Modelos atómicos y enlaces químicos

Modelos atómicos

Demócrito: filósofo de A.G, supuso materia no se podía dividir infinitamente. Conclusión sin basarse en método científico q la parte más pequeña de un material que conserva todas propiedades q lo definen se llamaba átomo.

Dalton (s.XVIII-XIX)

Hizo experiencias, reaccionando gases y observo q la relación entre sus volúmenes era siempre igual, valores enteros y sencillos. Para dar una explicación, recurrió a ideas de Demócrito, suponiendo q realmente existían los átomos. Según Dalton, los átomos eran simples esferas.

Thomson (s.XIX-XX)

Experimentó con tubos de descarga de gases. Consistía en tubos al vacío, con electrodos: ánodo (+) y cátodo (-). Primero se hacía el vacío, metía el gas que interesase y volvía a hacer el vacío. Con esto, tenemos un recipiente al vacío con un gas que conocemos. Después, se observó, q en la parte posterior del ánodo aparecía una fluorescencia q siempre igual sin importar el gas. Interpretó q la fluorescencia eran partículas - q venían del cátodo y que eran las mismas sin importar sustancia. Primero lo llamó rayos catódicos y luego cationes. Después, vio q en el extremo del cátodo también había fluorescencia, resulta que esta cambiaba según el tipo de gas. Supuso que provenía del ánodo y se llamaron rayos anódicos, después aniones. Parte +: fragmentos mayores (daban sombra) y distintos por sustancia. Parte -: fragmentos pequeños e iguales por sustancia. Interpretó q el átomo era como un pastel de pasas: la materia se consideró como una masa + homogénea que en su interior tenía partículas -.

Rutherford (s.XIX-XX)

Experimento con el q descubrió el núcleo atómico. Disparó partículas alfa a una lámina d oro ya q es material q + finamente se pde dividir. Alrededor de la lámina, puso 1 pantalla fluorescente en la q podía observar lo q les pasaban a esas partículas. Fue 1 experimento para afirmar modelo Thomson. Al realizar experimento, observó: 1.mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse. 2.Muy pocas se desviaban. Algunas partículas (poquísimas) rebotaban. Concluyó: 1.Si el modelo propuesto por Thomson fuera cierto, no deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas. 2.Las partículas se desvían al encontrar en su trayectoria una zona muy pequeña (núcleo) cargada +, donde se concentraba la mayor parte de la masa del átomo. Ideó modelo atómico q permitiese los sucesos observados consistía en: 1.El átomo está formado por 1 núcleo, muy pequeño comparado con el tamaño del átomo, cn carga + y donde se concentra casi toda su masa. Los e^-, con carga -, giran alrededor del núcleo. La fuerza centrífuga impide q los e^- se precipiten al núcleo.

Partículas subatómicas

nº atómico (Z): Identifica al elemento. nº masico (A): nº total de partículas en un atomo. Z=p⁺   n=A-p⁺   e^-= p⁺ (si tiene 1 ion – se suma el nº del ion; si es + al revés) Isótopos: átomo de un mismo elemento cn distinto contenido en n y distinto A. Masa atómica relativa: magnitud adimensional. Es masa de 1 átomo medida x comparación a 12º parte del átomo de C₁₂.

si nos dan las masas de los isotops y la masa atomica del elemento--> m1(x)+m2(100-x)/100

Radiación electromagnética

la luz. Esta radiación está compuesta por 2 ondas: una eléctrica y otra magnética. Ambas sincronizadas y con propiedades comunes. velocidad de onda (v): se transmite por un eje, es la v de la onda y en el caso de las magnéticas es la v de la luz. (c = 3·10⁸ m/s) longitud de onda (λ): distancia entre 2 max o min sucesivos en una onda. frecuencia (ϑ): nº de ondas q se generan por und de tiempo. Se mide en Hz. la inversa del periodo periodo (T): el tiemp que necesita una onda para producirse. energía (E): Los átomos absorben y emiten energía. h= cte Plank = 6,63·10^-34

Energía de ionización: El núcleo del átomo atrae cn cierta energía al e^-, para que salte de órbita es necesario aportar una energía = o + que a la q utiliza el núcleo. Esa E se mide en electrón-voltios (eV). 1 eV = 1,602 · 10^-19 J. La energía de ligadura es la q el e^- usa para mantenerse en órbita que es = a la que hace el núcleo para atraerloEspectro de radiación electromagnética

la descomposición de luz en distintas radiaciones o frecuencias. 2 tipos: Continuo: se descompone la luz con la ayuda de un prisma y observa un abanico de colores. Discontinuo: se llaman espectros atómicos, aparecen en forma de rayas nítidas. 2 tipos:absorción: representa conjunto radiaciones emitidas por átomo que se ilumina con radiación conocida. emisión: representa conjunto radiaciones emitidas x un átomo que excitado previamente con calor o corriente eléctrica.--> E.A+E.E=E.C

Procesos e.discontinuos

emisión: 1.Se excita el átomo con energía radioactiva o carga eléctrica.2.Se libera energía en forma de radiación.3.Pasa por una rendija y un prisma que divide la radiación.4.Se queda impresa en una lámina fotográfica.absorción:1.Se hace pasar una luz por un tubo con un gas.2.Parte de esa luz es absorbida por los átomos, la que no atraviesa el tubo.3.La luz no absorbida queda impresa en una lámina fotográfica-->Cuando un átomo es excitado (emisión) asciende de órbita produciendo cierta energía en forma de radiación. Después tiende a descender de órbita, pero necesita un aporte de energía (absorción). Fallos modelo rutherford: los espectros discontinuos, dan por imposible modelo Rutherford y da paso a nuevo modelo, el Bohr. Según modelo Rutherford, los e^- no tienen q estar a una distancia específica del núcleo. Para pasar de 1 órbita a otra no requieren E específica para absorberlos. Según esto tendría que absorber todo espectro. Tenemos unas partículas cargadas negativamente (e^-) girando alrededor del núcleo en círculos. Sabian q cualquier partícula cargada - sometida a movimiento acelerado generaba emisión de E en forma de radiación electromagnética (que esta partícula pierde). Si ese e^- perdiese esa energía se precipitaría al núcleo y la existencia de los átomos y por ello de la materia sería imposible. Como en la realidad no se observa ninguna emisión de energía en los e^-, Bohr propuso un nuevo modelo.Postulados Bohr:1.Los e^- ocupan un lugar con una distancia predefinida del núcleo del que orbitan. No se puede dar un e^- entre dos órbitas. 2.Los e^- no emiten energía y son estables mientras se mantengan en la misma órbita.3.Hay un número máximo de e^- por capa, este se rige por la siguiente regla: 2n², donde “n” representa el número de capa.

Problemas modelo bohr

De acuerdo con modelo Bohr, al realizar espectroscopia discontinua de átomo como el de H o He (solo tienen un e^-, se llaman hidrogenoides a los átomos con esta característica), sus espectros coincidían completamente. El problema llegó a la hora de analizar átomos más complejos, los espectros también eran mucho más complejos y no coincidían del todo. Esto sugirió que la energía de los e^- no dependía únicamente del número de capa electrónica en la que se encontraba.Modelo cuántico: Se abandona la idea de las trayectorias electrónicas definidas que se seguían en el modelo de Bohr. En su lugar describimos la probabilidad de encontrar el e^- en distintas regiones llamadas orbitales. En el modelo de Bohr las capas electrónicas tenían una cantidad definida de e^-, en el modelo cuántico, cada e^- es único y se caracteriza por su conjunto de número cuánticos y probabilidad de ubicación en el átomo. ORBITLES ATÓMICOS: distribución y formas (s,p,d,f) n = 1 -> “s”. En la primera capa, se encuentra un único orbital, llamado orbital “s” con la capacidad para albergar 2 e^-. Tiene forma esférica. n=2 -> “s y p”. En la 2º capa, se encuentran 2 tipos de orbitales: el s y el p. El s alberga 2 e^- y el p 6 e^-. La forma del s es esférica y el p tiene 2 lóbulos. n = 3 -> “s, p, d”. En la 3º capa encontramos 3 tipos de orbitales: el s, el p y el d. El s continúa con sus 2 e^-, el p con sus 6 e^- y el d alberga 10 e^-. La forma de este orbital es más compleja. n=4 -> “s,p,d,f”. En la 4º capa hay 4 tipos de orbitales: el s, el d, el p, el f. Los ya nombrados siguen teniendo los mismos e^- y el f alberga 14 e^-. Cada orbital se orienta hacia los 3 ejes (x,y,z)Enlace químico: fuerza de atracción q mantiene unidos a átomos en distintas agrupaciones atómicas. Se forma cuando las fuerzas de atracción contrarrestan a las de repulsión. 3 tipos de enlaces:

Iónico

Se produce entre elementos metálicos y no metálicos. Los metales tienden a perder los iones que le sobran y convertirse en iones +, los no metales tienden a ganar iones hasta formar un ion +. Este ion - y + se atraen y unen. Al producirse esta unión entre iones, se forma un cristal en los que los átomos ocupan un sitio muy concreto.

Covalente

no metal + no metal. 2 tipos: covalente puro: los 2 elementos son iguales, los e^- están atraídos por misma fuerza. No hay carga -covalente polar: elementos distintos, los e^- están más cerca del q mayor fuerza de atracción tenga. Estos átomos pueden agruparse y enlazarse entre ellos creando un cristal covalente que puede ser de 2 tipos: Cristal reticular: los átomos se organizan en estructura 3D, formando red continua de enlaces covalentes. ej: Cuarzo: consiste en átomos de Si y O q se enlazan en una estructura tetraédrica 3D. Silicio: átomos de Si se unen en estructura 3D sólida. Cada átomo de Si está enlazado fuertemente a otros cuatro átomos de Si en una red 3D covalente. Estos enlaces covalentes son fuertes y crean una estructura cristalina en la que los átomos de Si están dispuestos en un patrón regular y repetitivo. Alótropos de C: diferentes formas en las q un elemento químico puede existir debido a variaciones en la estructura atómica. El C tiene varios alótropos, como el diamante y el grafito. Diamante: C se enlaza fuertemente a otros cuatro átomos en una estructura 3D. Los enlaces covalentes son fuertes, haciendo que el diamante sea duro y transparente. Grafito: Los átomos de C forman capas planas y se enlazan a otros tres átomos en el mismo plano. Las capas se apilan y se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares. El grafito es un buen conductor debido a la movilidad de los electrones en las capas.

Cristal molecular

formados por moléculas q se unen entre ellas con fuerzas débiles. Cristal molecular es un tipo de sólido en el que los átomos se mantienen juntos debido a fuerzas intermoleculares. Estas fuerzas débiles permiten que las moléculas se organicen en una estructura cristalina en sólidos. Un ejemplo: Hielo: En el hielo, las moléculas de H₂O se mantienen juntas debido a las fuerzas de enlace de H entre las moléculas. Esto forma una estructura cristalina que es menos densa que el agua líquida, lo que hace que el hielo flote. Enlace metálico: metal + metal. Los átomos de un elemento metálico comparten algunos de sus e^- más externos con la totalidad de los átomos de ese elemento metálico. Esta agrupación da lugar a cristales metálicos con una estructura muy compacta.