Sustancia | Estado físico | P. F | P.E | Agua | Alcohol | Acetona | Solo | Disolución | Tipo de enlace |
Cloruro de Na | Solido | 1074K (801°C) | 1738K (1465°C) | Si | No | Si | No | No | Covalente |
Cloruro de k | Solido | 1049 K (776°C) | 1770 K (1496.85°C) | Si | No | Si | Si | No | Iónico |
Cloruro de Cu | Solido | ----- | ----- | No | Si | Si | Si | No | Iónico |
Cloruro de Mg | Solido | 987 K (713,85°C) | 1685 K (271,465°C) | Si | Si | Si | No | No | Covalente |
Nitrato de Na | Solido | 581 K (308 °C) | 653,15 K (380 °C) | No | No | No | No | No | Covalente |
Nitrato de K | Solido | 607 K (334 °C) | 673 K (400 °C) | Si | Si | Si | No | No | Covalente |
Azúcar | Solido | 459 K (185,85°C) | 459 K | Si | Si | No | No | No | Covalente |
Azufre | Solido | 388,36 K | 717,87 K | No | No | Si | No | No | Covalente |
Carbón | Solido | 3800 K | 5100 K | Si | Si | Si | No | No | Covalente |
Alcohol | Solido | 260 °C | 197 °C. | Si | No | No | Covalente | ||
Acetona | Solido | 178.2 K (-94.9 °C) | 329.4 K (56.3 °C) | No | No | Covalente | |||
Agua | Solido | ----- | ----- | Si | No | Iónico | |||
Talco | Solido | 900°C | ----- | Si | Si | Si | No | No | Covalente |
Aceite | Solido | ----- | 100°C | No | No | No | Covalente | ||
Cloruro de Calcio | Solido | 1045,15 K (772 °C) | 2208,15 K (1935 °C) | No | No | Si | No | No | Covalente |
Nitrato de Calcio | Solido | 42.7ºC | 132ºC | Si | Si | Si | No | No | Covalente |
Acido Citrico | Solido | 448 K (175 °C) | ----- | Si | si | Si | no | Si | Covalente |
martes, 15 de noviembre de 2011
practica:
jueves, 3 de noviembre de 2011
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.
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
ESTRUCTURA DE LEWIS:
La Estructura de Lewis, o puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o ALDA representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.
Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (ultima capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble). Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.
Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su orbital con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia, por lo general colocando los orbitales extra en subniveles.
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.
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
ESTRUCTURA DE LEWIS:
La Estructura de Lewis, o puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o ALDA representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.
Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (ultima capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble). Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.
Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su orbital con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia, por lo general colocando los orbitales extra en subniveles.
tipos de enlaces
enlace metalico:
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonl compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.
Enlace covalente:
El enlace covalente es la unión que como resultado de la compartición de uno o más pares de electrones se establece entre dos átomos. De esta forma, distinguimos entre enlace simple o sencillo , enlace doble o enlace triple.
Según la T.E.V. (Teoría del Enlace de valencia) la compartición de electrones en un enlace covalente se produce por el solapamiento de dos orbitales de dos átomos que están semiocupados (en cuyo caso el spin del electrón de cada orbital ha de ser antiparalelo) o de un orbital lleno y otro vacío. El enlace formado en este último caso recibe el nombre de enlace covalente coordinado o dativo. En cualquier caso, el solapamiento puede ser:
F Frontal: si los dos orbitales atómicos se superponen enfrentados por sus extremos. El enlace que se forma en este caso se denomina s y la densidad electrónica es máxima entre los núcleos.
F Lateral: si los dos orbitales atómicos se superponen paralelamente, de forma que la densidad electrónica sea máxima por encima y por debajo de la línea internuclear. Este enlace se denomina p, y es más débil (su energía de enlace es menor) que el s.
Un enlace sencillo es siempre s, mientras que en un enlace múltiple sólo uno de los enlaces es s y el resto son enlaces p
Enlace ionico:
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. |
jueves, 13 de octubre de 2011
espectros
Objetivo: Observar los espectros de 8 sustancias
SALES:
*Cloruro de Sodio
*Cloruro de Potasio
*Cloruro de estroncio
*Cloruro de Bario
*Cloruro de Cobre
*Lampara de Hidrogeno
*Lampra de Neon
*Lampara de Cobre
Antecedentes:
SALES:
*Cloruro de Sodio
*Cloruro de Potasio
*Cloruro de estroncio
*Cloruro de Bario
*Cloruro de Cobre
*Lampara de Hidrogeno
*Lampra de Neon
*Lampara de Cobre
Antecedentes:
Espectro continuo
Cuando se descompone la luz blanca del sol con la ayuda de un prisma, se observa un abanico de colores. Se dice que la luz blanca posee un espectro continuo porque se pasa de un color al otro sin interrupción en la sucesión de colores. Experimentalmente, se constata que todo cuerpo (gaseoso o sólido) sometido a altas presiones y altas temperaturas, emite un espectro continuo de luz.
Espectro discontinuo
El espectro discontinuo, está formado por una serie de rayas cuya complejidad depende del número de electrones que posee el átomo. Para el hidrogeno cuyo espectro atómico es el más sencillo se observan varias rayas en la región visible, aunque tiene también otras líneas en el infrarrojo y en la ultravioleta
Si se calienta un metal, producirá luz visible que de pende de la temperatura a la que se encuentra (roja oscura, roja blanquecina, violeta). El pirómetro óptico emplea esta propiedad para medir la temperatura. Si se examina esta luz con un espectroscopio se observa un espectro continuo que contiene luz de todas las longitudes de onda.
La luz blanca emitida por un filamento incandescente produce también un espectro continuo
Hipotesis:
Diferentes espectros de las sustancias
Materiales :
-mechero
-vaso presipitado 400 ml
-vaso presipitado 40 ml
-manguera
-papel
-vasija de porcelana
-alambre de nicro...
-espectroscopio
-acido cloridrico
PROCEDIMIENTO:
*Ver atravez del espectroscopio la luz blanca
*Colocar en el alambre de nicro.. un poco de Cloruro de Sodio, y hacercarlo a que se queme en el mechero , mientras esto sucede una compañera deve de estar viendo a traves del espectroscopio .
* Limpiar el alambre de nicro.. sumergiendolo en agua y luego en al Acido Cloridrico , luego secarlo con un papel , hacer el mismo procedimiento con todas las sales.
*Para ver los espectros de las lamparas solo se necesita hecercarnos lo sufieciente en cada una de ellas.
OBSERVACIONES:
LUZ BLANCA
Colores continuos : rojo, amarillo, naranja , azul
CLORURO DE SODIO:
Flama de color verde ; colores rojo, naranja, verde
CLORURO DE POTASIO
Narnaja , ausencia de color (negro) verde azul
CLORURO DE ESTRONCIO
Flama roja; colores rojo , naranja , ausencia de color, verde, azul.
CLORURO DE VARIO
Rojo, amarillo, verde , azul
CLRURO DE COBRE
Flama azul verdoso; colores rojo, azul, verde intenso
LAMPARA DE ARGON
Morado, verde, amrillo, naranja , rojo
LAMPARA DE NEON
Rojo intenso deteriorandose
LAMPARA DE HIDROGENO
Morado, azul, amarillo, rojo
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