lunes, 31 de octubre de 2011

ESTRUCTURA DE LEWIS*

La representación de una molécula o ion, formada a partir de los átomos constituyentes, mostrando sólo los electrones de valencia (los electrones de la capa más externa), se denomina estructuras de Lewis. Al hacer que los átomos compartan o transfieran electrones, se trata de dar a cada átomo la estructura electrónica de un gas noble. Por ejemplo, se asignan a los átomos de hidrógeno dos electrones porque al hacerlo se le da la estructura del helio. A los átomos de carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor se les asignan ocho electrones porque al hacerlo tendrán la estructura electrónica del neón.

El número de electrones de valencia de un átomo se puede obtener a partir de la tabla periódica, ya que es igual al número de grupo del átomo. Por ejemplo, el carbono está en el grupo IVA y tiene cuatro electrones de valencia; el flúor en el grupo VIIA tiene siete; el hidrógeno en el grupo IA tiene uno.

Si la estructura es un ion, se agregan o eliminan para darle la carga apropiada.

Si es necesario, se utilizan enlaces múltiples para dar a los átomos la estructura de el gas noble. El ion carbonato ilustra este caso:

Las moléculas orgánicas eteno (C2H4) y etino (C2H2) tienen un enlace doble y triple, respectivamente.

Las moléculas más simples tienen un átomo central que queda rodeado por el resto de átomos de la molécula. En las moléculas formadas por varios átomos de un elemento y uno sólo de otro elemento diferente, éste último es el átomo central. En los compuestos creados por átomos diferentes de diferentes elementos, el menos electronegativo es el átomo central, exceptuando el hidrógeno. Por ejemplo, en el dicloruro de tionilo ( SOCl2), el átomo central es el azufre. Generalmente, en estas moléculas sencillas primero hay que unir cada átomo no central con el central mediante un enlace simple.
En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto aparecen más de una vez en la molécula. En estas ocasiones, la determinación de cuáles átomos se encuentran unidos a cuáles átomos se debe realizar de algún otro modo, ya sea por prueba y error o mediante el conocimiento previo de estructuras que puedan resultar similares o/y diferentes.
Cuando la estructura de Lewis es molecular hay que utilizar formulas adecuadas. El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo. Los electrones que no se encuentran en la capa de valencia de un determinado átomo no se representan.

ENLACES*

ENLACE COVALENTE*
El enlace covalente se debe a la compartición de electrones, que experimentan
simultaneamente atracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos o
más átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el sistema
resultante sea más estable que los átomos por separado

Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos
fundamentales del mismo:*Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el
número total de átomos de ésta.

*La geometría de la molécula.

*La energía de la molécula.

ENLACE POLAR*

El enlace químico covalente polar es el enlace entre dos átomos de diferente electronegatividad que hace que la densidad de carga electrónica sea mayor entorno al de mayor electronegatividad, Por ejemplo el agua es una molécula que tiene un enlace covalente polar entre el oxígeno y el hidrógeno. Esta diferente densidad electrónica genera un momento dipolar que es el responsable de las fuerzas de unión intermoleculares que explican por ejemplo la diferente facilidad de una sustancia covalente polar para pasar de fase líquida a gas respecto a otra molécula análoga pero con una distribución de densidad electrónica menos polarizada.

ENLACE NO POLAR*

Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno, la cual está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. Otro ejemplo, pero con átomos diferentes, es el metano. La electronegatividad del carbono es 2.5 y la del hidrógeno es 2.1; la diferencia entre ellos es de 0.4 (menor de 0.5), por lo que el enlace se considera no polar. Además el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñas diferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.



ELECTRONEGATIVIDAD*

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.

Tambien se dice que es una medida de la tendencia de un átomo (o una molécula) para atraer electrones. En la tabla, disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha. El menos electronegativo es el Cesio y el más electronegativo es el Flúor. Según las electronegatividades relativas de los átomos que participan de un enlace serán las características de éste.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:
  • Iónico (diferencia superior o igual a 1.7)
  • Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4)
  • Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
La electronegatividad  de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos). La electronegatividad tiene numerosas aplicaciones tanto en las energías de enlaces, como en las predicciones de la polaridad de los enlaces y las moléculas y, también, en la racionalización de los tipos de reacciones que pueden experimentar las especies químicas.

TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD*

miércoles, 12 de octubre de 2011

ESPECTROS DE EMISION*

OBJETIVO: Observar los espectros de cada elemento


MATERIAL:
*cloruro de bario
*cloruro de cobre
*cloruro de estroncio
*cloruro de sodio
*cloruro de potasio
*2 vasos de precipitado
*plato de porcelana
*agitador
*espectroescopio
*acido cloridrico

PROCEDIMIENTO:
*Encender el mechero
*Limpiar el alambre
*Despues tomar un poco de cloruro de potasio y acercarlo al fuego y se observara por medio del espectroescopio los espectros que se forman.
*Continuamos con el cloruro de sodio, despues con el de cobre, el de bario y el de estroncio y de la misma manera lo acercamos al fuego y observamos con el espectroescopio para ver los espectros formandos.

OBSERVACIONES:
Los colores observados fueron:

POTASIO:
*verde, morado, azul, anaranjado, verde azulado, rojo.

SODIO:
*anaranjado rojizo, con un poco de morado y ligeramente verde y estan separados.

COBRE:
*rojo, amarillo, verde, morado azulado.

BARIO:
*anaranjado,verde morado y rojo estan separados

ESTRONCIO:
*rojo, amarillo verde, azul y estan juntos.

LAMPARA DE NEON:
*rojo, verde, amrillo, azul

LAMPARA DE DE ARGON:
*morado, rojo, anaranjado, verde, rosa

LAMPARA DE HIDROGENO:
*rojo, verde azulado, morado


miércoles, 5 de octubre de 2011

VIDEOS DE LAS TEORIAS*

THOMPSON*
http://www.youtube.com/watch?v=9zHJ1x-A-gk&feature=player_detailpage

BOHR*
http://www.youtube.com/watch?v=eU7cUke_SxQ&feature=player_detailpage

DALTON*
http://www.youtube.com/watch?v=e7xG3TvepUQ&feature=player_detailpage

RUTHERFORD*
http://www.youtube.com/watch?v=Pc0LWkUWPI8&feature=player_detailpage

TEORIAS DEL ATOMO*

TEORIA DE:
DALTON
TOMSON




MODELO










POSTULADO
*La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.

*Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).

*Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
*Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla

*Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
* Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
*Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
* Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
* Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).





DIFERENCIA

Pensaba que la materia estaba formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, los cuales no se pueden dividir ni destruir por reacciones químicas.
Para Dalton, los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propia masa y cualidades propias.

Thompson descubrió que los átomos no eran simples esferas sólidas, descubrió la existencia de particulas atómicas con carga eléctrica negativa en el átomo a las cuales denominó electrones







TEORIA DE:
RUTHERFORD
BOHR




MODELO










POSTULADO
El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.
Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos).
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo,.
*Los electrones giran alrededor del núcleo a una distancia fija describiendo órbitas circulares, también denominados niveles estacionarios.
 *Al girar los electrones en sus órbitas no emiten ni consumen energía.
*Si el átomo recibe un aporte de energía  desde el exterior, el electrón absorbe  energía.
 *El electrón vuelve a un nivel estacionario original y emite una cantidad de energía equivalente a la que absorbió para subir de nivel, està energía se emite como luz.





DIFERENCIA

Rutherford demostró que los átomos también presentaban partículas positivas, a los que denominó "protones". En el modelo propuesto por Rutherford los protones están concentrados en una pequeña área situada en el centro del átomo, es conocido como el modelo del budín con pasas.
Niels Bohr, modificó el modelo de Rutherford cuando propuso que cada electrón de un átomo dispone de una cantidad fija de energía, que lo mantiene en movimiento alrededor del núcleo, dentro de una región llamada nivel energético. En el modelo de Bohr, los niveles de energía que rodean al núcleo pueden compararse con las capas de una cebolla