Regla del Octeto

Regla del Octeto

Capa de Valencia

Representación del último nivel de energía de la configuración electrónica de un elemento, incluyendo únicamente los orbitales “ s y p”. Por ejemplo el Mg:

Configuración Capa de Valencia

₁₂Mg 1s²/2s²2p⁶/3s² 3s²

Electrones de Valencia
Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia.
Por ejemplo el magnesio que tiene una capa de valencia 3s², tiene 2 electrones de valencia.

Elemento Capa de Valencia Electrones de Valencia

Mg 3s² 2

Cl 3s² 3p⁵ 7

Al 3s² 3p¹ 3

O 2s² 2p⁴ 6

Estructura de LEWIS
La estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones de valencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteriscos.

El número de electrones de valencia de los elementos representativos es igual al grupo donde se encuentran.

Un átomo puede tener una o más estructuras de Lewis, que corresponde a las diferentes posibilidades de acomodo de los electrones de valencia.
Alrededor del simbolo existen cuatro lados imaginarios (un cuadrado) y existe la capacidad de dos electrones por lado (la estructura de Lewis de un átomo puede tener hasta 8 electrones de valencia).

Regla del octeto
En la representación de la estructura de Lewis de un átomo individual, el máximo de electrones que pueden representarse alrededor del símbolo son 8, los únicos que cumplen con esta condición son los gases nobles (grupo VIII A).
Cuando los átomos se unen para formar moléculas, los únicos que completan el octeto o los ocho electrones son los elementos no metálicos (los que se escriben a la derecha en las moléculas binarias y en el centro en las ternarias).La regla del octeto se aplica cuando se escribe la estructura de Lewis de un compuesto.

Valencia
Número de electrones encontrados en el nivel más externo de un átomo (último nivel de energía), que pueden compartirse con otro átomo para formar enlaces químicos.

La valencia puede ser negativa o positiva, positiva cuando tenga menos de 4 electrones y es capaz de donarlos y negativa cuando tiene más de 4 electrones y tiene la capacidad de aceptar electrones para completar el octeto.

Elemento	Electrones de Valencia	VALENCIA
Mg	2	+2
Cl	7	-1
Al	3	+3
O	6	-2

Por ejemplo, el Al del grupo III A, tiene 3 electrones de Valencia, su valencia es +3 y el cloro del grupo VIIA tiene 7 electrones de valencia y su valencia es -1.

Al⁺³ Cl^-1 Al⁺³Cl^-1₃ AlCl₃

La Valencia se representa con un signo que indica si se ganan (-) o se pierden (+) electrones, y por un número que son la cantidad de electrones ganados o perdidos. En el ejemplo anterior un átomo de aluminio se enlaza con tres átomos de cloro, el aluminio cede un electrón a cada cloro (3 electrones en total) y cada uno de los cloros aceptan un electrón.

La Valencia se define también, como la capacidad de combinación de un á

Por ejemplo el Magnesio, con Valencia +2, se combina con dos átomos de bromo a la vez, y el bromo que tiene valencia -1, se combina con un átomo a la vez.

Mg⁺² Br^-1 Mg⁺²Br^-1₂ MgBr₂

Las moléculas tienen naturaleza neutra y para balancear las cargas o valencias se emplean los subíndices.

Al escribir las moléculas, el metal va a la izquierda con valencia positiva y el no metal del lado derecho con valencia negativa.

Na⁺¹Cl^-1

El metal es el sodio y el no metal es el cloro.

En Conclusión: La regla del octeto conciste en que un átomo de metal acomplete 8 electrones en el último orbital; los gases nobles no entran en esta regla.

Reporte de práctica

Práctica de laboratorio

• Material

1. Tubos de ensaye
2. Mechero
3. Probeta
4. Gotero
5. Agua Mineral
6. Rejilla de Asbesto
7. Soporte Universal
8. Azufre
9. Granaya de Zinc
10. Óxido de Calcio
11. Magnesio
12. Aluminio
13. Hierro
14. Indicador

• Objetivo

Volver óxidos los metales

• Hipótesis

Al calentarse los metales y agregarles el indicador, se hacen óxidos.

• Procedimiento

Se agrega el metal al tubo de ensaye ó se sujetan con una pinzas especiales para que pueda hacer reacción con el fuego, después se hecha al tubo de ensaye para ver que sucede con el metal, de esta manera se agrega oxigeno al metal y finalmente se hace óxido. Podremos medir el grado de acidez que tiene cada elemento con los colores del PH.

• Observaciones

El óxido de magnesio es un ácido débil debido a que su color mantiene un rango de color azul y verde, el indicador con el agua mineral es un ácido débil.

• Análisis

La coloración de los materiales con el indicador tomaban diferentes tonalidades de morado, verde y azul.

• Conclusión

El indicador eso es lo que hace nos indica la coloración que agarra cada elemento para saber su nivel de acidez.

PH

PH

Concepto del pH: El pH es la medida convencional de la actividad de los hidrogeniones, esto es, de la acidez o alcalinidad de una solución. Cuando el agua pura se disocia, se producen simultáneamente, y en igual número, iones de hidrógenos (H+) y de oxidrilos (OH-), de tal modo que para cualquier temperatura se cumple la relación que indicamos:

K = {[H+].[OH-] / [H2O]}

Una solución es ácida cuando es [H+] > [OH-]

Una solución es neutra cuando es [H+] = [OH-]
Una solución es básica cuando es [H+] < [OH-]


Colores del PH

BIBLIOGRAFÍA.

• QUÍMICA BÁSICA, James E. Brady, Editorial Limusa, México (1988).
• QUÍMICA GENERAL MODERNA, Babor - Ibarz, Editorial Marín S.A., España (1979).
• QUÍMICA, Raymond Chang, McGraw - Hill, Inc. México (1994).
• ATLAS DE QUÍMICA, M.A. Febrer Canals, Ediciones Jover, S.A. - Barcelona, 1988

Oxidos, bases y ácidos

Óxidos, Bases y Ácidos

Ácidos

Este concepto define a un ácido como un compuesto que produce iones H+ en solución acuosa y una base como un compuesto que produce iones OH- en una solución de agua. La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua. Un ácido o base fuerte es aquél que se disocia completamente en los iones de agua.
Los óxidos de muchos no metales reaccionan con el agua para formar ácidos y, consecuentemente, se llama óxidos ácidos o anhídridos de ácido. Ejemplo:
N2O5 + H2O & 2H+ + 2NO-3
Los óxidos metálicos se disuelven en el agua para formar hidróxidos. Los óxidos metálicos se llaman óxidos básicos o anhídridos de bases. Ejemplo:
Na2O + H2O & 2Na+ +2OH-

Bases

Lewis determinó una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un Ion. Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base.
Las sustancias que son bases en el sistema de Bronsted también son bases de acuerdo con el sistema de Lewis. No obstante, la definición de Lewis de un ácido amplía el número de sustancias que se clasifican como ácidos. Un ácido de Lewis posee un orbital desocupado capaz de aceptar pares de electrones de la base.
Las especies químicas que funcionan como ácidos de Lewis, incluyen las siguientes:
Las moléculas o átomos que poseen octetos incompletos
Varios cationes sencillos
Algunos átomos metálicos

Óxidos

Un hidróxido o una base es el resultado de la combinación de un óxido metálico (óxido básico) con agua. Los hidróxidos son compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos): un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando uno o más grupos OH (grupos hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo número de átomos de oxígeno que de hidrógeno.
Hidróxidos bien conocidos son la sosa cáustica (hidróxido de sodio) y, el más común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de calcio).

El esquema de la formación de un hidróxido por reacción de un óxido básico con agua es:



Lo que hacen los albañiles cuando echan agua a cal viva es provocar una reacción química como la que hemos escrito:



Características de los hidróxidos o bases:

• El ión o radical hidroxilo (OH-) los caracteriza.
• Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón).
• Son resbaladizas al tacto.
• Con el indicador anaranjado de metilo aparece coloración amarilla, la fenolftaleína presenta coloración roja intensa y con el tornasol cambia a color azul.
• Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa (son electrólitos).
• Generalmente son corrosivas.
• Poseen propiedades detergentes y jabonosas.
• Disuelven los aceites y el azufre.
• Reaccionan con los ácidos para producir sales.

Modelo de Conductividad

Modelo de Conductividad

Algunas sustancias se ionizan en forma más completa que otras y por lo mismo conducen mejor la corriente. Cada ácido, base o sal tienen su curva característica de concentración contra conductividad.

Son buenos conductores: los ácidos, bases y sales inorgánicas: HCl, NaOH, NaCl, Na₂CO₃ ....etc.

Son malos conductores: Las moléculas de sustancias orgánicas que por la naturaleza de sus enlaces son no iónicas: como la sacarosa, el benceno, los hidrocarburos, los carbohidratos.... etc, estas sustancias, no se ionizan en el agua y por lo tanto no conducen la corriente eléctrica.

Conductividad = Conductancia de la muestra * k
k = d/A
k: Constante de la celda
d: distancia de la separación de los electrodos
A: Area de los electrodos
Así, un electrodo de 1 cm de separación y con area de 1 cm , tendrá una k = 1





Conductímetro manual o automático que se base en un puente de Wheastone para medir la conductividad o la conductancia de la muestra. Debera tener corrección automática o manual para la temperatura Ya que las lecturas se refieren a 25 ° C. La lectura puede ser analógica o digital.

Modelo de Solvatación

Modelo de Solvatación

La solvatación separa el compuesto. Proceso que consiste en la atracción y agrupación de las moléculas que conforman un disolvente.

EJEMPLO:

El modelo de solvatación con H2O (Agua) depende de la orintación que tengan el Hidrógeno y el Oxígeno, El H es negativo por lo tanto se atrae al positivo, y el O es positivo por lotanto se atrae con el negativo.

Estos modelos se deben de hacer con iones ya que con ellos sabemos la orientación que van a tomar el H y el O.

Con este modelo se realizan el Ánodo (-) y el Cátodo(+).
El Ánodo se refiere a la oxidación de los elementos y el Cátodo a su Reducción.

Espectros de Absorción y Emisión

Espectros de Absorción y Emisión

Cuando hacemos pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto llamado dispersión que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente.

La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran.

Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometidos a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. El siguiente gráfico muestra el espectro de emisión del sodio:

El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elemento concreto es siempre el mismo, incluso si el elemento forma parte de un compuesto complejo y cada elemento produce su propio espectro diferente al de cualquier otro elemento. Esto significa que cada elemento tiene su propia firma espectral.

Si hacemos pasar la luz blanca por una sustancia antes de atravesar el prisma sólo pasarán aquellas longitudes de onda que no hayan sido absorbidas por dicha sustancia y obtendremos el espectro de absorción de dicha sustancia. El gráfico siguiente muestra el espectro de absorción del sodio:

Observa que el sodio absorbe las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir.

La regularidad encontrada en los espectros discontinuos supone un apoyo muy importante para comprender la estructura de los átomos.

Estructura de Lewis

Modelo de Lewis

Los gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no requieren compartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa de valencia ocho electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia.

Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando moléculas diatómicas. Veamos por qué.

Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo uno para lograr completar los ocho, que según la Regla del Octeto, le dan estabilidad.

Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente con esos dos electrones que se comparten entre ambos átomos.

Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de electrones fue propuesta por Lewis, y sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del enlace químico.

Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de Oxígeno

Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE.

De manera análoga, la formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante el modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos completen el octeto.

Modelo cuántico

Modelo Cuántico

este modelo determina la localización de los electrones en orbitales en torno al núcleo. Define el nivel del orbital, su forma geométrica, y su orientación en el espacio tridimensional.

Los parámetro de localización se les llaman números cuánticos, los cuales identifican la ubicación del electrón diferencial del átomo, y son:



“ n “ = representa los niveles de energía. (desde 1 hasta 7)
“ l “ = representa las formas geométricas de los orbitales (va de cero hasta n-1)
“ m “ = representa la orientación en el espacio de estos orbitales (desde – l hasta + l pasando por cero)
“ s” = representa el sentido de giro del electrón sobre su propio eje ( + ½ y – ½ )



Nombres de los números cuánticos

“ n “ = número cuántico principal
“ l “ = número cuántico secundario
“ m “ = número cuántico magnético
“ s” = sentido de su giro (sobre su propio eje) spin

Modelos átomicos

Modelos atómicos

Modelo de Dalton:

El modelo de Dalton decía que el átomo era macizo y que era una esféra blanca, desconocia si tenia al gún tipo de carga.

Postulados

• Indestructible
• Indivisible
• No se ve a simple vista

Diferencias

• Indestructible
• No tiene carga

Modelo de Thompson



Este modelo era llamado también el "Pudín de pasas", ya que se tenía el conociemiento de que tenía carga negativa y positiva, lo que se desconocía era la manera en la que estaba acomodada.

Postulados

• Se descubrió que tenía carga negativa
• Descubrió que tenía una particula más pequeña: el electrón (e-).
• El electrón tene masa y carga positiva
• Como la materia es electricamente neutra, deduce que debe de tener carga positiva.

Diferencias

• Había electrones
• El átomo tenía carga

Modelo de Rutherford



Basado en los resultados del experimento de Geiger y Marsden, Rutherford elaboró un nuevo modelo del átomo, conocido como el átomo nuclear, cuyas características son:

1.     La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo está centrada en una región muy pequeña llamada: núcleo. La mayor parte de un átomo es un espacio vacío.

2.     La magnitud de una carga positiva es diferente para los distintos átomos y es aproximadamente la mitad de la masa atómica del elemento.

3.     Fuera del núcleo existen tantos electrones como unidades de carga positiva hay en el núcleo. El átomo en su conjunto eléctricamente neutro.

El modelo atómico de Rutherford sugirió la existencia de partículas fundamentales de la materia cargadas positivamente en los núcleos del átomo: los protones. En 1932, James Chadwick demostró la existencia de una nueva radiación penetrante que consistía en enlace de partículas neutras. Estas partículas llamadas neutrones, procedían de los núcleos de átomos.

Un hecho importante del modelo de Rutherford es que esta nunca dice como se mueven los electrones alrededor del núcleo ni tampoco explica por qué los electrones no se colapsan con el núcleo. Desde tal punto de vista este modelo es totalmente inestable.

Postulados

• La mayor parte del átomo estaba vacío.
• El núcleo es grande y pesado.
• Los electrones se encuentran girando alrededor de el núcleo.
• Descubrimiento de otra partícula protones con carga eléctrica positiva.
• El átomo no es compacto, tiene un espacio muy grande entre los protones y los electrones.
• Electrones se encuentran girando en forma elíptica.

Diferencias

• Había un núcleo.
• Los electrones tenían movimiento.

Modelo de Bohr

• Fuerzas
• Carga eléctrica
• Campo Magnético
• Centrífuga y Centrípeta
• Espectros continuos y descontinuos

Postulados

• Los electrones (e-) se mueven en niveles estacionarios de energía.
• No todos los niveles de energía son permitidos dependiendo de la enegía que tenga el e-.
• La cantidad de energía que absorbe el e- lo desprende, se llama "fotón".