¡Descarga Historia y Teorías del Átomo: Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!
1ºExame Da 2ª Evaluación
Átomos e sistema periódico
O ÁTOMO
Teoría de Dalton
Teoría de Thomsom
FEITO
ESPERIMENTAL
As leis da conservación da masa
A lei das proporcións definidas
MODELO
ATÓMICO
Dalton (1803) principios do s.XIX
Toda materia está formada por átomos que son partículas
esféricas indivisibles e diminutas. Había distintos tipos das
partículas de cada un dos elementos químicos, eran iguais
entre si e diferente á dos outros elementos químicos.
Únense formando moléculas.
FEITO ESPERIMENTAL Descubrimento do electrón
MODELO ATÓMICO
Thomsom (finais do s.XIX) Puding de pasas O átomo é unha esfera maciza de carga + na que se atopan incrustados os electróns, que son partículas moi pequeniñas e con carga -
Teoría de Rutherford Teoría de Bohr
FEITO
ESPERIMENTAL
Rutherford descubriu que os átomos non eran macizos e tiñan unha gran parte valeira e posuían unha parte central onde concentraba masa e a carga + Radioactividade e o descubrimento dos protóns
MODELO
ATÓMICO
Rutherford (principios do s.XX) O átomo está formado por un núcleo moi pequeno onde se atopa a masa e a carga + e o resto, a cortiza, onde apenas hai masa e atópase a carga -
FEITO
ESPERIMENTAL
A estabilidade do átomo: Non é capaz de explicar que o electrón se
manteña estable xirando ó redor do núcleo sin perder enerxía, e por tanto caendo/acercándose ó núcleo.
Espectro atómico: Os espectros atómicos recollen a radiacción
absorvida ou emitida polos electróns dos átomos ó ser excitados e estes eran discontínuos e característicos de cada elemento.
MODELO
ATÓMICO
Bohr (pouco despois do antigo no s.XX) Modelo de capas O átomo está formado por un núcleo moi pequeno onde se atopa a masa e a carga + e o resto, a cortiza, onde apenas hai masa e atópase a carga - Os electróns atópanse xirando fronte ó núcleo en determinadas órbitas que teñen unha determinada enerxía. E o electrón só absorve ou emite enerxía, cando pasa de unha órbita a outro. Bohr consigueu a fórmula da enexía do electrón en orbita e a enerxía que absorvía ou emitía ó saltar dunha órbita a outra. Demostrando e explicando os modelos atómicos
Isótopos
Protio deutrio tritio
Configuración electrónica
Os electróns de valencia son os electróns
do último nivel incompleto. Son os que
utilzan os átomos para unirse con outos.
Os gases nobles non teñen e- de valencia Teñen 8e- na útima capa (excepto He). <
Formación de ións Algúns átomos gañan ou perden electróns para gañar estabilidade e ter as súas capas completas para semellarse ós gases nobles. Os átomos metálicos perdenos formando ións positivos ou catións e os non metálicos gañanos formando ións negativos ou anións. *Elementos isoelectrónicos: Son os elementos co mesmo número de elctróns. Na táboa son o Rb+, Se-2^ e Kr. OS ENLACES
Son a unión entre 2 ou máis elementos. Poden ser iguais ou diferentes.
Enlace iónicio Unión entre un metal que perde elctróns formando un ión positivo e un non metal que gaña elctróns formando un ión negativo, estes mantéñense unidos por forzas eléctricas.
ÁTOMO/IÓN
Nº DE
PROTÓNS
Nº DE
ELECTRÓNS
CONF. E- GAS NOBLE =
Rb+^37 36 4s^2 3d^10 4p^6 Kriptón Cl-^17 18 3s^2 3p^6 Argón Ca+2^20 18 3s^2 3p^6 Argón Se2-^34 36 4s^2 3d^10 4p^6 Kriptón F-1^9 10 2s^2 2p^6 Neón
PROPIEDADES DOS ENLACES IÓNICOS
SON SÓLIDOS E CON PUNTOS DE FUSIÓN E
EBULLICIÓN ALTOS
Están formados por cristais iónicos, nos cales os ións + e - están fortemente unidos. Necesitamos darlle moita enerxía en forma de calor para conseguir separar os ións que están fortemente unidos. DUROS PERO FRÁXILES Ao desplazar un pouco a capa dos ións, acercamos ións do mesmo signo que se repelen e rompen o cristal.
Enlace metálico Ocurre entre átomos de metais que teñen poucos e- de valencia e os perden con facilidade. Os ións positivos resultantes ocupan posicións fixas formando unha rede cristalina e os e- de valencia de todos os átomos do metal, móvense por entre estes ións formando un mar ou nube de e- que manteñen unidos aos catións. Enlace covalente É a unión de átomos de non metais compartindo e- para acadar a configuración dun gas noble. Hai dous tipos: enlaces covalentes polares e apolares.
ENLACES APOLARES ➡ MOLÉCULA APOLAR
ENLACES POLARES ➡ MOLÉCULA APOLAR OU POLAR
Os casos nos que un enlace polar forma unha molécula apolar é porque os elementos dipolares anúlanse, para que se anulen ten que estar en igual dirección, pero en sentido contrario. Por exeplo o CO 2.
PROPIEDADES DOS ENLACES METÁLICOS
SON SÓLIDOS, CON ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN
E EBULLICIÓN
Están formados por cristais, nos que os ións positivos están fortemente unidos por e-^ de valencia. Necesitamos darlle moita enerxía en forma de calor para conseguir separar os ións que están fortemente unidos. SÓ SE DISOLVEN NOUTROS METAIS Ó FUNDILOS Posto que son sustancias similares e as súas partículas mézclanse ben. CONDUCEN A CORRIENTE ELÉCTRICA Teñen e-^ que se moven libres. Entre os ións positivos formando unha nube ou mar de electróns. SON DÚTILES E MALEABLES A fluidez da nube electrónica permite qie se poidan adaptar a distintas formas. BRILLO CARACTERÍSTICO Nas redes os ións están completamente ordenados.
PROPIEDADES DOS ENLACES COVALENTES
PUNTOS DE FUSIÓN E EBULLICIÓN BAIXOS Están formados por moléculas, unidas por forzas de atracción débiles. DISÓLVENSE EN AUGA OS POLARES E EN DISOLVENTES ORGÁNICOS OS APOLARES As moléculas mézclanse cas de disolvente similares, da súa mesma natureza química, os polares con polares e viceversa. NON CONDUCEN A CORRIENTE ELÉCTRICA Non teñen min ións nin e-^ que se moven libres. Os e-^ compartidos están suxeitos ó enlace,
EXEMPLOS DE ENLACES: XEOMETRÍA
ÁNGULOS
CO 2
C 1s^2 2s^2 2p^2 O 1s^2 2s^2 2p^4
Ten 4 e-^ de valencia Ten 6 e-^ de valencia Necesita compartir catro pares Fáltanlle 2 e-^ para completar o nivel Comparte dous pares É unha molécula de xeometría linea l. Enlace polar e é unha molécula apolar polo explicado anteriormente.
CH 4
C 1s^2 2s^2 2p^2 H 1s^1
Ten 4 e-^ de valencia Ten 1 e-^ de valencia Necesita compartir catro pares Necesita compartilo para completar a capa Temos 4 enlaces iguais ó redor do Carbono que se repelen entre si o máximo que poidan no espazo. A súa xeometría é tetraédrica , pero forman unha molécula polar, porque non tos os dipolos son iguais, senon que se anulan. Cada enlace é polar, pero o debuxo sae apolar.
- Se cambias un H por outro elemento a molécula pasa de ser apolar apolar.
H 2 O
Os e-^ dispónense tetraédricamente, pero como só temos 2 átomos de hidróxeno formando a molécula a x eometría é angular. O angulo da molécula sae un pouco máis pequeno de 109,5º xa que os e-^ de Osíxeno que non se comparten teñen máis liberdade de movemento e repelen máis os átomos. Como non se anulan os dipolos a molécula é polar.
NH 3
Os 4 pares dispóñense tetraédricamente. Pero como só temos 3 átomos de Hidróxeno dando forma á molécula a xeometría é piramidal. O ángulo formado é un pouco máis pequeno que o tetraedo pola repulsión do par de e-^ sen compartir que se move con máis liberdade e pecha o ángulo de enlace. Fórmase unha molécula polar porque cada enlace H-N ten polaridade e estes dipolos non se anulan.
