estructura lewis Karla Andrea Cruz Romero

También llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o 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 interactua 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 molécula, y la distancia que hay entre cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo y lineas que se trazan entre los átomos que se unen entre si. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en lugar de lineas.Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una linea 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 ves en 1916 en su articulo La molécula y el átomo        

La Regla del Octeto....

Regla del Octeto

La regla del octeto dice que todos los átomos tienden a tener 8 electrones en las "capas mas externas", o sea, tienden a ser el gas noble de su periodo o el gas noble anterior en caso de perder electrones.

Esto es útil para realizar las formulas de Lewis y para comprender el por que de las valencias de los átomos cuando forman aniones y cationes, pero, porqué la regla del octeto….

Todos los átomos tienen una serie de orbitales atómicos que se van llenando. El llenado sigue una regla, que dice que los orbitales s se llenan con 2 electrones de spin opuesto, y que los p se llenan con tres electrones de un mismo spin y luego con otros tres de spin opuesto.

Es decir, que queda algo así (donde N es el numero de periodo)

N s2 Np6:
Ns...||
Np...||..||..||

Como ves, en total hay 8 electrones, ahora, si vas a una tabla periódica y te fijas en las configuraciones electrónicas, notaras que N siempre coincide con el periodo, y que si el átomo tiene electrones en orbitales d o f, nunca N coincide con el periodo.

Ejemplo:

• Molécula de cloro (Cl2)
  La molécula de cloro comparte 1 par de electrones en la capa más externa, adquiriendo el octeto electrónico y máxima estabilidad.

Enlace Iónico...

Enlace Iónico

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.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio.

Se forma así el compuesto NaCl o sal común. En realidad reaccionan muchos átomos de sodio con muchos átomos de cloro, formándose muchos iones de cargas opuestas y cada uno se rodea del máximo número posible de iones de signo contrario: Cada ion Cl- se rodea de seis iones Na+ y cada ion Na+ de seis iones Cl-. Este conjunto ordenado de iones constituye la red cristalina de la sal común.

teoria atomica :)

HISTORIA DE LA TEORIA ATOMICA

Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran indivisibles. Es así, como Demócrito formula la teoría de que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que llamó átomos (del griego átomos, indivisible).


En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva teoría sobre la constitución de la materia. Según Dalton toda la materia se podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos estarían constituidos por unidades fundamentales, que en honor a Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos se constituirían de moléculas, cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y constantes. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran partículas indivisibles.


El modelo atómico de Thomsom.
Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga


En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.
El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.


Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.
2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

QUINTANAR GONZALEZ KARLA MARIELY

ORBITALES
Poco tiempo después de que Shrödinger hizo su propuesta en 1926, los seguidores de la mecánica cuántica eludieron dar una interpretación física precisa a la función de onda del electrón. Fue Max Born, unos cuantos meses después, quien indicó que podría darse un significado físico preciso al cuadrado de y . Si y2 es grande en una unidad de volumen del espacio, la probabilidad de encontrar un electrón en ese volumen es grande; se dice que la densidad de probabilidad es grande. A la inversa, si para otro volumen unitario de espacio es pequeña, la probabilidad de encontrar al electrón ahí es baja. Las gráficas de y2 en tres dimensiones generan las formas conocidas de los orbitales atómicos s, p, d y f.

Los orbitales s y p son, con mucho, los más importantes en la formación de las moléculas orgánicas, y nuestro estudio se limitará únicamente a éstos.

Un orbital es una región del espacio en donde la probabilidad de encontrar a un electrón es alta. Las formas de los orbitales s y p se muestran en las figuras siguientes. Existe una probabilidad finita, pero muy pequeña, de encontrar un electrón a mayores distancias del núcleo. Los volúmenes que se utilizan para ilustrar a un orbital, son aquellos que contendrán al electrón 90 a 95% del tiempo.

Ambos orbitales 1s y 2s son esferas (lo mismo que todos los orbitales s superiores). El signo de la función de onda, y1s, es positivo (+) en todo el orbital 1s. El orbital 2s contiene una superficie nodal, es decir, un área en donde y=0. En la posición interna del orbital 2s, y2s es negativa.