Fundamentos da Química: Estrutura Atómica e Enlaces Químicos Esenciais

1. Teoría Atómica de Dalton

Fenómenos eléctricos

Molécula: formada por átomos.

Elementos

• Elementos iguais:
  • Substancias cos mesmos átomos.
  • Átomos coa mesma masa e propiedades.
• Elementos diferentes:
  • Átomos con masa e propiedades distintas.
  • Composto: conxunto de átomos distintos.

2. Partículas do Átomo

• Electrón:
  • Partícula de carga negativa.
  • Pouca masa.
  • Forman os raios catódicos.
• Protón:
  • Partícula de carga positiva.
  • Moita masa.
  • Forma os raios canles.
• Neutrón:
  • Sen carga eléctrica.
  • Moita masa.

Isótopos: son átomos dun mesmo elemento que teñen igual número de protóns e electróns (igual número atómico) pero diferente número de neutróns (diferente masa atómica).

Elementos: átomos co mesmo Z (número atómico).

Composto: átomos con diferente Z (número atómico).

3. Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

“Distribución das cargas”

Visión estática non nuclear

• Raios catódicos (electróns despréndense dos átomos) desprázanse cara ao ánodo.
• Raios Canles (o resto do átomo) desprázanse cara ao cátodo.

Modelo Atómico de Rutherford

“Desviación das partículas α ao atravesar unha delgada lámina de ouro”

Visión dinámica-nuclear

• Núcleo: zona na que se concentra a maior parte do átomo e toda a súa carga positiva.
• Os electróns xiran arredor do núcleo en órbitas circulares.

Modelo Atómico de Bohr

“Distribución dos electróns”

Visión dinámica-nuclear e cuantificada

• Os electróns xiran arredor do núcleo en órbitas circulares.
• A enerxía do electrón depende da órbita na que estea.
• Os raios das órbitas e as enerxías do electrón só poden ter certos valores.
• Cada órbita ten un límite de electróns.

Modelo Atómico Actual

Orbitais Atómicos

• O electrón móvese en onda arredor do núcleo.
• É imposible saber a traxectoria exacta do electrón (substitúese a idea de Bohr de órbitas definidas por orbitais atómicos).
• Nun orbital caben dous electróns.
• Os orbitais agrúpanse en 7 niveis enerxéticos con números determinados de subniveis.

4. Enlaces Químicos

Distintas forzas que unen os átomos nas substancias.

Enlace Iónico

Metal (cede) + non metal (recibe) ou con Hidróxeno.

Propiedades:

• Sólidos de elevado punto de fusión a temperatura ambiente.
• Fráxiles.
• Solubles en auga.
• Os sólidos non conducen electricidade.
• En disolución ou fundidos conducen a electricidade.

Enlace Covalente

2 non metais (comparten).

Propiedades das Substancias Covalentes Moleculares:

• Baixo punto de fusión e ebulición.
• A maioría son insolubles en auga e solubles en disolventes orgánicos.
• Non conducen a electricidade.

Propiedades das Substancias Covalentes Atómicas (estruturas tridimensionais):

• Sólidos de alto punto de fusión.
• Moi duros.
• Insolubles en auga e na maioría de disolventes.
• Non conducen electricidade.

Enlace Metálico

2 metais.

Propiedades:

• Alto punto de fusión.
• Alta densidade.
• Solubles entre si en estado fundido formando aliaxes.
• Bos condutores da calor.
• Defórmanse (sen romper) con tensión mecánica.

Forzas Intermoleculares

Forzas atractivas entre as moléculas das substancias covalentes moleculares.

Forzas de Van der Waals

Débiles, de natureza electrostática e a intensidade aumenta co tamaño.

• Interacción dipolo-dipolo: mesmo elemento.
• Interacción dipolo instantáneo / dipolo inducido: elementos distintos.

Enlace de Hidróxeno

H+F, O, N

É o enlace máis forte xunto coas forzas de Van der Waals, e as substancias que o teñen presentan puntos de fusión e ebulición máis elevados. Dáse entre o hidróxeno e átomos pequenos moi electronegativos.

Molécula: número fixo de átomos.

Rede Cristalina: número infinito de átomos.