ETAPA 3- LA TABLA PERIÓDICA Y EL ÁTOMO.

Teoria atómica y energía radiomagnetica

a) ¿Que es la energía radiomagnetica y de que manera se utiliza?

 R= es la energía que se transmite de un lugar a otro por medio de la luz, se utiliza en rayos x la luz blanca de las bombillas. 

b) ¿Que es una onda? 

R= es como las olas en el océano, una onda particular esta caracterizada por 3 propiedades. c)¿Que es longitud de onda? 

R= es la distancia entre 2 picos de onda consecutivos. 

d)¿Que es frecuencia de onda?

 R= indica cuantos picos de onda atraviesan cierto punto durante un periodo dado 

e)¿Que es velocidad de onda? 

R= indica que tan rápido avanza el pico a través del agua. 

f) ¿Que es un foton?, ¿Cual es su comportamiento? 

R= es una corriente de paquetes pequeños de energia. 

g) ¿Como se comporta la luz?

 R= no se comporta como si fuera una onda, es como un haz de luz que viaja a través del espacio. 

 Partículas Subatómicas

 

Modelos Atómicos.

Dalton. 

 El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1803 por Jonh Dalton. El modelo permitió aclarar por primera vez por que las sustancias químicas reaccionaban en proporciones espometricas y por que cuando 2 sustancias reaccionan para formar 2 o más compuestos.     

 

Thomson 

 El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. El átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo se pensaba que los electrones de distribuían uniformemente al rededor del átomo.

 

 Rutherford 

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extranuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

 Bohr

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo. Fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos.

 Schrödinger

 El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

Electronegatividad

Es la medida de la capacidad de un átomo para atraer a los electrónes, cuando forma un enlace químico en una molécula. La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico.

Radio Atómico. 

Esta definido como la mitad de la distancia entre dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo.

Energía de Ionización 

Es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado gaseoso. 

Los némeros cuánticos y los tipos de orbitales

 

Explicación de los números cuánticos. 

http://www.youtube.com/watch?v=KJmlJb1bqps.

 

 

 

ETAPA 4- ENLACE QUÍMICO.

Enlaces Químicos.

Es una fuerza que mantiene juntos grupos de dos o más átomos y que hacen que         funcionen como una unidad. Es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas,que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho.

                                                                                        

     

Estructura de Lewis.  

Es una representación de una molécula que muestra como estan ordenados los electrónes de valencia entre los átomos de la molécula. Es una representacion gráfica que muestra los pares de electrónes de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante para predecir estabilidades relativas.

  

Electrones de valencia.

Son las partes que se encuentran en la ultima orbita. Son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía del átomo, siendo estos los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma especie. Los electrones en los niveles de energía externos son aquellos que serán utilizados en la formación de compuestos y a los cuales se les denomina como electrones de valencia.

 

 Unión de los átomos.

 Pueden interaccionar de diversas maneras para formar agregados. Se consideran ejemplos para ilustrar vrios tipos de enlaces químicos. 

 

 Enlaces químicos.

Enlace covalente polar:  En un enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que otro. Esto depende de la electronegatividad de los átomos que se enlazan. 

Enlace iónico: Es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. 

 Enlace covalente: Entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficiente.

Enlace covalente 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.

 

Regla de Octeto.

Se requieren ocho electrones para respetar esta regla. La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.