ENLACE IÓNICO

Ejercicios de enlace iónico
Este tipo de enlace es aquel que resulta de la atracción electrostática entre un catión y un anión. El átomo de sodio cede un electrón al cloro, por lo que se convierten en iones Na+ y Cl-

Na - 1e ---> Na+ Cl + 1e ---> Cl-

Al transferir el sodio su único electrón de la última capa al átomo de cloro obtienen ambos la estructura electrónica estable correspondiente a la del gas noble mas próximo, en este caso el neón para el sodio y el argón para el cloro. El enlace iónico se presenta principalmente cuando se une un metal con un no metal.

Cristal

Durante la formación de un compuesto iónico, los iones positivos y negativos están empaquetados en un patrón regular repetitivo que equilibra las fuerzas de atracción y repulsión entre los iones. Este empaquetamiento de partículas forma un cristal iónico.
En el cristal co-existen un gran número de iones positivos y negativos. La fuerte atracción de iones positivos y negativos en un compuesto iónico genera una red cristalina, la cual es una organización geométrica tridimensional de partículas. En dicha red, cada ión positivo está rodeado de iones negativos y cada uno de éstos está rodeado de iones positivos. Dado que las fuerzas eléctricas son de mayor intensidad es necesario un gran aporte energético para separar sus iones. Por lo tanto en los compuestos iónicos no hay moléculas individuales sino que se forman estructuras cristalinas sólidas a temperatura ambiente. El punto de fusión, el punto de ebullición y la dureza son propiedades físicas que dependen de la fuerza de atracción de las partículas entre sí. Debido a que los enlaces iónicos son relativamente fuertes los cristales generados requieren una gran cantidad de energía para dividirse, por lo tanto, los cristales iónicos tienen altos puntos e fusión y ebullición comparados con los de las sustancias covalentes. Esta es la razón de que la sal de mesa no se funda al calentarla mientras que el azúcar sí.

ÁCIDOS, BASES Y NEUTRALIZACIÓN

Introducción
Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta investigación introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.
Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio.

Hipótesis
Tenemos como teoría que al colocarle a una sustancia indicador universal con agua destilada, ésta mezcla cambiará de color indicandonos si esa sustancia es un ácido o una base.
Al juntar un ácido y un base obtenemos una reaccion de neutralizacion con agua (H2O) y sales.

Objetivo
Nuestro principal obejtivo es lograr identificar todas las sustancias en ácidos y bases, tambien queremos lograr una reacción de neutralización.

Materiales
1.-Diferentes tipos de sustancias
2.- Indicador universal
3.- Agua destilada
4.- Hidróxido de amonio
5.- Ácido acético
6.- Tubos de ensayo
7.- Gradilla de tubos de ensayo
8.- Pipetas de 1 ml
9.- Vasos de precipitados de 50 ml

Procedimiento
1.- Colocamos una mezcla de agua destilada con 2 ó 3 gotas de indicador universal en cada tubo de ensayo.
2.- Posteriormente colocamos unas gotas de cada sustancia en un tubo de ensayo diferente.
3.- Agitar y observar la coloración de la mezcla
4.- Anotar datos
5.- Vertir en un tubo de ensayo limpio un poco de Hidróxido de amonio seguido de 4 gotas de indicador universal, agitar y observar el color que toma la mezcla, posteriormente agregar gota a gota el ácido acético hasta que la mezcla cambie su color a verde.

Tabla de Datos

Sustancia	Color de la mezcla	Tipo de sustancia
BOING	ROJO	ÁCIDO
SHAMPOO	NARANJA	ÁCIDO
JABÓN EN POLVO	ÍNDIGO	BASE
JITOMATE	ROJO	ÁCIDO
JUGO DE LIMÓN	ROJO	ÁCIDO
LECHE	AMARILLO	ÁCIDO
MANDARINA	ROJO	ÁCIDO
CLORO	AMARILLO	ÁCIDO
REFRESCO DE LIMÓN	ROJO	ÁCIDO
FABULOSO	VERDE CLARO	ÁCIDO
AZÚCAR	VERDE	NEUTRO

Conclusión
Con esta práctica pudimos clasificar todas las sustancias en ácidos y bases dependiendo de la coloración de la mezcla de agua destilada con indicador universal, al igual que tambien logramos una reacción de nuetralización.

Imágenes de la práctia
Sustancias Materiales Ácido acético, hidróxido de amonio e indicador universal
Práctica terminada

OXÍGENO SOBRE ELEMENTOS

Reacciones de oxígeno
El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta Tierra, constituye aproximadamente el 50% en masa de la corteza terrestre y forma el 21% en volumen de la atmósfera; es componente activo del aire, se encuentra presente en el agua y como óxidos con otros elementos. Reacciona tanto con metales como con no metales y, entre los no metales es el segundo en reactividad química, después del flúor.Existen dos alótropos del oxígeno, el más común es la molécula diatómica O2, el otro es el ozono que es una molécula triatómica, O3.

Reacción con metales Todo fenómeno químico puede ser representado a través de una ecuación química , que nos muestra los cambios que se llevan a cabo, así podemos describir las variaciones que se realizan cuando se oxidan los elementos metálicos y no metálicos en presencia de oxígeno y con el auxilio de la energía calorífica. A continuación se muestra un ejemplo de cada uno de estos.
Un ejemplo de las reacciones del oxígeno con un metal, es la que ocurre con el magnesio al someterlo a la reacción de oxidación en una flama, pues desprende una intensa luz blanca y se convierte en un sólido blanco muy frágil; el producto de esta reacción es un óxido metálico llamado óxido de magnesio.

A nivel molecular lo que ocurre es lo siguiente:

Reacción con no metales
Todo cambio químico puede ser descrito a través de una ecuación que nos muestra las transformaciones que ocurren cuando interactúan dos o más sustancias entre sí. De esta forma podemos describir las variaciones que se realizan cuando se oxidan los elementos no metálicos en presencia de oxígeno y con el auxilio de la energía calorífica. Se puede tomar como ejemplo el carbono, cuando éste es sometido a la reacción de oxidación en la flama, se lleva a cabo su combustión y se desprende un gas llamado monóxido de carbono, en el caso de su valencia de menor valor; en la otra posibilidad cuando la valencia de intercambio del carbono es la mayor, forma el dióxido de carbono. En ambas reacciones hay desprendimiento de energía, el producto de estas reacciones son óxidos no metálicos. A nivel molecular lo que ocurre es lo siguiente:

Observarás que se forman dos moléculas de monóxido de carbono. La otra posibilidad es cuando el carbono actúa con la valencia de 4+, como se muestra enseguida:

Ejercicio 1: Fórmulas de óxidos metálicos

1.-Combina los siguientes elementos metálicos con el oxígeno: Co, Ca, K, Al, Cu.
2.-Consulta la tabla periódica para observar su valencia (recuerda que algunos de los elementos tienen dos valencias, elige una) y de acuerdo a su valor combínala para obtener la fórmula del óxido correspondiente. También presta atención en:
El subíndice (repasa el intercambio de valencias).
Para el nombre recuerda que se utiliza la palabra genérica “óxido” seguida de la preposición “de” y el nombre del metal con la valencia (entre paréntesis y en números romanos). Revisa el ejemplo que te damos del óxido de cobalto. Coloca la fórmula y el nombre en los cuadros correspondientes (escribe los subíndices con números normales. Ejemplo: CO2 quedaría como "CO2").
Al concluir da clic en el botón Verificar para que compares tus respuestas.

Reacciones de óxido con agua
Después de la formación de los óxidos correspondientes tanto metálicos como no metálicos, es factible combinarlos con agua para formar nuevos compuestos. En el caso de los óxidos metálicos cuando interactúan con agua forman hidróxidos. Retomando el ejemplo del magnesio, se observa lo siguiente. El óxido de magnesio en presencia de agua forma el hidróxido de magnesio.

Los óxidos no metálicos en presencia de agua forman ácidos del tipo oxiácido.
Por ejemplo en el dióxido de carbono o anhídrido carbónico al reaccionar con agua, produce una molécula de ácido carbónico.

Observa que sólo se suman la cantidad de elementos que intervienen en la síntesis de los ácidos, empezando por la calidad ácido representado por los hidrógenos, después el no metal y finalmente la cantidad de oxígenos que intervienen en la esquematización simbólica de la reacción para formar ácidos.

Ejercicio 2

Entrecruza las valencias y arrastra la opción correcta al lugar que corresponde.
Una vez que hayas terminado de arrastrar las valencias, podrás consultar la retroalimentación que aparecerá de forma automática.

Reglas de Nomenclatura
La nomenclatura química es un conjunto de reglas que se aplican para nombrar y representar con símbolos y fórmulas a los elementos y compuestos químicos. Actualmente se aceptan tres sistemas de nomenclatura donde se agrupan y nombran a los compuestos inorgánicos:

Sistema de nomenclatura estequimétrico ó sistemático de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, (IUPAC).
Sistema de nomenclatura funcional, clásico ó tradicional.
Sistema de nomenclatura Stock.
A continuación se revisarán cada uno de estos tipos de nomenclatura para que aprendas a nombrar y formar los siguientes compuestos: óxidos metálicos, óxidos ácidos, hidróxidos, ácidos e hidrácidos.

ÓXIDOS METÁLICOS

ÓXIDOS ÁCIDOS

EJERCICIO 3: NOMENCLATURAS

A continuación se presentan dos ejercicios, en cada uno de ellos aparece una tabla en la que hay diversos compuestos con su respectiva nomenclatura de acuerdo a las reglas revisadas: nomenclatura stock, nomenclatura clásica y nomenclatura de IUPAC. Debes seleccionar de la lista aquellas que completen los espacios vacíos y arrastrarlas a donde correspondan.

Balanceo
El balanceo consiste en igualar el número de átomos de cada elemento tanto en los reactivos como en los productos, y sirve para verificar la Ley de la Conservación de la Materia (La materia no se crea ni se destruye solo se transforma).
Para escribir y balancear una ecuación química de manera correcta, es necesario tener presente las siguientes recomendaciones:

Revisar que la ecuación química esté completa y correctamente escrita.
Observar si se encuentra balanceada.
Balancear primero los metales, los no metales y al final el oxígeno y el hidrógeno presentes en la ecuación química.
Escribir los números requeridos como coeficiente al inicio de cada compuesto.
Contar el número de átomos multiplicando el coeficiente con los respectivos subíndices de las fórmulas y sumar los átomos que estén de un mismo lado de la ecuación.
Verificar el balanceo final y reajustar si es necesario.
A continuación veremos los pasos a seguir para que realices un balanceo de ecuaciones químicas. Observa que la ecuación química esté completa y bien escrita.

Para poder comprobarlo revisa las siguientes reglas:

Balanceo de un fenómeno de neutralización
A continuación analizaremos el balanceo de una ecuación química un poco más compleja, en este caso una que representa un fenómeno de neutralización, es decir, reacciona un ácido y una base, para formar una sal y agua.

Observar que la ecuación química esté completa y bien escrita.
Contar el número de elementos existentes en dicha ecuación del lado de los reactivos y después los correspondientes a los productos, empezando por: metales, no metales, dejando para el final al oxígeno e hidrógeno.
Al hacer el conteo de cada lado, se recomienda indicar con coeficientes la igualación de la cantidad de átomos de los elementos que intervienen en la representación de una reacción química.

Ahora veamos un ejemplo:

Ejercicio 4: Ecuaciones, productos y balanceo

Actividad Final

Puse el ejercicio desde el inicio porque al finalizar se borra el resultado.

REACCIÓN DEL OXIGENO CON METALES Y NO METALES, ÁCIDOS Y BASES

Introducción
Todos, alguna vez hemos tenido una experiencia con el fenómeno de la oxidación, cuando el oxigeno reacciona con un elemento para formar un óxido. Este comportamiento es una propiedad química característica que permite establecer diferencias entre un metal y no metal.

Hipótesis
El metal que más rápido reaccionará con el oxígeno pienso que sería el Magnesio (mg) porque es el metal que más rápido se funde y el más rapido en formar óxido con el oxígeno.

Establecer la diferencia entre los metales y no metales con base en su comportamiento químico con el oxígeno. Clasificar los óxidos en ácidos y bases con indicador universal.

Materiales
1.-Cucharilla de combustión
2.-Dos vasos de precipitados de 50 ml
3.-Dos matraces Erlenmeyer de 250 ml con tapón
4.-Pinzas para crisol
5.-Soporte Universal Completo
6.-Mechero de Bunsen
7.-Cinta de Magnesio
8.-Pequeño trozo de calcio
9.-Azufre en polvo
10.-Carbón en polvo
11.-Pizeta con agua destilada
12.-Indicador universal en frasco con gotero

Procedimiento
1.-A un vaso de precipitados de 50 ml agrega 10 ml de agua destilada y tres gotas de indicador universal. Sujeta un pedazo de cinta de magnesio de aproximadamente 1 cm de largo con unas pinzas para crisol y quémala en la flama azul del mechero; al terminar la combustión introduce en el vaso las cenizas de la cinta.
2.-Repite la operación anterior, ahora con un pequeño trozo de sodio.
3.-Coloca en la cucharilla de combustión una pequeña muestra de azufre en polvo. Calienta la cucharilla en la flama azul del mechero y cuando se produzca un gas captúralo rapidamente en un matraz, tapa inmediatamente y agrega 10 ml de agua destilada con indicador universal y agita.
4.-Realiza la operación anterior con zinc en polvo

Tabla de datos

Óxido	Coloración que adquiere la disolución
MgO	Azul claro
CaO	Azul Marino
ZnO	Verde claro
Al2O3	Verde claro
Na2O	Morado
K2O	Azul
S0	Rojo
CO2	Naranja

Conlusión
Con la práctica realizada pudimos concluir que casi todos los metales reaccionan con el oxígeno, unos más rápido que otros y que el indicador universal puede virar del color verde claro hasta morado en presencia de una base y de amarillo hasta rojo en presencia de un ácido.

Materiales

Gas de azufre en polvo en indicador Universal

CO2 en infdicador universal

Resultados

Reacciones Endotérmicas y Exotérmicas

Introducción
En todo cambio químico ocurre algún cambio de energía, ésta se capta o se genera. Muchas reacciones liberan energía como la combustión de madera y se considera exotérmica. Otras reacciones absorben energía como la descomposición del agua (electrólisis) la cual no ocurre a menos que se pase energía en fora de corriente eléctrica a través del agua, a esta reacción se le considera endotérmica.

Hipótesis
Podemos distinguir una reacción endotérmica de una exotérmica porque la primera en el proceso de la reacción ésta absorbe el calor, en cambio en la reacción exotérmica se libera luz y/o calor en los productos.

Objetivos
-Reconocer que los cambios químicos de la materia siempre van acompañados de absorción o desprendimiento de energía.
-Clasificar las reacciones químicas en endotérmicas y exotérmicas.

Materiales
1.-Termómetro
2.-8 tubos de ensayo
3.-Balanza
4.-Espátula
5.-Pipeta
6.-Agua Destilada
7.-Hidróxido de Sodio (lentejas)
8.-Zinc en polvo
9.-Yodo
10.-Nitrato de Amonio
11.-Ácido clorhídrico concentrado.

Procedimiento
1.-Llena la cuarta parte de un tubo de ensayo con agua y mide su temperatura. Agrega una lenteja de hidróxido de sodio y disuélvela en el agua. Toca la parte inferior del tubo y con el termómetro registra la temperatura después de agregar la lenteja.
2.-Agrega 2 ml de agua destilada en un tubo de ensayo, mide la temperatura y agrega 1 ml de ácido clorhídrico concentrado. Toca el tubo y mide la temperatura final.
3.-Esperar a que las sustancias de los tubos a y b se encuentren a temperatura ambiente. Combina el contenido de estos tubos sin olvidar registrar la temperatura inicial y final.
4.-En un tubo de ensayo combina 0.5g de zinc en polvo con 0.5g de yodo y agrega una o dos gotas de agua. Determina la temperatura antes y después de la combinación

Tabla de Datos

Temperatura inicial	Temperatura final	Absorbe o desprende energía	Reacción endotérmica o exotérmica
Agua Destilada con una lenteja de hidróxido de sodio: 24° C	29° C	Desprende Energía	Exotérmica
Agua Destilada con ácido clorhídrico: 24° C	30° C	Desprende Energía	Exotérmica
Tubo A: 22° C Tubo B:22°C	27° C	Desprende Energía	Exotérmica
Agua Destilada con nitrato de amonio: 25° C	15° C	Absorbe Energía	Endotérmica
Yodo y Zinc: 25° C	65° C	Desprende Energía	Exotérmica

Conclusión
Se pudo observar claramente la diferencia entre las 4 reacciones.

Imágenes de la práctica

Sustancias

Materiales

Tubo de ensayo con agua destilada y ácido clorhídrico

Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Dalton

Teoría y Postulados
Jonh Dalton (1766-1844) era un modesto profesor de matemáticas y filosofía natural, que al estudiar de manera detallada las reacciones químicas formuló con exactitud el concepto de elemento químico: El elemento es una sustancia compuesta de átomos de un solo tipo.
Dalton afirmó que el átomo es una partícula sólida que tiene masa; y no le agregó ninguna caraterística especial en su definición. Este modelo se representa como una esfera o una pastilla sólida. Jonh Dalton era autodidacta, jamás estudio en una escuela superior, sin embargo, en 1830 ya era un científico reconocido mundialmente. Sus estudios sobre los elementos y los compuestos lo llevaron a publicar su teoría sobre las proporciones de combinación que dice: Los elementos se combinan entre sí en proporciones sencillas de números enteros para dar siempre los mismos compuestos.
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
1.- La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2.- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes.Comparando las masas de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad propuso el concepto de peso atómico relativo.
3.- Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
4.- Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
5.- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6.- Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas “átomos”. Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones. Por ejemplo: todos los átomos de hidrógeno son iguales.
Por otro lado, los átomos de elementos diferentes son diferentes. Por ejemplo: los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno.
Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua.
Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno).
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2).

Átomo de Dalton

Modelo Atómico de Thompson

Teoría y Postulados
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. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un budín de pasas (o un panque).2 Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una nube de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.El átomo considera como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños granulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad. 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. Pensaba que los electrones, distribuidos uniformemente alrededor del átomo, en distintas ocasiones, en vez de una sopa de las cargas positivas, se postulaba con una nube de carga positiva, en 1906 Thomson fue premiado con el novel de física por este descubrimiento.

Representación esquemática del modelo de Thomson. Esfera completa de carga positiva con electrones incrustados

Modelo Atómico de Rutherford

Teoría y Postulados
es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911. 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.

Modelo de un átomo de Rutherford. Propuso un núcleo con protones y electrones girando alrededor.

Modelo Atómico de Bohr

Teoría y Postulados
es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905. Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer 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. 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. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. 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. Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

Diagrama del modelo atómico de Bohr

ELECTRÓLISIS DEL AGUA

Introducción
La electrolisis es la separación de compuestos por medio de la electricidad. Se produce al sumergir dos electrodos, un ánodo y un cátodo, en un líquido electrolítico como la disolución acuosa de hidróxido de sodio, y conectados a una fuente de corriente eléctrica como una batería o una fuente de poder. Cuando la corriente eléctrica directa fluye se produce una reacción química.

Hipótesis
Se pretende obtener hidrógeno y oxígeno en relación dos a uno, con la presencia de hidróxido de sodio como catalizador y la corriente eléctrica.

Obejtivo
Descomposición del Agua por electrólisis.

Materiales
1.-Vaso de precipitados de 400 ml
2.-2 puntillas de grafito
3.-2 tubos de ensayo
4.-Pila de 9 volts
5.-2 caimanes
6.-Disolucion de hidroxido de sodio
7.-Cinta de aislar

Procedimiento
1.-Preparar la disolucion de hidroxido de sodio en el vaso de precipitados.
2.-Colocar los caimanes en los polos positivo y negativo de la pilas y cubrir con cinta de aislar.
3.-Poner las puntas de grafito en las pinzas de los caimanes y cubrir la punta de metal (En forma de L).
4.-Colocar los tubos de ensayo en el vaso de precipitados de manera vertical y sin nada de aire.
5.-Introducir con cuidado las puntillas de grafito una en cada tubo y esperar que comience la reacción.
6.-Anotar observaciones y medir el volumen de cada gas obtenido.

Tabla de Datos y Observaciones

PREGUNTA	OBSERVACIONES
¿Qué se observa el polo positivo (ánodo)?	Se observa el oxígeno
¿Qué se observa el polo negativo (cátodo)?	Se observa el hidrógeno
Proporción en que se obtienen los gases en cada tubo	Dos a uno
¿Qué tipo de corriente eléctrica se aplicó?	Directa
¿Qué papel cumple en la electrolisis el hidróxido de sodio en la disolución?	Cumple el papel de un Catalizador
¿Qué gas identificaste en el ánodo?	Oxígeno
¿Qué gas identificaste en el cátodo	Hidrógeno
¿En que proporción se obtienen los gases obtenidos?	Dos a uno
¿Cúal de los dos gases se obtuvo en mayor proporción?	El hidrógeno
¿Existe diferencia en la cantidad de gas que se deposita en cada tubo?	Sí

Conclusión
Pudimos llegar a la conclusión de que por medio de la electrolisis se puede obtener oxígeno e hidrógeno en proporción dos a uno.

Imágenes de la práctica realizada

Materiales

Disolución de Hidróxido de Sodio

Aparato de Hoffman

2 pilas de 9 volts con caimanes y grafito

Proceso de Electrolisis

Volumen de oxígeno obtenido

Volumen de hidrógeno obtenido