QUIMICA

RADIO ATOMICO

Radio Atómico

Es la distancia que existe entre el núcleo y la capa más externa (capa de valencia). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo.

En los grupos, el radio atómico aumenta directamente con su número atómico y números de niveles o sea de arriba hacía abajo.

En los períodos el radio atómico disminuye a medida que aumenta su número atómico o sea de izquierda a derecha. Esto se debe a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

CARACTER METALICO

Carácter Metálico:
El carácter metálico se puede definir como una transición gradual en el carácter de los elementos, el cual se basa en el nivel metálico de cada uno de los mismos, ya que, estos son poco electronegativos, es decir que cede fácilmente electrones. Éste se puede observar en la Tabla Periódica, a través de la variación del aumento del carácter metálico, de derecha a izquierda y de arriba hacia abajo, surgiendo así un cambio gradual en las propiedades de los elementos. Siendo de esta manera los elementos mas metálicos son los Alcalinos y Alcalino-térreos.

PODER REDUCTOR

El poder reductor se refiere a la capacidad de ciertas biomoléculas de actuar como donadoras de electrones o receptoras de protones en reacciones metabólicas de óxido-reducción.

Durante el catabolismo, las reacciones de oxidación arrancan electrones y protones de los sustratos, que van a parar a ciertos coenzimas que se «cargan» (se reducen) con ellos. Estos coenzimas reducidos poseen ahora poder reductor, ya que acabarán cediendo sus electrones y protones, proceso imprescindible para generar energía o para las reacciones anabólicas; es decir, los electrones y protones transportados por los coenzimas pueden cederse:

a la cadena respiratoria, con lo que se generará energía (ATP)
a otro sustratos que se reducirá (anabolismo)

En biología, al estudiar el metabolismo, es esencial comprender las reacciones redox o de oxidación y reducción. En ellas podemos observar como una especie se oxida mientras otra se reduce.

Las reacciones del catabolismo son fundamentalmente reacciones de oxidación. Sin embargo, los procesos de oxidación y de reducción son conjugados y no se dan por separado. Para que un sustrato se oxide debe haber alguna molécula que se reduzca.

Estas moléculas, las llamamos moléculas de poder reductor, actúan como conjugado del sustrato para formar un par redox. Suelen ser derivados de vitaminas, y los más usuales son el NADH, el NADPH, el FMNH₂ y el FADH₂ (derivados de la vitamina B).

Estas moléculas van a tener gran importancia en la respiración celular, ya que sus formas reducidas aportarán los electrones para conseguir ATP (hipótesis quimiosmótica de Mitchell), así como otros procesos, como la formación de gliceraldehido-3-fosfato en el ciclo de Calvin.

PODER OXIDANTE

Un agente oxidante o comburente es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones electroquímicas o de reducción-oxidación. En estas reacciones, el compuesto oxidante se reduce.

Básicamente:

El oxidante se reduce, gana electrones.
El reductor se oxida, pierde electrones.
Todos los componentes de la reacción tienen un número de oxidación.
En estas reacciones se da un intercambio de electrones.

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.

El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:

X_M = 0,0085 (P.I. + A.E.)

AFINIDAD ELECTRONICA

La afinidad electrónica de un elemento (AE), puede definirse como:

La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión de carga 1-

La convención es asignar un valor positivo cuando se absorbe energía y un valor negativo cuando se libera y caso todos los elementos no tienen afinidad por un electrón adicional, por tanto, su afinidad electrónica es igual a cero. La afinidad electrónica de los elementos He y Cloro puede representarse como:

He(g) + e- x He- (g) AE = 0 kj/mol

Cl(g) + e- → Cl- (g) + 349 kj AE = -349 kj/mol

La primera ecuación nos dice que el Helio no admitirá un electrón. La segunda ecuación nos dice que cuando una mol de átomo de cloro gaseoso gana un electrón para formar iones cloruro gaseoso, se libera (exotérmico) 349 kj de energía.

La afinidad electrónica comprende la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro. Así como el proceso por el cual un átomo neutro X gana un electrón.

X(g) + e- →X-(g) (AE)

no es el inverso del proceso de ionización

X+(g) + e- →X(g) ( inverso de EI1)

El primer proceso comienza con un átomo neutro en tanto que el segundo comienza con un ión positivo; por tanto, los valores de EI1 y de la AE no son simplemente iguales pero de signo contrario. En la figura 6.3 vemos que, al recorrer un periódo de la tabla periódica la afinidad electrónica se vuelve, en general,más negativa de izquierda a derecha ( excluyendo a los gases nobles), lo cual significa que casi todos los elementos representativos de los grupos 1A a 7ª muestran gran atracción por un electrón extra de izquierda a derecha. La afinidad electrónica más negativa corresponde a los átomos de los halógenos, cuya configuración electrónica más externa es ns2np5, los cuales forman aniones estables con configuración de gas noble, ns2np6 al ganar un electrón.

Los elementos con afinidad electrónica muy negativa gana electrones con facilidad formando iones negativos (aniones).

La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo como la energía de ionización, pero es difícil medirla.

ENERGIA DE IONIZACION

ENERGIA DE IONIZACION

La energía de ionización, potencial de ionización o E_I es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado gaseoso.¹ La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

$\ A_{(g)} + E_{I} \to A^+_{(g)} \ + 1 \bar e$ .

Siendo $A_{(g)}$ los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; $E_I$ , la energía de ionización y $\bar e$ un electrón.

Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electronvoltios, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10^-19 C × 1 V = 1,6 × 10^-19 J

En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s² y s² p³, respectivamente.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.