FORMULAS BALANCEADAS

OXIDOS METÁLICOS

2Ca + O2 ---> 2CaO

2Mg + O2 -^-> 2MgO + ^ + luz

2Zn +O2 -^-> 2ZnO

4Al + 3O2 -^-> 2Al2O3

BASES

CaO + H2O ---> Ca(OH)2

MgO + H2O ---> Mg(OH)2

Zn +H2O --->Zn(OH)2

Al2O3 + 3H2O ---> 2Al(OH)3

OXIDO NO METÁLICO

2S + 3O2 --->2SO3

C + O2 ---> CO2

SO3 + H2O ---> H2SO4

CO2 + H2O ---> H2CO3

Práctica

Objetivo: Formar óxidos metales y no metales
              Formar ácidos y bases de los metales y no metales

Observaciones:
El Zinc cambió de color de gris a amarillo al quemarlo decolorándose al vez el fondo de rojo; Después lo introducimos al Indicador Universal transformándose en azul fuerte. Ésto indica que es una base fuerte.

El Magnesio no cambió de color al quemarlo pero al introducirlo al Indicador Universal cambió al color azul con morado.Ésto indica que es una base fuerte.

El Aluminio adelgazó al quemarlo y al la vez se hizo más flexible, al introducirlo al Indicador Universal  cambió a un color verde obscuro. Ésto indica que es una base.

El Potasio cambió de color morado al introducirlo en el Indicador Universal, el color que tenía era muy concentrado indicando que éste era una base fuerte.

El Cloruro de calcio no cambió al quemarlo pero al introducirlo al Indicador Universal cambió al color azul marino. Ésto indica que es una base fuerte.

Al quemar el Óxido de azufre y mantener el gas de éste dentro del vaso de precipitado con el Indicador Universal, se combinó y cambió de color amarillo. Al repetir éste procesamiento cambió del color amarillo a naranja y así sucesivamente hasta cambiar al color rojo, indicando que éste es un ácido fuerte.

                                                                    

Al agregar Sodio al agua con el Indicador Universal, el sodio empezó a girar con fuerza alrededor de de vaso de precipitado disolviéndose en éste y transformándose en un color azul marino, indicando que es una base.

PRACTICA: ESPECTROS (ANÁLISIS DE LA FLAMA)

Observaciones

Sustancia                                         Flama                                    Espectrometro                 

Cloruro Cuproso                           Verde                Verde,Morado, Rojo y Amarillo

                                                                                                                                                                          Cloruro de Estroncio                  Rojo                   Morado,Verde, Amarillo y Rojo

Cloruro de Estaño                        Morado            Morado, Verde, Amarillo, Naranja

Cloruro de Potasio                       Naranja           Naranja, Verde, Azul, Morado

Cloruro De Estaño

Cloruro De Estroncio

Cloruro Cruposo

Cloruro De Potasio

Gas del Tubo                          Color                       Espectrometro

Hidrógeno                                Rosa           Rojo, Amarillo,Morado,Rosa, Azul, Verde

 Argón                                        Rojo            Rojo, Rosa,Morado,Verde agua, Verde, Naranja

 Neón                                          Morado      Rojo,Verde,Morado, Amarillo, Naranja

                                            

EL MODELO ATÓMICO DE BOHR

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:

1. Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.
2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.
4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular de acuerdo con la siguiente ecuación:

2n²

http://www.youtube.com/watch?v=eU7cUke_SxQ

TIPOS DE ESPECTROS

Si un haz de rayos luminosos atraviesa primero una rendija y después un prisma óptico, experimentará una descomposición en tantos rayos distintos como colores tenga la luz compleja inicial. Recogiendo en una pantalla, o en una placa fotográfica todos los rayos de luz que salen del prisma, se obtendrán una serie de rayas o bandas diversamente coloreadas que no son otra cosa que las imágenes de la  rendija inicial.

Estas imágenes reciben el nombre de rayas espectrales, y al conjunto de todas ellas se le denomina espectro. Según eso el espectro es el análisis de las distintas radiaciones o longitudes de onda emitidas por un foco luminoso.

CLASES DE ESPECTROS

Los espectros pueden ser :

De emisión: Si son originados por radiaciones emitidas por cuerpos incandescentes. Se dividen en:

Continuos: Si poseen todos los colores de la luz blanca (rojo, anaranjado, amarillo, verde azul, índigo,  y violeta.) En general los espectros continuos de emisión proceden de sólidos y líquidos incandescentes.

Discontinuos: Si solamente contienen algunos colores de los siete que componen el espectro visible. Estos pueden ser:

De bandas: Si la franja coloreada es suficientemente ancha. Proceden de gases y vapores en forma molecular.

 De rayas: Si la franja coloreada se reduce a una línea. Proceden de gases y vapores en forma atómica.
En realidad, los espectros de bandas están constituidos por una  serie de rayas muy próximas entre sí, pudiendo resolverse la banda si la dispersión es grande.

De absorción: Son los obtenidos por absorción parcial de las radiaciones  emitidas por un foco luminoso cuando la luz producida por él atraviesa una sustancia en estado gaseoso, ya que todo gas o vapor absorbe, a cualquier temperatura, las mismas radiaciones que es capaz de emitir si estuviera incandescente.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

Descubrimiento del electrón (descubierto en el año 1897; en 1898 Thomson propuso un modelo atómico, que tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica.

Thomson suponía que los electrones se distribuía de una forma uniforme alrededor del átomo, conocido este modelo como Pastel de pasas, teoría de estructura atómica la cual Thomson  descubre el electrón antes que se descubrirse el portón  y el neutrón..

Si observamos este modelo, veremos que el átomo se compone por electrones de carga negativa  en el átomo positivo, tal se aprecia en el modelo de pasas de budín.

Si pensamos que el átomo no deja de ser un sistema material, con una cierta energía interna, es por eso que esta energía provoca un grado de vibración de los electrones contenidos que contiene su estructura atómica, si se enfoca desde este punto de vista el modelo atómico de Thomson se puede afirmar que es muy dinámico por consecuencia de la gran movilidad de los electrones en el “seno” de la mencionada estructura.

Para lograr una interpretación del modelo atómico desde un ángulo microscópico, entonces se puede definir como una estructura estática, ya que los mismos se encuentran atrapados dentro del “seno” de la masa que define la carga positiva del átomo.

El modelo de Thomson era parecido a un pastel de Frutas: los electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga positiva,La carga negativa del electrón era la misma que la carga positiva de la esfera, es por esto que se deduce que el átomo era neutro.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.


El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.


Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10^-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10^-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia.

Para analizar cual era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento:

El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto.

http://www.youtube.com/watch?v=dK6luoWwqac