); but when the Rabbit actually took a watch out of its waistcoat-pocket, and looked at it, and then hurried on, Alice started to her feet, for it flashed across her mind that she had never before seen a rabbit with either a waistcoat-pocket, or a watch to take out of it, and burning with curiosity, she ran across the field after it, and fortunately was just in time to see it pop down a large rabbit-hole under the hedge.
In another moment down went Alice after it, never once considering how in the world she was to get out again.
The rabbit-hole went straight on like a tunnel for some way, and then dipped suddenly down, so suddenly that Alice had not a moment to think about stopping herself before she found herself falling down a very deep well.
Either the well was very deep, or she fell very slowly, for she had plenty of time as she went down to look about her and to wonder what was going to happen next. First, she tried to look down and make out what she was coming to, but it was too dark to see anything; then she looked at the sides of the well, and noticed that they were filled with cupboards and book-shelves; here and there she saw maps and pictures hung upon pegs. She took down a jar from one of the shelves as she passed; it was labelled 'ORANGE MARMALADE', but to her great disappointment it was empty: she did not like to drop the jar for fear of killing somebody, so managed to put it into one of the cupboards as she fell past it.
Contesta las siguientes preguntas de comprensión
Choose the best answer, a), b) or c)
1. What does ‘peeped into the book’ in the first paragraph mean?
2. What did Alice think was strange about the rabbit when it ran by her?
3. How did Alice get into the well?
4. The cupboards and bookshelves were
5. When Alice discovered that the jar of marmalade was empty she
Respuestas
-
Traducción
fuente:La Mansión del Inglés. http://www.mansioningles.com
como bloquear tu pc
Mejor respuesta - elegida por los votantes
Bien puedes entrar a inicio, panel de control, cuentas de usuario, seleccionas el nombre de tu cuenta y darle a agregar contraseña, pero dejame decir que alguien mas listo que tu puede entrar a tu compu por medio de la cuenta "administradora" que es otro rollo, lo mas efectivo es que entres al BIOS de tu maquina, presionando en cuanto la enciandas la tecla SUPR o DEL, en algunos modelos, F1, F2 en otros, donde dice SETUP PASSWORD le colocas una contraseña (cuidado no se te vaya a olvidar, es cosa delicada ok) le das SAVE AND EXIT o SAVE CHANGES o algo asi, se reinicia tu maquina, y lo primero que ves al encernderla es la pregunta PASSWORD, si no ingresas correctamente la contraseña a la tercera ves se te reinicia y asi, es lo mas seguro que hay, y si no estas ni asi conforme, puees pon tanto en cuentas de usuario comoen la bios la contraseña jaja espero haberte ayudado, feliz dia!
hace 3 años
Bien puedes entrar a inicio, panel de control, cuentas de usuario, seleccionas el nombre de tu cuenta y darle a agregar contraseña, pero dejame decir que alguien mas listo que tu puede entrar a tu compu por medio de la cuenta "administradora" que es otro rollo, lo mas efectivo es que entres al BIOS de tu maquina, presionando en cuanto la enciandas la tecla SUPR o DEL, en algunos modelos, F1, F2 en otros, donde dice SETUP PASSWORD le colocas una contraseña (cuidado no se te vaya a olvidar, es cosa delicada ok) le das SAVE AND EXIT o SAVE CHANGES o algo asi, se reinicia tu maquina, y lo primero que ves al encernderla es la pregunta PASSWORD, si no ingresas correctamente la contraseña a la tercera ves se te reinicia y asi, es lo mas seguro que hay, y si no estas ni asi conforme, puees pon tanto en cuentas de usuario comoen la bios la contraseña jaja espero haberte ayudado, feliz dia!
hace 3 años
comprension de instrucciones en ingles
Preguntar y dar direcciones
« Página anterior Página siguiente »
Viajar Motor
Asking directions – Preguntando direcciones
excuse me, could you tell me how to get to ...? ¿perdón, me podría decir como llegar a ...?
the bus station la estación de autobuses
excuse me, do you know where the ... is? ¿perdón, sabe usted donde esta ...?
post office la oficina de correos
I'm sorry, I don't know lo siento, no lo sé
sorry, I'm not from around here lo siento, no soy de por aquí
I'm looking for ... estoy buscando ...
this address esta dirección
are we on the right road for ...? ¿estamos en la carretera correcta para ir a ...?
Brighton Brighton
is this the right way for ...? ¿es este el camino correcto para ir a ...?
Ipswich Ipswich
do you have a map? ¿tiene usted un mapa?
can you show me on the map? ¿me lo puede indicar en el mapa?
Giving directions – Dando direcciones
it's this way está por aquí
it's that way está por allí
you're going in the wrong direction está yendo en la dirección equivocada
you're going the wrong way está yendo por un camino equivocado
take this road siga esta carretera
go down there baje hacia allí
take the first on the left tome la primera a la izquierda
take the second on the right tome la segunda a la derecha
turn right at the crossroads gire a la derecha en el cruce
continue straight ahead for about a mile continúe recto durante aproximadamente una milla (una milla es aproximadamente 1,6 kilómetros)
continue past the fire station continue más allá de la estación de bomberos
you'll pass a supermarket on your left pasará un supermercado a su izquierda
keep going for another ... siga igual durante ... más
hundred yards cien yardas (unos 91 metros)
two hundred metres doscientos metros
half mile media milla (unos 800 metros)
kilometre un kilómetro
it'll be ... lo encontrará a ...
on your left su izquierda
on your right su derecha
straight ahead of you justo delante suya
How far is it? – ¿A qué distancia está?
how far is it? ¿a qué distancia está?
how far is it to ...? ¿a qué distancia está ...?
the airport el aeropuerto
how far is it to ... from here? ¿a qué distancia está ... de aquí?
the beach la playa
is it far? ¿está lejos?
is it a long way? ¿es un largo camino?
it's ... ...
not far no, no está muy lejos
quite close está bastante cerca
quite a long way es un camino bastante largo
a long way on foot es un camino largo a pie
a long way to walk es un camino muy largo para ir caminando
about a mile from here está a alrededor de una milla de aquí (una milla son aproximadamente 1,6 kilómetros)
Giving directions to drivers – Dando direcciones a conductores
follow the signs for ... sigue las señales hacia ...
the town centre el centro de la ciudad
Birmingham Birmingham
continue straight on past some traffic lights continue recto tras pasar varios semáforos
at the second set of traffic lights, turn left en el segundo semáforo, gire a la izquierda
go over the roundabout siga recto en la glorieta
take the second exit at the roundabout tome la segunda salida de la glorieta
turn right at the T-junction gire a la izquierda en la intersección
go under the bridge vaya por debajo del puente
go over the bridge vaya por encima del puente
you'll cross some railway lines cruzará algunas vías de ferrocarril
fuente:speakenglish.co.uk
« Página anterior Página siguiente »
Viajar Motor
Asking directions – Preguntando direcciones
excuse me, could you tell me how to get to ...? ¿perdón, me podría decir como llegar a ...?
the bus station la estación de autobuses
excuse me, do you know where the ... is? ¿perdón, sabe usted donde esta ...?
post office la oficina de correos
I'm sorry, I don't know lo siento, no lo sé
sorry, I'm not from around here lo siento, no soy de por aquí
I'm looking for ... estoy buscando ...
this address esta dirección
are we on the right road for ...? ¿estamos en la carretera correcta para ir a ...?
Brighton Brighton
is this the right way for ...? ¿es este el camino correcto para ir a ...?
Ipswich Ipswich
do you have a map? ¿tiene usted un mapa?
can you show me on the map? ¿me lo puede indicar en el mapa?
Giving directions – Dando direcciones
it's this way está por aquí
it's that way está por allí
you're going in the wrong direction está yendo en la dirección equivocada
you're going the wrong way está yendo por un camino equivocado
take this road siga esta carretera
go down there baje hacia allí
take the first on the left tome la primera a la izquierda
take the second on the right tome la segunda a la derecha
turn right at the crossroads gire a la derecha en el cruce
continue straight ahead for about a mile continúe recto durante aproximadamente una milla (una milla es aproximadamente 1,6 kilómetros)
continue past the fire station continue más allá de la estación de bomberos
you'll pass a supermarket on your left pasará un supermercado a su izquierda
keep going for another ... siga igual durante ... más
hundred yards cien yardas (unos 91 metros)
two hundred metres doscientos metros
half mile media milla (unos 800 metros)
kilometre un kilómetro
it'll be ... lo encontrará a ...
on your left su izquierda
on your right su derecha
straight ahead of you justo delante suya
How far is it? – ¿A qué distancia está?
how far is it? ¿a qué distancia está?
how far is it to ...? ¿a qué distancia está ...?
the airport el aeropuerto
how far is it to ... from here? ¿a qué distancia está ... de aquí?
the beach la playa
is it far? ¿está lejos?
is it a long way? ¿es un largo camino?
it's ... ...
not far no, no está muy lejos
quite close está bastante cerca
quite a long way es un camino bastante largo
a long way on foot es un camino largo a pie
a long way to walk es un camino muy largo para ir caminando
about a mile from here está a alrededor de una milla de aquí (una milla son aproximadamente 1,6 kilómetros)
Giving directions to drivers – Dando direcciones a conductores
follow the signs for ... sigue las señales hacia ...
the town centre el centro de la ciudad
Birmingham Birmingham
continue straight on past some traffic lights continue recto tras pasar varios semáforos
at the second set of traffic lights, turn left en el segundo semáforo, gire a la izquierda
go over the roundabout siga recto en la glorieta
take the second exit at the roundabout tome la segunda salida de la glorieta
turn right at the T-junction gire a la izquierda en la intersección
go under the bridge vaya por debajo del puente
go over the bridge vaya por encima del puente
you'll cross some railway lines cruzará algunas vías de ferrocarril
fuente:speakenglish.co.uk
solution of the exercise past tense verb
It was 6am. Rick had been driving all night to get to Molly’s apartment before she could leave for Paris. The streets of Philadelphia were empty as Rick pulled up outside Molly’s building.
Rick checked with the doorman that Molly had not got back from the nightclub and went up to her penthouse suite on the 13th floor.
As Rick left the elevator, he heard someone else near Molly’s door. He wondered if someone had been in Molly’s room. She often had male ‘guests’ in her suite. He waited silently for a moment. A man walked towards him with the biggest, ugliest dog he had ever seen.
When he was sure the man had gone, he opened the door with his Visa card and quietly entered the room. He could smell Molly’s sweet perfume and smiled to himself. He had some good memories of Molly’s soft body, leather boots and chocolate ice cream.
Rick was sitting with his back to the door, smoking, when Molly finally came in. He spoke without looking at her.
“Hello Molly”, said Rick, softly. “I didn’t think you would come home from the club alone.”
She didn’t look surprised when she saw him. Someone had told her he would be there.
“Rick, it’s good to see you” replied Molly, in her smooth, sexy voice.
“Can I get you a drink?”
“Whisky”, said Rick. “Straight, no ice.”
Molly gave Rick a glass and put on some jazz. Rick drank the whisky quickly and stood up to take some more.
“Did you kill Fat Frankie, Molly”, asked Rick, looking in Molly’s seductive eyes for the first time.
“Yes, but you’ll never tell anyone” she replied as Rick fell to floor, his hand holding his stomach, the whisky glass broke under his body.
“Ugh…..” said Rick, “The whisky…….”
“Yes”, cried Molly, “You fool! I’m going to cut you up and feed you to Cuddles, the neighbours dog, just like I did with your friend Fat Frankie.”
“Not so fast Molly!”, said detective Pavlovski, as he ran into the room. “We’ve been watching you for months, and thanks to the microphones Rick had hidden under his raincoat, we’ve got your confession on tape. I hope you like prison food, Molly”
“Molly looked back at Rick who was still lying on the floor. “Damn you Mansworth”, she shouted, as the police took her away. “I hope that poison hurts like hell!”
“No way Molly!”, laughed Rick. “After 12 years of my wife’s cooking, I can hardly feel anything!”
fuente:lamansiondelingles.com
Rick checked with the doorman that Molly had not got back from the nightclub and went up to her penthouse suite on the 13th floor.
As Rick left the elevator, he heard someone else near Molly’s door. He wondered if someone had been in Molly’s room. She often had male ‘guests’ in her suite. He waited silently for a moment. A man walked towards him with the biggest, ugliest dog he had ever seen.
When he was sure the man had gone, he opened the door with his Visa card and quietly entered the room. He could smell Molly’s sweet perfume and smiled to himself. He had some good memories of Molly’s soft body, leather boots and chocolate ice cream.
Rick was sitting with his back to the door, smoking, when Molly finally came in. He spoke without looking at her.
“Hello Molly”, said Rick, softly. “I didn’t think you would come home from the club alone.”
She didn’t look surprised when she saw him. Someone had told her he would be there.
“Rick, it’s good to see you” replied Molly, in her smooth, sexy voice.
“Can I get you a drink?”
“Whisky”, said Rick. “Straight, no ice.”
Molly gave Rick a glass and put on some jazz. Rick drank the whisky quickly and stood up to take some more.
“Did you kill Fat Frankie, Molly”, asked Rick, looking in Molly’s seductive eyes for the first time.
“Yes, but you’ll never tell anyone” she replied as Rick fell to floor, his hand holding his stomach, the whisky glass broke under his body.
“Ugh…..” said Rick, “The whisky…….”
“Yes”, cried Molly, “You fool! I’m going to cut you up and feed you to Cuddles, the neighbours dog, just like I did with your friend Fat Frankie.”
“Not so fast Molly!”, said detective Pavlovski, as he ran into the room. “We’ve been watching you for months, and thanks to the microphones Rick had hidden under his raincoat, we’ve got your confession on tape. I hope you like prison food, Molly”
“Molly looked back at Rick who was still lying on the floor. “Damn you Mansworth”, she shouted, as the police took her away. “I hope that poison hurts like hell!”
“No way Molly!”, laughed Rick. “After 12 years of my wife’s cooking, I can hardly feel anything!”
fuente:lamansiondelingles.com
Read Rick's adventure and choose the best verb form.
Rick and Molly Coddle (Past Verb Tenses)
Read Rick's adventure and choose the best verb form.
It (be) 6am. Rick (drive) all night to get to Molly’s apartment before she (can) leave for Paris. The streets of Philadelphia (be) empty as Rick (pull up) outside Molly’s building.
Rick (check) with the doorman that Molly (not/ get back) from the nightclub and (go) up to her penthouse suite on the 13th floor.
As Rick (leave) the elevator, he (hear) someone else near Molly’s door. He (wonder) if someone (be) in Molly’s room. She often had male ‘guests’ in her suite. He (wait) silently for a moment. A man (walk) towards him with the biggest, ugliest dog he (ever/see).
When he (be) sure the man (go), he (open) the door with his Visa card and quietly (enter) the room. He (can smell) Molly’s sweet perfume and (smile) to himself. He (have) some good memories of Molly’s soft body, leather boots and chocolate ice cream.
Rick (sit) with his back to the door, smoking, when Molly finally (come in). He (speak) without looking at her.
“Hello Molly”, said Rick, softly. “I (not/think) you would come home from the club alone.”
She (not/look) surprised when she (see) him. Someone (tell) her he would be there.
“Rick, it’s good to see you” replied Molly, in her smooth, sexy voice.
“Can I get you a drink?”
“Whisky”, said Rick. “Straight, no ice.”
Molly (give) Rick a glass and (put on) some jazz. Rick (drink) the whisky quickly and (stand up) to take some more.
“ you (kill) Fat Frankie, Molly”, asked Rick, looking in Molly’s seductive eyes for the first time.
Yes, but you’ll never tell anyone” she replied as Rick (fall) to floor, his hand holding his stomach, the whisky glass (break) under his body.
“Ugh…..” said Rick, “The whisky…….”
“Yes”, (cry) Molly, “You fool! I’m going to cut you up and feed you to Cuddles, the neighbours dog, just like I (do) with your friend Fat Frankie.”
“Not so fast Molly!”, said detective Pavlovski, as he (run) into the room. “We’ve been watching you for months, and thanks to the microphones Rick (hide) under his raincoat, we’ve got your confession on tape. I hope you like prison food, Molly”
“Molly (look) back at Rick who (lie) on the floor. “Damn you Mansworth”, she (shout), as the police (take) her away. “I hope that poison hurts like hell!”
“No way Molly!”, (laugh) Rick. “After suffering 12 years of my wife’s cooking, I can hardly feel anything!”
Follow the exciting adventures of Rick Mansworth-Private Dick-only at 'La Mansión del Inglés.fuente:lamansiondelingles.com
Read Rick's adventure and choose the best verb form.
It (be) 6am. Rick (drive) all night to get to Molly’s apartment before she (can) leave for Paris. The streets of Philadelphia (be) empty as Rick (pull up) outside Molly’s building.
Rick (check) with the doorman that Molly (not/ get back) from the nightclub and (go) up to her penthouse suite on the 13th floor.
As Rick (leave) the elevator, he (hear) someone else near Molly’s door. He (wonder) if someone (be) in Molly’s room. She often had male ‘guests’ in her suite. He (wait) silently for a moment. A man (walk) towards him with the biggest, ugliest dog he (ever/see).
When he (be) sure the man (go), he (open) the door with his Visa card and quietly (enter) the room. He (can smell) Molly’s sweet perfume and (smile) to himself. He (have) some good memories of Molly’s soft body, leather boots and chocolate ice cream.
Rick (sit) with his back to the door, smoking, when Molly finally (come in). He (speak) without looking at her.
“Hello Molly”, said Rick, softly. “I (not/think) you would come home from the club alone.”
She (not/look) surprised when she (see) him. Someone (tell) her he would be there.
“Rick, it’s good to see you” replied Molly, in her smooth, sexy voice.
“Can I get you a drink?”
“Whisky”, said Rick. “Straight, no ice.”
Molly (give) Rick a glass and (put on) some jazz. Rick (drink) the whisky quickly and (stand up) to take some more.
“ you (kill) Fat Frankie, Molly”, asked Rick, looking in Molly’s seductive eyes for the first time.
Yes, but you’ll never tell anyone” she replied as Rick (fall) to floor, his hand holding his stomach, the whisky glass (break) under his body.
“Ugh…..” said Rick, “The whisky…….”
“Yes”, (cry) Molly, “You fool! I’m going to cut you up and feed you to Cuddles, the neighbours dog, just like I (do) with your friend Fat Frankie.”
“Not so fast Molly!”, said detective Pavlovski, as he (run) into the room. “We’ve been watching you for months, and thanks to the microphones Rick (hide) under his raincoat, we’ve got your confession on tape. I hope you like prison food, Molly”
“Molly (look) back at Rick who (lie) on the floor. “Damn you Mansworth”, she (shout), as the police (take) her away. “I hope that poison hurts like hell!”
“No way Molly!”, (laugh) Rick. “After suffering 12 years of my wife’s cooking, I can hardly feel anything!”
Follow the exciting adventures of Rick Mansworth-Private Dick-only at 'La Mansión del Inglés.fuente:lamansiondelingles.com
analisis de textos en lenguas extrangeras
UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA BACHILLERATO
PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD
ANÁLISIS DE TEXTO EN LENGUA EXTRANJERA(INGLÉS)
Instrucciones: a) Duración: Una hora y treinta minutos.
b) La puntuación de cada pregunta está indicada en las mismas.
c) No se permite el uso de diccionario.
LEGAL DOESN'T MEAN RIGHT
I had a liberal upbringing,(educación, formación, niñez) growing up(crecer, educar) in Ireland in the 1950s and 1960s. I was free to go where I pleased, bicycling alone almost everywhere from the age of 12.I was never warned against (previnieron contra)drugs, under-age sex, (sexo para menores de edad) subversive television(subversivo, revolucionaria) or dangerous strangers, There was a nun(monja,) who told us we should never visit a man's room alone after 12 o'clock at night and an aunt who said you shouldn't marry a Protestant because they
5accept divorce, but apart from that I can scarcely remember being forbidden anything,
We lived then in an authoritarian country, where the law did all the forbidding, (prohibitivo)so our families hardly had to do any, The world has changed since then -in part for the better(para bien), in part for the worse ( para mal)- and the opposite is now common for parents raising their children. The culture now is officially liberal, so parents and educationalists (educadores) have to do all the forbidding(prohibiciones), warning(advertencia,) against the dangers that await (aguardan) careless (imprudentes) young people.
10 from unsafe sex (sexo arriesgado) to predatory horrors on the Internet.
Crueles horrors de internet
The cannabis law(la ley de la marihuana) states(afirma que) that those in possession of marijuana will not be prosecuted(enjuiciado, acusados). This is an example of how this paradox works. Once(en el pasado) the law protected us from ourselves: but as(a medida que disminuye) the protection of the law (ley, autoridad) decreases, so we have to take more responsibility (asumir más responsabilidad. Aceptar la responsabilidad de ser nuestra propia policia interior) to be our own inner police.
(A) COMPREHENSION (4 points)
a) ANSWER QUESTIONS 1-2 ACCORDING TO THE ÍNFORMATION GlVEN IN THE TEXT. USE YOUR OWN WORDS. (1 point pe answer)
What things was the writer warned against when she was young?
She said she can remember only two warnings one from a nun who said they shouldn't go alone into a man's room after 12 o'clock at night and the other from an aunt who told them not to marry a protestant because they admit divorce.
2) Why do we have to be our own inner police? The text explains that since the law is now less protective and more liberal we have to be more in charge of our lives.
b) ARE THESE STATEMENTS TRUE OR FALSE? JUSTIFY YOUR ANSWERS WITH WORDS OR PHRASES FROM THE TEKT. (0.5 points per answer)
3) The writers parents were very strict. False. “I had a liberal upbringing”
4) The writer's aunt did not approve of divorce True “…….and an aunt who …………………………….divorce” (lines 4, 5)
5) In the 1950s anü 1960s families had to fortid their children to take drugs.
6) Nowaüays the law protects young people against unsafe sex.
(B) USE OF ENGLISH (3 points)
7) Give a noun with the same root as FREE (adjective) (line 1). ^ree^. (0.25 points)
8) Find in the text one synonym for EDUCATION (noun). LA^I (0,25 points)
9) Find in the text the word which has tile following definition: , ^ (0.25 points)
"a member of a religtous community of women" (noun) •P ^o•¿";"lÁAr
10)Give one opposite for INNER (adjective) (line 13), (0.25 points)
11) Tum the following sentence into reported speectí: (0,5 points)
Jenny saia: "We have to take more responsibriity.'
12) Tum the folkwing sertence into the active voice: _ (0,5 poinis)
I was never wamed against drugs. c^<^^ ¿í^S1- l/^K^ 1J-CL^:^ •
13) Give a question for the underiined words, • (0.5 points)
The law did atl ttie forbrddino.
14) Complete the following sentence:
If I couid go anywhere I liked, ....,„ (0.5points)
(C) PRODUCT10N (3 points)
15) WRITE A COMPOSmON (80-100 WORDS), CHOOSE ONE OF THE FOLLOWING OPTIONS, SPECIFY YOUR OPTION.
a) Strict education versus liberal eoucation,
b) Do you like being tola what lo do? Why?
fuente:rincondelvago.com
PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD
ANÁLISIS DE TEXTO EN LENGUA EXTRANJERA(INGLÉS)
Instrucciones: a) Duración: Una hora y treinta minutos.
b) La puntuación de cada pregunta está indicada en las mismas.
c) No se permite el uso de diccionario.
LEGAL DOESN'T MEAN RIGHT
I had a liberal upbringing,(educación, formación, niñez) growing up(crecer, educar) in Ireland in the 1950s and 1960s. I was free to go where I pleased, bicycling alone almost everywhere from the age of 12.I was never warned against (previnieron contra)drugs, under-age sex, (sexo para menores de edad) subversive television(subversivo, revolucionaria) or dangerous strangers, There was a nun(monja,) who told us we should never visit a man's room alone after 12 o'clock at night and an aunt who said you shouldn't marry a Protestant because they
5accept divorce, but apart from that I can scarcely remember being forbidden anything,
We lived then in an authoritarian country, where the law did all the forbidding, (prohibitivo)so our families hardly had to do any, The world has changed since then -in part for the better(para bien), in part for the worse ( para mal)- and the opposite is now common for parents raising their children. The culture now is officially liberal, so parents and educationalists (educadores) have to do all the forbidding(prohibiciones), warning(advertencia,) against the dangers that await (aguardan) careless (imprudentes) young people.
10 from unsafe sex (sexo arriesgado) to predatory horrors on the Internet.
Crueles horrors de internet
The cannabis law(la ley de la marihuana) states(afirma que) that those in possession of marijuana will not be prosecuted(enjuiciado, acusados). This is an example of how this paradox works. Once(en el pasado) the law protected us from ourselves: but as(a medida que disminuye) the protection of the law (ley, autoridad) decreases, so we have to take more responsibility (asumir más responsabilidad. Aceptar la responsabilidad de ser nuestra propia policia interior) to be our own inner police.
(A) COMPREHENSION (4 points)
a) ANSWER QUESTIONS 1-2 ACCORDING TO THE ÍNFORMATION GlVEN IN THE TEXT. USE YOUR OWN WORDS. (1 point pe answer)
What things was the writer warned against when she was young?
She said she can remember only two warnings one from a nun who said they shouldn't go alone into a man's room after 12 o'clock at night and the other from an aunt who told them not to marry a protestant because they admit divorce.
2) Why do we have to be our own inner police? The text explains that since the law is now less protective and more liberal we have to be more in charge of our lives.
b) ARE THESE STATEMENTS TRUE OR FALSE? JUSTIFY YOUR ANSWERS WITH WORDS OR PHRASES FROM THE TEKT. (0.5 points per answer)
3) The writers parents were very strict. False. “I had a liberal upbringing”
4) The writer's aunt did not approve of divorce True “…….and an aunt who …………………………….divorce” (lines 4, 5)
5) In the 1950s anü 1960s families had to fortid their children to take drugs.
6) Nowaüays the law protects young people against unsafe sex.
(B) USE OF ENGLISH (3 points)
7) Give a noun with the same root as FREE (adjective) (line 1). ^ree^. (0.25 points)
8) Find in the text one synonym for EDUCATION (noun). LA^I (0,25 points)
9) Find in the text the word which has tile following definition: , ^ (0.25 points)
"a member of a religtous community of women" (noun) •P ^o•¿";"lÁAr
10)Give one opposite for INNER (adjective) (line 13), (0.25 points)
11) Tum the following sentence into reported speectí: (0,5 points)
Jenny saia: "We have to take more responsibriity.'
12) Tum the folkwing sertence into the active voice: _ (0,5 poinis)
I was never wamed against drugs. c^<^^ ¿í^S1- l/^K^ 1J-CL^:^ •
13) Give a question for the underiined words, • (0.5 points)
The law did atl ttie forbrddino.
14) Complete the following sentence:
If I couid go anywhere I liked, ....,„ (0.5points)
(C) PRODUCT10N (3 points)
15) WRITE A COMPOSmON (80-100 WORDS), CHOOSE ONE OF THE FOLLOWING OPTIONS, SPECIFY YOUR OPTION.
a) Strict education versus liberal eoucation,
b) Do you like being tola what lo do? Why?
fuente:rincondelvago.com
expresar sentimientos en ingles
Aburrido
Bored ; Weary
Afable
Affable ; Pleasant
Agradecido
Grateful
Alegre
Happy ; Joyful ; Cheerful
Alegría
Joy
Ambicioso
Ambitious
Amor
Love
Angustioso
Distressing
Anormal
Abnormal
Ansioso ; Inquieto
Anxious
Apasionado
Extremely ; Passionately fond
Apático
Apathetic ; Indifferent
Asombrado ; Atónito
Amazed
Asombrado ; Sorprendido
Astonished
Astuto
Astute
Aterrorizado
Terrified
Autoritario
Authoritarian
Avergonzado
Ashamed
Avergonzado ; En un apuro
Embarrassed
Bueno
Good
Celoso
Jealous
Conformista
Conformist ; Orthodox
Contento
Glad
Deprimido
Depressed
Desdichado
Unhappy
Desilusionado , Decepcionado
Disappointment
Disgustado ; Afectado
Upset
Egoísta
Selfish ; Egoistic ; Egoistical
Embaucador
Deceptive ; Deceiving
Emotivo
Emotional
Encantado
Delighted
Energico
Vigorous
Enfadado
Angry
Entusiasmado ; Emocionado ; Nervioso
Excited
Envidioso
Envious
Esperanza
Hope
Felicidad
Happiness
Feliz ; Contento
Happy
Furioso
Furious
Grito
Scream
Hipócrita
Hypocritical
Humor
Mood
Impaciente ; Ansioso , Ilusionado
Eager
Impresión ; Shock
Shock
Individualista
Individualistic
Infeliz
Miserable
Inteligente
Intelligent ; Clever
Ira
Rage
Irritable
Irritable
Lástima
Pity
Llorar
To cry
Malvado
Evil ; Wicked ; Villainous
Melancólico
Melancholic ; Melancholy ; Gloomy
Miedo
Fear
Molesto ; Enfadado
Annoyed
Necesidad
Need
Nervioso
Nervous
Odio
Hate
Optimista
Optimistic
Orgullo
Pride
Orgulloso
Proud ; Arrogant ; Haughty
Pesimista
Pessimistic
Placer
Pleasure
Preocupación
Worry
Rabia ; Ira
Rage
Rebelde
Rebellious
Rencoroso
Rancorous
Risa
Laughter
Satisfecho
Satisfied
Satisfecho ; Contento
Pleased
Sentimiento
Feeling
Sonrisa
Smile
Sorprendido
Surprised
Sorpresa
Surprise
Suspiro
Sigh
Terror
Terror
Ruborizarse
To Blush
Sonreir
To smile
Triste
Sad
Tristeza
Sadness
Valiente
Valiant ; Courageous ; Brave
Vergüenza
Shame
Violento
Violent
Voluntarioso
Willing
fuente:lamansiondelingles.com
Bored ; Weary
Afable
Affable ; Pleasant
Agradecido
Grateful
Alegre
Happy ; Joyful ; Cheerful
Alegría
Joy
Ambicioso
Ambitious
Amor
Love
Angustioso
Distressing
Anormal
Abnormal
Ansioso ; Inquieto
Anxious
Apasionado
Extremely ; Passionately fond
Apático
Apathetic ; Indifferent
Asombrado ; Atónito
Amazed
Asombrado ; Sorprendido
Astonished
Astuto
Astute
Aterrorizado
Terrified
Autoritario
Authoritarian
Avergonzado
Ashamed
Avergonzado ; En un apuro
Embarrassed
Bueno
Good
Celoso
Jealous
Conformista
Conformist ; Orthodox
Contento
Glad
Deprimido
Depressed
Desdichado
Unhappy
Desilusionado , Decepcionado
Disappointment
Disgustado ; Afectado
Upset
Egoísta
Selfish ; Egoistic ; Egoistical
Embaucador
Deceptive ; Deceiving
Emotivo
Emotional
Encantado
Delighted
Energico
Vigorous
Enfadado
Angry
Entusiasmado ; Emocionado ; Nervioso
Excited
Envidioso
Envious
Esperanza
Hope
Felicidad
Happiness
Feliz ; Contento
Happy
Furioso
Furious
Grito
Scream
Hipócrita
Hypocritical
Humor
Mood
Impaciente ; Ansioso , Ilusionado
Eager
Impresión ; Shock
Shock
Individualista
Individualistic
Infeliz
Miserable
Inteligente
Intelligent ; Clever
Ira
Rage
Irritable
Irritable
Lástima
Pity
Llorar
To cry
Malvado
Evil ; Wicked ; Villainous
Melancólico
Melancholic ; Melancholy ; Gloomy
Miedo
Fear
Molesto ; Enfadado
Annoyed
Necesidad
Need
Nervioso
Nervous
Odio
Hate
Optimista
Optimistic
Orgullo
Pride
Orgulloso
Proud ; Arrogant ; Haughty
Pesimista
Pessimistic
Placer
Pleasure
Preocupación
Worry
Rabia ; Ira
Rage
Rebelde
Rebellious
Rencoroso
Rancorous
Risa
Laughter
Satisfecho
Satisfied
Satisfecho ; Contento
Pleased
Sentimiento
Feeling
Sonrisa
Smile
Sorprendido
Surprised
Sorpresa
Surprise
Suspiro
Sigh
Terror
Terror
Ruborizarse
To Blush
Sonreir
To smile
Triste
Sad
Tristeza
Sadness
Valiente
Valiant ; Courageous ; Brave
Vergüenza
Shame
Violento
Violent
Voluntarioso
Willing
fuente:lamansiondelingles.com
descripcion de persona en ingles
Adolescente
Adolescent, Teenager
Adulto/a
Adult
Adulto; Mayor
Grown-up
Alegre
Cheerful
Alto
Tall
Amable
Friendly, kind
Amable; Dulce
Sweet
Ambicioso
Ambitious
Anciano; Mayor
Elderly
Apuesto/Guapo
Handsome
Arrogante
Arrogant
Arruga
Wrinkle
Aspecto
Appearance
Atractivo
Attractive
Bajo
Short
Barba
Beard
Bebé
Baby
Bigote
Moustache
Bonachón; Afable
Good-natured
Bueno; Obediente
Well-behaved
Calvo
Bald
Carácter
Character
Chico/Niño
Boy
Chico; Niña
Girl
Comportarse/Portarse
To behave
Cruel
Cruel
De mal carácter/genio
Bad-tempered
De mediana edad
Middle-aged
Decidido
Decisive
Delgado
Thin
Distraído
Absent-minded
Divertido
Amusing
Educado
Polite
Encantador
Charming
Engreído;Vanidoso
Conceited
Entusiasta
Enthusiastic
Esbelto; Delgado
Slim
Estúpido
Stupid
Feo
Ugly
Flaco
Skinny
Generoso
Generous
Gente
People
Gordo
Fat
Gracioso
Funny
Grosero; Maleducado
Rude
Guapa/o
Beautiful
Guapo
Good-looking
Guapo(chicas,bebés); Bonito
Pretty
Hombre
Man
Inteligente
Intelligent
Joven
Young, youth
Listo
Clever
Loco
Crazy
Malo
Bad
Malo
Nasty
Malo; Malvado
Wicked
Modesto
Modest
Moreno/Oscuro
Dark
Mujer
Woman
Nervioso
Nervous
Niño/a; Pequeño/a
Toddler
Niño/Niña
Child
Optimista
Optimist
Pecas
Freckles
Pelo
Hair
Perezoso
Lazy
Persona
Person
Pesimista
Pessimist
Preocupado; Inquieto
Anxious
Rubio
Blond, fair
Señor; Caballero
Gentleman
Señora
Lady
Sensato; Razonable
Sensible
Sensible
Sensitive
Serio
Serious
Simpático
Nice
Tacaño
Mean
Tez/Cutis
Complexion
Tierno; dulce
Gentle
Tímido
Shy
Tío; Tipo
Chap
Tonto
Silly
Tranquilo
Calm, quiet
Travieso; Malo
Naughty
Valiente
Brave
Viejo
Old
fuente:lamansiondelingles.com
Adolescent, Teenager
Adulto/a
Adult
Adulto; Mayor
Grown-up
Alegre
Cheerful
Alto
Tall
Amable
Friendly, kind
Amable; Dulce
Sweet
Ambicioso
Ambitious
Anciano; Mayor
Elderly
Apuesto/Guapo
Handsome
Arrogante
Arrogant
Arruga
Wrinkle
Aspecto
Appearance
Atractivo
Attractive
Bajo
Short
Barba
Beard
Bebé
Baby
Bigote
Moustache
Bonachón; Afable
Good-natured
Bueno; Obediente
Well-behaved
Calvo
Bald
Carácter
Character
Chico/Niño
Boy
Chico; Niña
Girl
Comportarse/Portarse
To behave
Cruel
Cruel
De mal carácter/genio
Bad-tempered
De mediana edad
Middle-aged
Decidido
Decisive
Delgado
Thin
Distraído
Absent-minded
Divertido
Amusing
Educado
Polite
Encantador
Charming
Engreído;Vanidoso
Conceited
Entusiasta
Enthusiastic
Esbelto; Delgado
Slim
Estúpido
Stupid
Feo
Ugly
Flaco
Skinny
Generoso
Generous
Gente
People
Gordo
Fat
Gracioso
Funny
Grosero; Maleducado
Rude
Guapa/o
Beautiful
Guapo
Good-looking
Guapo(chicas,bebés); Bonito
Pretty
Hombre
Man
Inteligente
Intelligent
Joven
Young, youth
Listo
Clever
Loco
Crazy
Malo
Bad
Malo
Nasty
Malo; Malvado
Wicked
Modesto
Modest
Moreno/Oscuro
Dark
Mujer
Woman
Nervioso
Nervous
Niño/a; Pequeño/a
Toddler
Niño/Niña
Child
Optimista
Optimist
Pecas
Freckles
Pelo
Hair
Perezoso
Lazy
Persona
Person
Pesimista
Pessimist
Preocupado; Inquieto
Anxious
Rubio
Blond, fair
Señor; Caballero
Gentleman
Señora
Lady
Sensato; Razonable
Sensible
Sensible
Sensitive
Serio
Serious
Simpático
Nice
Tacaño
Mean
Tez/Cutis
Complexion
Tierno; dulce
Gentle
Tímido
Shy
Tío; Tipo
Chap
Tonto
Silly
Tranquilo
Calm, quiet
Travieso; Malo
Naughty
Valiente
Brave
Viejo
Old
fuente:lamansiondelingles.com
REACCION EXERGONICA
Reacción exergónica
Una reacción Exergónica es una reacción química donde la variación de la energía libre de Gibbs es negativa.1 Esto nos indica la dirección que la reacción seguirá. A temperatura y presión, constantes una reacción exergónica se define con la condición:
Que describe una reacción química que libera energía en forma de calor, luz, etc. Las reacciones exergónicas son una forma de procesos exergonicos en general o procesos espontáneos y son lo contrario de las reacciones endergónicas. Se dijo que las reacciones exergónicas trancurren espontáneamente pero esto no significa que la reacción transcurrirá sin ninguna limitación. Por ejemplo la reacción entre hidrógeno y oxigeno es muy lenta y no se observa en ausencia de un catalizador adecuado.
FUENTE:WIKIPEDIA.ORG
Una reacción Exergónica es una reacción química donde la variación de la energía libre de Gibbs es negativa.1 Esto nos indica la dirección que la reacción seguirá. A temperatura y presión, constantes una reacción exergónica se define con la condición:
Que describe una reacción química que libera energía en forma de calor, luz, etc. Las reacciones exergónicas son una forma de procesos exergonicos en general o procesos espontáneos y son lo contrario de las reacciones endergónicas. Se dijo que las reacciones exergónicas trancurren espontáneamente pero esto no significa que la reacción transcurrirá sin ninguna limitación. Por ejemplo la reacción entre hidrógeno y oxigeno es muy lenta y no se observa en ausencia de un catalizador adecuado.
FUENTE:WIKIPEDIA.ORG
domingo, 5 de septiembre de 2010
ATRACCIONES ENTRE ESPECIES QUIMICAS
Enlace químico
De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a navegación, búsqueda
Este artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas.
Puedes añadirlas así o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Enlace químico}} ~~~~
Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica.[1] Sin embargo, en la práctica los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.
Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente y el enlace iónico suelen ser descritos como "fuertes", mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como "débiles".
Ejemplo de enlaces químicos entre carbono C, hidrógeno H, y oxígeno O, representados según la estructura de Lewis. Los diagramas de punto representaron un intento temprano de describir los enlaces químicos, y aún son ampliamente usados hoy en día.Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.
En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de uno átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en iones de carga positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos. Las teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.
En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple:
En las propias palabras de Lewis:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente.
El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).
En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.[2] Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno, a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes.
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.[3] Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.
Contenido [ocultar]
1 Teoría del enlace de valencia
2 Teoría de los orbitales moleculares
3 Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares
4 Enlaces en fórmulas químicas
5 Enlaces químicos
5.1 Enlace covalente
5.2 Enlace iónico
5.3 Enlace covalente coordinado
5.4 Enlace de uno y tres electrones
5.5 Enlaces flexionados
5.6 Enlaces 3c-2e y 3c-4e
5.7 Enlace aromático
5.8 Enlace metálico
6 Enlace intermolecular
6.1 Dipolo permanente a dipolo permanente
6.2 Enlace de hidrógeno
6.3 Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)
6.4 Interacción pi-catión
7 Electrones en los enlaces químicos
8 Enlaces externos
9 Véase también
10 Referencias
11 Enlaces externos
[editar] Teoría del enlace de valencia
Artículo principal: Teoría del enlace de valencia
En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis, y la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, las tres primeras de las cuales generalmente ya eran conocidas:
1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.
2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en enlaces adicionales.
Sus tres últimas reglas eran nuevas:
4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo una función de onda de cada átomo.
5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los enlaces más fuertes.
6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayor cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a yacer en la dirección del orbital más concentrado.
A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto: "Sobre la Naturaleza del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.
[editar] Teoría de los orbitales moleculares
Artículo principal: Teoría de los orbitales moleculares
Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en la molécula de trifluoruro de boro, calculado usando Spartan.La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.
[editar] Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares
En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de orbitales moleculares. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple de la aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a la energía de enlace, y provee una representación más exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. En contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno, y iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultado completamente contrario a la evidencia física. Esto explica en parte por qué la curva de energía total versus la distancia interatómica del método de orbitales de valencia yace por encima de la curva del método de orbitales moleculares a todas las distancias y, más particularmente, para distancias mucho más grandes. Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que la energía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es aún mayor en energía que la energía de los dos átomos de flúor no enlazados.
Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en el enlace en muchos compuestos orgánicos es tan modesta que la teoría del enlace permanece como una parte integral del vocabulario del químico orgánico. Sin embargo, el trabajo de Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg mostró que la teoría de orbitales moleculares provee una descripción más apropiada de las propiedades espectroscópicas, magnéticas y de ionización de las moléculas. Las deficiencias de la teoría del enlace se hicieron aparentes cuando las moléculas hipervalentes (por ejemplo, el PF5) fueron explicadas sin el uso de los orbitales "d" que eran cruciales en el esquema de enlace basado en hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling. Los complejos metálicos y compuestos deficientes en electrones (como el diborano) también resultaron ser mejor descritos por la teoría de orbitales moleculares, aunque también se han hecho descripciones usando la teoría del enlace de valencia.
En la década de 1930, los dos métodos competían fuertemente hasta que se observó que ambas eran aproximaciones a una teoría mejor. Si se toma la estructura de enlace de valencia simple y se mezcla en todas las estructuras covalentes e iónicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales atómicos, se llega a lo que se llama la función de onda de interacción de configuración completa. Si se toma la descripción de orbital molecular simple del estado fundamental y se combina dicha función con las funciones que describen todos los estados excitados posibles usando los orbitales no ocupados que surgen del mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la función de onda de interacción de configuración completa. Puede verse que la aproximación de orbital molecular simple da demasiado peso a las estructuras iónicas, mientras que la aproximación de enlace de valencia simple le da demasiado poco. Esto puede ser descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es demasiado deslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es demasiado localizado.
Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias, cada una proveyendo sus propias perspectivas en el problema del enlace químico. Los cálculos modernos en química cuántica generalmente empiezan a partir de (pero finalmente van más allá) un orbital molecular en vez de una aproximación de enlace de valencia, no por algún tipo de superioridad intrínseca de la primera, sino porque la aproximación de orbitales moleculares es mucho más rápidamente adaptable a computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores programas de enlace de valencia disponibles.
[editar] Enlaces en fórmulas químicas
La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la fórmula molecular, los enlaces químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como isómeros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o sus constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se esté discutiendo. Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de Lewis). Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos.
[editar] Enlaces químicos
Longitudes de enlace típicas, en pm,
y energía de enlace en kJ/mol.
Información recopilada de [1].
Enlace Longitud
(pm) Energía
(kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H 74 436
H–C 109 413
H–N 101 391
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
H–Br 141 366
C — Carbono
C–H 109 413
C–C 154 348
C=C 134 614
C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 360
C–F 135 488
C–Cl 177 330
C–Br 194 288
C–I 214 216
C–S 182 272
N — Nitrógeno
N–H 101 391
N–C 147 308
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — Oxígeno
O–H 96 366
O–C 143 360
O–O 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I — Halógenos
F–H 92 568
F–F 142 158
F–C 135 488
Cl–H 127 432
Cl–C 177 330
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–C 194 288
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–C 214 216
I–I 267 151
S — Azufre
C–S 182 272
Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.
Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
[editar] Enlace covalente
Artículo principal: Enlace covalente
El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es "0"
[editar] Enlace iónico
Artículo principal: Enlace iónico
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo[4] El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
[editar] Enlace covalente coordinado
Artículo principal: Enlace covalente coordinado
En enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.
[editar] Enlace de uno y tres electrones
Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.[5]
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.[6]
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.[6]
[editar] Enlaces flexionados
Artículo principal: Enlace flexionado
Los enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios.
[editar] Enlaces 3c-2e y 3c-4e
En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro.
El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.
En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molécula o la red.
[editar] Enlace aromático
Artículo principal: Aromaticidad
En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples línes (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.
En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plana. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.
[editar] Enlace metálico
Artículo principal: Enlace metálico
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.
[editar] Enlace intermolecular
Fuerzas de van der Waals.Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.
[editar] Dipolo permanente a dipolo permanente
Artículo principal: Fuerza intermolecular
Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.
[editar] Enlace de hidrógeno
Artículo principal: Enlace de hidrógeno
Enlace de hidrógeno.En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explicar el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
[editar] Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)
Artículo principal: fuerzas de London
Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan.
[editar] Interacción pi-catión
Artículo principal: Interacción catión-pi
La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromático, y una carga positiva.
[editar] Electrones en los enlaces químicos
En el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser interpretados por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos están caracterizadas por potenciales electrostáticos continuos isótropos. Su magnitud es una proporción simple a la diferencia de cargas.
Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o la teoría del orbital molecular. Las propiedades de los átomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación. La densidad electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello está deslocalizada entre los átomos. En la teoría del enlace de valencia, los dos electrones en los dos átomos se emparejan con una fuerza de enlace que depende del traslape entre los orbitales. En la teoría del orbital molecular, la combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energías basadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotropía). Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi.
En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente polar.
[editar] Enlaces externos
W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Accedido Marzo 3, 2009.
Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Accedido Marzo 3, 2009.
Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Accedido Marzo 3, 2009.
[editar] Véase también
Reacción química
[editar] Referencias
1.↑ Campbell, Neil A.; Brad Williamson; Robin J. Heyden (2006). Biology: Exploring Life. Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall. ISBN 0-13-250882-6. http://www.phschool.com/el_marketing.html.
2.↑ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
3.↑ James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). «The Ground State of the Hydrogen Molecule». Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: pp. 825–835.
4.↑ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co.. pp. 294–295. ISBN 0-7167-3107-X.
5.↑ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
6.↑ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.
[editar] Enlaces externos
Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Enlace químico.Commons
Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico"
Categoría: Enlace químico
Categorías ocultas: Wikipedia:Artículos que necesitan referencias | Wikipedia:Artículos destacados en w:deHerramientas personales
Nuevas característicasRegistrarse/EntrarEspacios de nombres
ArtículoDiscusiónVariantesVistas
LeerEditarVer historialAcciones
Buscar
Navegación
PortadaPortal de la comunidadActualidadCambios recientesPágina aleatoriaAyudaDonacionesNotificar un errorImprimir/exportar
Crear un libroDescargar como PDFVersión para imprimirHerramientas
Lo que enlaza aquíCambios en enlazadasSubir archivoPáginas especialesEnlace permanenteCitar este artículo
Otros proyectos
Commons
En otros idiomas
العربيةБългарскиBosanskiCatalàČeskyCymraegDanskDeutschΕλληνικάEnglishEsperantoEestiفارسیSuomiFrançaisGalegoעבריתहिन्दीHrvatskiKreyòl ayisyenMagyarBahasa IndonesiaIdoÍslenskaItaliano日本語Қазақшаಕನ್ನಡ한국어LatinaLumbaartLietuviųLatviešuМакедонскиमराठीBahasa MelayuPlattdüütschNederlandsNorsk (nynorsk)Norsk (bokmål)PolskiPortuguêsRomânăРусскийSrpskohrvatski / СрпскохрватскиසිංහලSimple EnglishSlovenčinaSlovenščinaСрпски / SrpskiBasa SundaSvenskaதமிழ்తెలుగుไทยTagalogTürkçeئۇيغۇرچە / UyghurcheУкраїнськаTiếng Việtייִדיש中文.FUENTE:WIKIPEDIA.ORG
De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a navegación, búsqueda
Este artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas.
Puedes añadirlas así o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Enlace químico}} ~~~~
Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica.[1] Sin embargo, en la práctica los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.
Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente y el enlace iónico suelen ser descritos como "fuertes", mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como "débiles".
Ejemplo de enlaces químicos entre carbono C, hidrógeno H, y oxígeno O, representados según la estructura de Lewis. Los diagramas de punto representaron un intento temprano de describir los enlaces químicos, y aún son ampliamente usados hoy en día.Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.
En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de uno átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en iones de carga positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos. Las teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.
En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple:
En las propias palabras de Lewis:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente.
El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).
En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.[2] Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno, a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes.
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.[3] Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.
Contenido [ocultar]
1 Teoría del enlace de valencia
2 Teoría de los orbitales moleculares
3 Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares
4 Enlaces en fórmulas químicas
5 Enlaces químicos
5.1 Enlace covalente
5.2 Enlace iónico
5.3 Enlace covalente coordinado
5.4 Enlace de uno y tres electrones
5.5 Enlaces flexionados
5.6 Enlaces 3c-2e y 3c-4e
5.7 Enlace aromático
5.8 Enlace metálico
6 Enlace intermolecular
6.1 Dipolo permanente a dipolo permanente
6.2 Enlace de hidrógeno
6.3 Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)
6.4 Interacción pi-catión
7 Electrones en los enlaces químicos
8 Enlaces externos
9 Véase también
10 Referencias
11 Enlaces externos
[editar] Teoría del enlace de valencia
Artículo principal: Teoría del enlace de valencia
En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis, y la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, las tres primeras de las cuales generalmente ya eran conocidas:
1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.
2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en enlaces adicionales.
Sus tres últimas reglas eran nuevas:
4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo una función de onda de cada átomo.
5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los enlaces más fuertes.
6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayor cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a yacer en la dirección del orbital más concentrado.
A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto: "Sobre la Naturaleza del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.
[editar] Teoría de los orbitales moleculares
Artículo principal: Teoría de los orbitales moleculares
Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en la molécula de trifluoruro de boro, calculado usando Spartan.La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.
[editar] Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares
En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de orbitales moleculares. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple de la aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a la energía de enlace, y provee una representación más exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. En contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno, y iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultado completamente contrario a la evidencia física. Esto explica en parte por qué la curva de energía total versus la distancia interatómica del método de orbitales de valencia yace por encima de la curva del método de orbitales moleculares a todas las distancias y, más particularmente, para distancias mucho más grandes. Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que la energía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es aún mayor en energía que la energía de los dos átomos de flúor no enlazados.
Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en el enlace en muchos compuestos orgánicos es tan modesta que la teoría del enlace permanece como una parte integral del vocabulario del químico orgánico. Sin embargo, el trabajo de Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg mostró que la teoría de orbitales moleculares provee una descripción más apropiada de las propiedades espectroscópicas, magnéticas y de ionización de las moléculas. Las deficiencias de la teoría del enlace se hicieron aparentes cuando las moléculas hipervalentes (por ejemplo, el PF5) fueron explicadas sin el uso de los orbitales "d" que eran cruciales en el esquema de enlace basado en hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling. Los complejos metálicos y compuestos deficientes en electrones (como el diborano) también resultaron ser mejor descritos por la teoría de orbitales moleculares, aunque también se han hecho descripciones usando la teoría del enlace de valencia.
En la década de 1930, los dos métodos competían fuertemente hasta que se observó que ambas eran aproximaciones a una teoría mejor. Si se toma la estructura de enlace de valencia simple y se mezcla en todas las estructuras covalentes e iónicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales atómicos, se llega a lo que se llama la función de onda de interacción de configuración completa. Si se toma la descripción de orbital molecular simple del estado fundamental y se combina dicha función con las funciones que describen todos los estados excitados posibles usando los orbitales no ocupados que surgen del mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la función de onda de interacción de configuración completa. Puede verse que la aproximación de orbital molecular simple da demasiado peso a las estructuras iónicas, mientras que la aproximación de enlace de valencia simple le da demasiado poco. Esto puede ser descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es demasiado deslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es demasiado localizado.
Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias, cada una proveyendo sus propias perspectivas en el problema del enlace químico. Los cálculos modernos en química cuántica generalmente empiezan a partir de (pero finalmente van más allá) un orbital molecular en vez de una aproximación de enlace de valencia, no por algún tipo de superioridad intrínseca de la primera, sino porque la aproximación de orbitales moleculares es mucho más rápidamente adaptable a computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores programas de enlace de valencia disponibles.
[editar] Enlaces en fórmulas químicas
La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la fórmula molecular, los enlaces químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como isómeros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o sus constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se esté discutiendo. Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de Lewis). Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos.
[editar] Enlaces químicos
Longitudes de enlace típicas, en pm,
y energía de enlace en kJ/mol.
Información recopilada de [1].
Enlace Longitud
(pm) Energía
(kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H 74 436
H–C 109 413
H–N 101 391
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
H–Br 141 366
C — Carbono
C–H 109 413
C–C 154 348
C=C 134 614
C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 360
C–F 135 488
C–Cl 177 330
C–Br 194 288
C–I 214 216
C–S 182 272
N — Nitrógeno
N–H 101 391
N–C 147 308
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — Oxígeno
O–H 96 366
O–C 143 360
O–O 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I — Halógenos
F–H 92 568
F–F 142 158
F–C 135 488
Cl–H 127 432
Cl–C 177 330
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–C 194 288
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–C 214 216
I–I 267 151
S — Azufre
C–S 182 272
Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.
Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
[editar] Enlace covalente
Artículo principal: Enlace covalente
El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es "0"
[editar] Enlace iónico
Artículo principal: Enlace iónico
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo[4] El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
[editar] Enlace covalente coordinado
Artículo principal: Enlace covalente coordinado
En enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.
[editar] Enlace de uno y tres electrones
Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.[5]
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.[6]
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.[6]
[editar] Enlaces flexionados
Artículo principal: Enlace flexionado
Los enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios.
[editar] Enlaces 3c-2e y 3c-4e
En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro.
El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.
En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molécula o la red.
[editar] Enlace aromático
Artículo principal: Aromaticidad
En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples línes (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.
En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plana. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.
[editar] Enlace metálico
Artículo principal: Enlace metálico
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.
[editar] Enlace intermolecular
Fuerzas de van der Waals.Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.
[editar] Dipolo permanente a dipolo permanente
Artículo principal: Fuerza intermolecular
Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.
[editar] Enlace de hidrógeno
Artículo principal: Enlace de hidrógeno
Enlace de hidrógeno.En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explicar el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
[editar] Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)
Artículo principal: fuerzas de London
Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan.
[editar] Interacción pi-catión
Artículo principal: Interacción catión-pi
La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromático, y una carga positiva.
[editar] Electrones en los enlaces químicos
En el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser interpretados por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos están caracterizadas por potenciales electrostáticos continuos isótropos. Su magnitud es una proporción simple a la diferencia de cargas.
Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o la teoría del orbital molecular. Las propiedades de los átomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación. La densidad electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello está deslocalizada entre los átomos. En la teoría del enlace de valencia, los dos electrones en los dos átomos se emparejan con una fuerza de enlace que depende del traslape entre los orbitales. En la teoría del orbital molecular, la combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energías basadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotropía). Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi.
En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente polar.
[editar] Enlaces externos
W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Accedido Marzo 3, 2009.
Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Accedido Marzo 3, 2009.
Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Accedido Marzo 3, 2009.
[editar] Véase también
Reacción química
[editar] Referencias
1.↑ Campbell, Neil A.; Brad Williamson; Robin J. Heyden (2006). Biology: Exploring Life. Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall. ISBN 0-13-250882-6. http://www.phschool.com/el_marketing.html.
2.↑ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
3.↑ James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). «The Ground State of the Hydrogen Molecule». Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: pp. 825–835.
4.↑ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co.. pp. 294–295. ISBN 0-7167-3107-X.
5.↑ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
6.↑ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.
[editar] Enlaces externos
Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Enlace químico.Commons
Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico"
Categoría: Enlace químico
Categorías ocultas: Wikipedia:Artículos que necesitan referencias | Wikipedia:Artículos destacados en w:deHerramientas personales
Nuevas característicasRegistrarse/EntrarEspacios de nombres
ArtículoDiscusiónVariantesVistas
LeerEditarVer historialAcciones
Buscar
Navegación
PortadaPortal de la comunidadActualidadCambios recientesPágina aleatoriaAyudaDonacionesNotificar un errorImprimir/exportar
Crear un libroDescargar como PDFVersión para imprimirHerramientas
Lo que enlaza aquíCambios en enlazadasSubir archivoPáginas especialesEnlace permanenteCitar este artículo
Otros proyectos
Commons
En otros idiomas
العربيةБългарскиBosanskiCatalàČeskyCymraegDanskDeutschΕλληνικάEnglishEsperantoEestiفارسیSuomiFrançaisGalegoעבריתहिन्दीHrvatskiKreyòl ayisyenMagyarBahasa IndonesiaIdoÍslenskaItaliano日本語Қазақшаಕನ್ನಡ한국어LatinaLumbaartLietuviųLatviešuМакедонскиमराठीBahasa MelayuPlattdüütschNederlandsNorsk (nynorsk)Norsk (bokmål)PolskiPortuguêsRomânăРусскийSrpskohrvatski / СрпскохрватскиසිංහලSimple EnglishSlovenčinaSlovenščinaСрпски / SrpskiBasa SundaSvenskaதமிழ்తెలుగుไทยTagalogTürkçeئۇيغۇرچە / UyghurcheУкраїнськаTiếng Việtייִדיש中文.FUENTE:WIKIPEDIA.ORG
TIPOS DE ELEMENTOS SEGUN SUS PROPIEDADES PERIODICAS
Evolución de la tabla periódica - Presentation Transcript
1.Tabla Periódica
FECINCA
Módulo de Química
Por: MEd. Luis E. Santos
2.¿Cuántos tipos de átomos hay?
Existen tantos tipos de átomos como elemento, en la naturaleza.
Cada elemento de la tabla periódica esta constituido por un solo tipo de átomos
3.Tabla Periódica de los Elementos
Es un arreglo de los elementos químicos conocidos, organizados en base a sus propiedades.
4.Tabla Periódica de los Elementos
Su evolución ha estado muy ligada a:
1. El descubrimiento de los elementos químicos
2. El estudio de las propiedades comunes químicas
3. La comprensión del número y masa atómica
4. El estudio de las propiedades periódicas
5.Historia del descubrimiento de los elementos químicos
Fechas de descubrimiento de los elementos químicos conocidos más antiguamente
6.Clasificación de los Elementos
Finales del S. XVIII
Antonine Lavoisier (1743-1794) propuso que los elementos se podían clasificar en metales, no metales y metales de transición (metaloides).
No se conformo como regla debido a las diferencias entre propiedades químicas y físicas de cada grupo.
7.División actual de la tabla periódica por carácter metálico de los elementos
Clasificación de los Elementos
8.Triadas de Döbereiner
Inicios del S. XIX
Johann WolfgangDöbereiner (1780-1849)
1817 - 1827 encontró que existían grupos de 3 elementos que poseían propiedades químicas similares, en los cuales la media de los “pesos atómicos” del primero y el último, era similar al intermedio (Ca, Sr, Ba - Cl, Br, I – S, Se, Te – Li, Na, K)
Propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros de la tríada (Ley de Tríadas). … para 1850 se encontraron mas de 20 triadas
9.Triadas de Döbereiner
10.Hélice o Tornillo de Elementos
Alexandre-EmileBéguyer de Chancourtois
En 1864 construyó una hélice de papel, en la que los elementos conocidos estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica)
Cuando la hélice estaba enrollada sobre un cilindro vertical, se encontraban correspondencias cada 16 unidades, de tal forma que los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, demostrando una clase de periodicidad.
11.Hélice o Tornillo de Elementos
Esta disposición también se conoce como Tornillo Telúrico
12.Octavas de Newlands
John Alexander Reina Newlands
En 1864 demostró que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (sin el hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero, similar a lo ocurrido en la escala musical occidental.
Formulo la ley de las octavas en que se mostraba un orden de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
13.Octavas de Newlands
Las octavas de Newlands solamente se cumplen a cabalidad hasta llegar al Calcio y poco a poco experimentan irregularidades a medida que se avanza después de este elemento.
14.Tabla Periódica “Moderna”
Dos científicos que trabajaron independientemente y produjeron resultados similares en la misma época: el alemán Lothar Meyer o el ruso DmitriMendeleiev, diseñaron por separado lo que hoy en día se consideran las primeras versiones de la tabla periódica moderna.
15.Tabla de Mendeleiev
En 1869 Dmitri Ivánovich Mendeleiev publicó su primera Tabla Periódica en la cual clasifico los 63 elementos conocidos hasta esa fecha según: el orden creciente de sus masas atómicas y las similitudes en sus propiedades químicas (familias).
16.Tabla de Mendeleiev
Mendeleiev logro predecir la existencia y propiedades de elementos, aun desconocidos para 1869, gracias a su ordenamiento periódico (Galio, Germanio, Escandio y Tecnecio).
En la versión de 1872, Mendeleiev consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
17.Tabla de Mendeleiev
TablaPeriódica de Mendeleev de 1872
18.Otras Versiones No Tan Exitosas
19.Ley Periódica de los Elementos
Henry Moseley (1867-1919) fue el primero en comprobar experimentalmente que el orden de los elementos en el sistema periódico (número atómico) esta relacionado con las propiedades de la estructura atómica de cada elemento, gracias a sus estudios sobre los espectros de rayos X en 1913.
A partir de aquí se formula la Ley Periódica de los Elementos, en que se basa nuestra Tabla Periódica Actual.
20.Ley Periódica de los Elementos
LeyPeriódica:
Las propiedades, tantofísicascomoquímicas, de los elementosvaríanperiódicamente al aumentarel númeroatómico.
21.LosPeriodosde elementos son lasfilashorizontales de la tablaperiódica.
Las propiedades de los elementosvarían de izquierda a derecha a lo largo de la tablaperiódica.
En la izquierda, la tablaperiódicainicia con metalesmuyreactivos, y abanzapaulatinamenteperdiendolaspropiedadesmatálicas, hastallegar al ladoderechodonde se ubican los no metales y porúltimo un gas noble no reactivo.
Periodos de elementos
22.Tabla Periódica Actual
Grupos
Periodos
Las propiedadesperiódicasexplican la similitud en reactividad.
23.Grupos o familias
Las columnasverticales de elementos en la tablaperiódica son llamadasgrupos o familias.
Los elementos en el mismogrupo o familiatienenpropiedadesquímicassimilares.
Los elementosrepresentativospertenecen a los dos primerosgrupos y los últimosseis.
Estos son designadoscomogrupos “A” o grupos 1,2,13-18.
24.Grupos o Familias
25.Metales alcalinos
26.Metales alcalinotérreos
27.Grupo del boro
28.Grupo del carbono
29.Grupo del nitrógeno
30.Grupo del oxígeno
31.Halógenos
32.Gases nobles
33.Algunas Propiedades Periódicas
Carácter Metálico
Radio Atómico
Configuración Electrónica
Número de Electrones de Valencia
Energía de Ionización
Afinidad Electrónica
34.Carácter Metálico
Metales – sustanciasbrillantes, buenosconductores del calor y la electricidad, maleables y dúctiles. Ejemplo: Cu, Fe, Au, etc…
No-metales – sustanciasopacas, malosconductores de la electricidady el calor, no maleablesnidúctiles. Ejemplo; C, S, F, etc…
Metaloides – Elementosquetienentantopropiedades de metales, como de no metales. Ejemplo: Si, Ge, etc…
35.La tablaperiódicaactual, muestra la división entre metales, no-metales y metaloides.
Carácter Metálico
36.Carácter Metálico
37.CarácterMetálico
Es unaindicación de la habilidad de los átomos de donarelectrones.
Aumentaconforme se baja en un grupo.
Disminuyede izquierda a derecha en un periodo.
38.Radio atómico
El radio atómicoaumenta al bajar en un grupo – másniveles de energíasignficaque el átomoesmásgrande.
El radio atómicodisminuye a lo largo de un periodo – aumenta la carga nuclear.
39.Radio atómico
gráfica de radio atómico en función del número atómico.
40.Comportamiento Periódico
41.ConfiguraciónElectrónicaPeriódica
42.Electrones de Valencia
43.Electrones de valencia
En los elementosrepresentativos:
Los elementos en cadagrupo de la tablaperiódicatienenigualnúmero de electrones de valencia.
La configuraciónelectrónicaes similar entre los elementos de un mismogrupo, por lo quetienencomportamientoquímico similar
44.Estructura de Lewis de los elementos representativos
La Estructura de Lewis muestra el símbolo del elementorodeadopor un número de puntosigual al número de electrones de valencia del átomo de eseelemento.
45.Energía de ionización
Es la cantidad de energíarequeridapara remover un electrónde un átomo en estadogaseoso.
Los gases nobles – energía de ionizaciónmásalta.
Metalesalcalinos – energía de ionizaciónmásbaja.
46.Afinidad Electrónica
Es la cantidad de energíaliberadacuando un átomo en estadogaseosoadquiere un electrón extra.
Entre másnegativa, mayor liberación de energía y masfacilidadparaadquirirelectrones.
Luis + Follow
1288 views, 0 favs, 1 embed
Related
GRADO 10. PROPIEDADES PERIODICAS
314 views
Mídias sociais no Rotary: Fortalecer comunidades, unir continentes
1739 views
Brazil Infrastructure Investment Summit 2010
487 views
Unidad nº 2 tabla periodica
190 views
Bloque II Tema21 A
2302 views
Tabla Periodica1
6070 views
Historia de la tabla periódica
113959 views
Tabla Periodica 2
21639 views
Bloque II Tema13 2 Revolucion
7147 views
Sistema Periódico
976 views
Periodicidad
1335 views
Recommended More by user
Guía de estudio de nomenclatura inorgánica 2010
1288 views
Quimica 1 (atomo cuantico)
432 views
Quimica 1 (generalidades del átomo)
866 views
Fundamentos de Química
474 views
Repaso Sobre Notacion Científica Conversiones y Unidades
1810 views
View all presentations from this user
About this presentation
Usage Rights
© All Rights Reserved
Stats
0
Favorites0
Comments39
Downloads1,269
Views on
SlideShare19
Views on
Embeds1,288
Total Views Embed views
19 views on http://www.slideshare.net
Accessibility
View text version
Additional Details
Uploaded via SlideShare Uploaded as Microsoft PowerPoint Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriateSelect your reason for flagging this presentation as inappropriate. If needed, use the feedback form to let us know more details.
None Pornographic Defamatory Illegal/Unlawful Spam Other Terms Of Service Violation Cancel
File a copyright complaint
Categories
Entertainment
Education
Tags
ciencia qumica tabla peridica
Follow SlideShare
Twitter
Facebook
SlideShare Blog
1
tweet 0
shares 0
shares WordPress
Blogger
More
options
FUENTE;SLIDESHARE.NET
1.Tabla Periódica
FECINCA
Módulo de Química
Por: MEd. Luis E. Santos
2.¿Cuántos tipos de átomos hay?
Existen tantos tipos de átomos como elemento, en la naturaleza.
Cada elemento de la tabla periódica esta constituido por un solo tipo de átomos
3.Tabla Periódica de los Elementos
Es un arreglo de los elementos químicos conocidos, organizados en base a sus propiedades.
4.Tabla Periódica de los Elementos
Su evolución ha estado muy ligada a:
1. El descubrimiento de los elementos químicos
2. El estudio de las propiedades comunes químicas
3. La comprensión del número y masa atómica
4. El estudio de las propiedades periódicas
5.Historia del descubrimiento de los elementos químicos
Fechas de descubrimiento de los elementos químicos conocidos más antiguamente
6.Clasificación de los Elementos
Finales del S. XVIII
Antonine Lavoisier (1743-1794) propuso que los elementos se podían clasificar en metales, no metales y metales de transición (metaloides).
No se conformo como regla debido a las diferencias entre propiedades químicas y físicas de cada grupo.
7.División actual de la tabla periódica por carácter metálico de los elementos
Clasificación de los Elementos
8.Triadas de Döbereiner
Inicios del S. XIX
Johann WolfgangDöbereiner (1780-1849)
1817 - 1827 encontró que existían grupos de 3 elementos que poseían propiedades químicas similares, en los cuales la media de los “pesos atómicos” del primero y el último, era similar al intermedio (Ca, Sr, Ba - Cl, Br, I – S, Se, Te – Li, Na, K)
Propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros de la tríada (Ley de Tríadas). … para 1850 se encontraron mas de 20 triadas
9.Triadas de Döbereiner
10.Hélice o Tornillo de Elementos
Alexandre-EmileBéguyer de Chancourtois
En 1864 construyó una hélice de papel, en la que los elementos conocidos estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica)
Cuando la hélice estaba enrollada sobre un cilindro vertical, se encontraban correspondencias cada 16 unidades, de tal forma que los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, demostrando una clase de periodicidad.
11.Hélice o Tornillo de Elementos
Esta disposición también se conoce como Tornillo Telúrico
12.Octavas de Newlands
John Alexander Reina Newlands
En 1864 demostró que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (sin el hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero, similar a lo ocurrido en la escala musical occidental.
Formulo la ley de las octavas en que se mostraba un orden de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
13.Octavas de Newlands
Las octavas de Newlands solamente se cumplen a cabalidad hasta llegar al Calcio y poco a poco experimentan irregularidades a medida que se avanza después de este elemento.
14.Tabla Periódica “Moderna”
Dos científicos que trabajaron independientemente y produjeron resultados similares en la misma época: el alemán Lothar Meyer o el ruso DmitriMendeleiev, diseñaron por separado lo que hoy en día se consideran las primeras versiones de la tabla periódica moderna.
15.Tabla de Mendeleiev
En 1869 Dmitri Ivánovich Mendeleiev publicó su primera Tabla Periódica en la cual clasifico los 63 elementos conocidos hasta esa fecha según: el orden creciente de sus masas atómicas y las similitudes en sus propiedades químicas (familias).
16.Tabla de Mendeleiev
Mendeleiev logro predecir la existencia y propiedades de elementos, aun desconocidos para 1869, gracias a su ordenamiento periódico (Galio, Germanio, Escandio y Tecnecio).
En la versión de 1872, Mendeleiev consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
17.Tabla de Mendeleiev
TablaPeriódica de Mendeleev de 1872
18.Otras Versiones No Tan Exitosas
19.Ley Periódica de los Elementos
Henry Moseley (1867-1919) fue el primero en comprobar experimentalmente que el orden de los elementos en el sistema periódico (número atómico) esta relacionado con las propiedades de la estructura atómica de cada elemento, gracias a sus estudios sobre los espectros de rayos X en 1913.
A partir de aquí se formula la Ley Periódica de los Elementos, en que se basa nuestra Tabla Periódica Actual.
20.Ley Periódica de los Elementos
LeyPeriódica:
Las propiedades, tantofísicascomoquímicas, de los elementosvaríanperiódicamente al aumentarel númeroatómico.
21.LosPeriodosde elementos son lasfilashorizontales de la tablaperiódica.
Las propiedades de los elementosvarían de izquierda a derecha a lo largo de la tablaperiódica.
En la izquierda, la tablaperiódicainicia con metalesmuyreactivos, y abanzapaulatinamenteperdiendolaspropiedadesmatálicas, hastallegar al ladoderechodonde se ubican los no metales y porúltimo un gas noble no reactivo.
Periodos de elementos
22.Tabla Periódica Actual
Grupos
Periodos
Las propiedadesperiódicasexplican la similitud en reactividad.
23.Grupos o familias
Las columnasverticales de elementos en la tablaperiódica son llamadasgrupos o familias.
Los elementos en el mismogrupo o familiatienenpropiedadesquímicassimilares.
Los elementosrepresentativospertenecen a los dos primerosgrupos y los últimosseis.
Estos son designadoscomogrupos “A” o grupos 1,2,13-18.
24.Grupos o Familias
25.Metales alcalinos
26.Metales alcalinotérreos
27.Grupo del boro
28.Grupo del carbono
29.Grupo del nitrógeno
30.Grupo del oxígeno
31.Halógenos
32.Gases nobles
33.Algunas Propiedades Periódicas
Carácter Metálico
Radio Atómico
Configuración Electrónica
Número de Electrones de Valencia
Energía de Ionización
Afinidad Electrónica
34.Carácter Metálico
Metales – sustanciasbrillantes, buenosconductores del calor y la electricidad, maleables y dúctiles. Ejemplo: Cu, Fe, Au, etc…
No-metales – sustanciasopacas, malosconductores de la electricidady el calor, no maleablesnidúctiles. Ejemplo; C, S, F, etc…
Metaloides – Elementosquetienentantopropiedades de metales, como de no metales. Ejemplo: Si, Ge, etc…
35.La tablaperiódicaactual, muestra la división entre metales, no-metales y metaloides.
Carácter Metálico
36.Carácter Metálico
37.CarácterMetálico
Es unaindicación de la habilidad de los átomos de donarelectrones.
Aumentaconforme se baja en un grupo.
Disminuyede izquierda a derecha en un periodo.
38.Radio atómico
El radio atómicoaumenta al bajar en un grupo – másniveles de energíasignficaque el átomoesmásgrande.
El radio atómicodisminuye a lo largo de un periodo – aumenta la carga nuclear.
39.Radio atómico
gráfica de radio atómico en función del número atómico.
40.Comportamiento Periódico
41.ConfiguraciónElectrónicaPeriódica
42.Electrones de Valencia
43.Electrones de valencia
En los elementosrepresentativos:
Los elementos en cadagrupo de la tablaperiódicatienenigualnúmero de electrones de valencia.
La configuraciónelectrónicaes similar entre los elementos de un mismogrupo, por lo quetienencomportamientoquímico similar
44.Estructura de Lewis de los elementos representativos
La Estructura de Lewis muestra el símbolo del elementorodeadopor un número de puntosigual al número de electrones de valencia del átomo de eseelemento.
45.Energía de ionización
Es la cantidad de energíarequeridapara remover un electrónde un átomo en estadogaseoso.
Los gases nobles – energía de ionizaciónmásalta.
Metalesalcalinos – energía de ionizaciónmásbaja.
46.Afinidad Electrónica
Es la cantidad de energíaliberadacuando un átomo en estadogaseosoadquiere un electrón extra.
Entre másnegativa, mayor liberación de energía y masfacilidadparaadquirirelectrones.
Luis + Follow
1288 views, 0 favs, 1 embed
Related
GRADO 10. PROPIEDADES PERIODICAS
314 views
Mídias sociais no Rotary: Fortalecer comunidades, unir continentes
1739 views
Brazil Infrastructure Investment Summit 2010
487 views
Unidad nº 2 tabla periodica
190 views
Bloque II Tema21 A
2302 views
Tabla Periodica1
6070 views
Historia de la tabla periódica
113959 views
Tabla Periodica 2
21639 views
Bloque II Tema13 2 Revolucion
7147 views
Sistema Periódico
976 views
Periodicidad
1335 views
Recommended More by user
Guía de estudio de nomenclatura inorgánica 2010
1288 views
Quimica 1 (atomo cuantico)
432 views
Quimica 1 (generalidades del átomo)
866 views
Fundamentos de Química
474 views
Repaso Sobre Notacion Científica Conversiones y Unidades
1810 views
View all presentations from this user
About this presentation
Usage Rights
© All Rights Reserved
Stats
0
Favorites0
Comments39
Downloads1,269
Views on
SlideShare19
Views on
Embeds1,288
Total Views Embed views
19 views on http://www.slideshare.net
Accessibility
View text version
Additional Details
Uploaded via SlideShare Uploaded as Microsoft PowerPoint Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriateSelect your reason for flagging this presentation as inappropriate. If needed, use the feedback form to let us know more details.
None Pornographic Defamatory Illegal/Unlawful Spam Other Terms Of Service Violation Cancel
File a copyright complaint
Categories
Entertainment
Education
Tags
ciencia qumica tabla peridica
Follow SlideShare
SlideShare Blog
1
tweet 0
shares 0
shares WordPress
Blogger
More
options
FUENTE;SLIDESHARE.NET
Suscribirse a:
Entradas (Atom)
