Models Atòmics i Enllaços Químics

Models Atòmics

Model de Thomson

Thomson: Com que la matèria era neutra, a l'àtom, a part dels electrons, havia d'haver-hi càrrega positiva. Els àtoms estaven formats per una massa de càrrega positiva i entremig hi havia els electrons.

Raigs Canals

Les partícules del raig canals depenien del gas que contenia el tub. La més petita corresponia al gas H₂ i tenia la mateixa càrrega que l'electró però de signe positiu. La nova partícula rebé el nom de protó i la seva massa era 2000 vegades més gran que la de l'electró.

Model de Rutherford

Rutherford: Tota la càrrega positiva de l'àtom estava concentrada en una petita regió de l'àtom: el nucli. Els electrons giren al voltant del nucli, ocupant quasi tot el volum atòmic. La major part de l'àtom està buida.

Justificació: La majoria de partícules travessaven la làmina d'or, només una petita part sofria alguna desviació. 1 de cada 10000 rebotava. Per tant, el model de Thomson no era correcte, sinó haurien rebotat més.

Descobriment del Neutró

Chadwick va descobrir el neutró. Acceptat el model de Rutherford, els àtoms estaven formats per protons i electrons. Però, en determinar la massa dels àtoms, es trobà que era el doble de la corresponent als seus protons, per la qual cosa havia d'existir alguna partícula que justifiqués la massa dels àtoms. El neutró tenia la massa pràcticament igual al protó i de càrrega neutra. Els nous descobriments es van fer gràcies a l'espectroscòpia (estudi de la interacció entre la radiació electromagnètica i la matèria).

Efecte Fotoelèctric

En irradiar la placa metàl·lica amb llum d'una certa freqüència d'ona, s'observa que es produeix un corrent entre les plaques separades pel buit. Per sota d'una freqüència o longitud d'ona no es produeix l'efecte fotoelèctric. Albert Einstein va proposar la teoria corpuscular. Va aplicar les idees de Planck sobre la discontinuïtat de l'energia a la llum i a tota la radiació electromagnètica. Aquesta estarà formada per un corrent de corpuscles d'energia anomenats fotons.

Model Atòmic de Bohr

Basant-se en el model atòmic de Rutherford i formulant els seus postulats, va establir un nou model atòmic per a l'àtom d'hidrogen.

1. 1r postulat: Els electrons giren al voltant del nucli en òrbites circulars sense emetre ni absorbir energia.
2. 2n postulat: Cada orbital s'anomenava amb un nombre enter i li corresponia una energia. L'òrbita més petita era n=1 (estat fonamental).
3. 3r postulat: L'electró podia pujar d'un nivell d'energia inferior a un de superior absorbint la diferència d'energia entre els dos nivells. Si absorbia energia, podia saltar a les òrbites superiors, més allunyades del nucli i també d'energia més gran. Llavors estava en un nivell excitat. També podia baixar a un nivell inferior, i llavors perdia la diferència d'energia entre els dos nivells. El 3r postulat explica els espectres de l'àtom d'hidrogen.

Problemes del model de Bohr: Només era vàlid per a l'àtom d'hidrogen. Dos anys després es va descobrir que les línies espectrals en realitat estaven formades per línies molt juntes. Quan els àtoms eren sotmesos a un camp magnètic, apareixien noves línies en l'espectre i això no es podia explicar amb el model de Bohr.

Teoria Quàntica de Planck

Els cossos emeten o absorbeixen energia en forma de paquets o quanta d'energia. E=hv (h=6.625x10^-34Jxs). E_llum=E₀+E_c (E₀=hxV₀)(E_c=1/2mxv²)

Enllaços Químics

Enllaç Iònic

Està format per elements metàl·lics i no metàl·lics i consisteix en l'atracció electrostàtica que apareix entre ions positius i negatius que constitueixen el compost iònic.

Enllaç Covalent

Consisteix en la unió de dos àtoms que comparteixen un o més parells d'electrons (entre elements d'electronegativitat baixa, no metall-no metall). És un enllaç fort.

Enllaç Metàl·lic

És la força atractiva que hi ha en els metalls entre ions positius i electrons mòbils de valència que els envolten.

Afinitat Electrònica

Energia que es desprèn quan un àtom guanya un electró.

Electronegativitat

Tendència que té un àtom a atreure els electrons d'un altre àtom.

Configuració Electrònica

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰7p⁶

Estructura de Lewis

Indica els electrons de valència d'un àtom. Només cal indicar el símbol de l'àtom i al voltant col·locar punts (nombre d'electrons a l'última capa).

Model de Lewis

Enllaç covalent és la unió entre dos àtoms que comparteixen electrons; cada àtom adquireix l'estructura externa d'un gas noble. Els enllaços covalents donen lloc a molècules.

Exemple: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵--- Periode 3 - Grup 17

Radi Atòmic i Iònic

El radi atòmic és la meitat de la distància entre dos nuclis de dos àtoms diferents; augmenta cap a baix i a l'esquerra.

El radi iònic és el radi de l'ió resultant quan un àtom perd o guanya electrons (dreta a baix).

Propietats de l'Enllaç Iònic

• Punts de fusió i ebullició alts
• Conductivitat elèctrica només en dissolució o estat líquid
• Duresa
• Fragilitat
• Solubilitat en dissolvents polars

Geometria Molecular

• Lineal: 2 parells d'electrons se situen al voltant d'un àtom central en posicions oposades formant un angle de 180°.
• Planar trigonal: 3 parells d'electrons se situen al voltant d'un àtom central formant angles de 120°.
• Tetraèdrica: 4 parells d'electrons se situen al voltant d'un àtom central formant angles de 109,5°.
• Piramidal trigonal: 3 parells d'electrons se situen al voltant d'un àtom central, més 1 parell d'electrons no compartits. Els electrons enllaçants formen angles de 107°.
• Angular: 2 parells d'electrons situats al voltant d'un àtom central, amb 2 parells d'electrons lliures. Formen angles de 104,5°.

Polaritat de l'Enllaç

• Enllaç polar: Es produeix quan un dels àtoms exerceix una atracció més gran sobre els electrons de l'altre.
• Enllaç apolar: Aquest tipus d'enllaç es produeix entre àtoms iguals.

Forces Intermoleculars

Les forces intermoleculars es produeixen quan els àtoms poden formar una unitat estable anomenada molècula mitjançant el compartiment d'electrons.

Les forces d'atracció entre molècules reben el nom d'enllaços intermoleculars i són considerablement més febles que els enllaços iònics, covalents i metàl·lics. Les principals forces intermoleculars són: enllaç per pont d'hidrogen i les forces de Van der Waals.

Forces de Dispersió

Les forces de dispersió es presenten en totes les substàncies moleculars. Són el resultat de l'atracció entre els extrems positiu i negatiu de dipols induïts en molècules adjacents.

Atraccions Dipole-Dipole

Una atracció dipol-dipol és una interacció no covalent entre dues molècules polars o dos grups polars de la mateixa molècula si aquesta és gran.

Ponts d'Hidrogen

És un tipus especial d'interacció dipol-dipol entre l'àtom d'hidrogen que està formant un enllaç polar, tal com N-H, O-H, o F-H, i un àtom electronegatiu com O, N o F.

L'enllaç d'hidrogen passa quan un àtom d'hidrogen és enllaçat a un àtom fortament electronegatiu com el nitrogen, l'oxigen o el fluor. L'àtom d'hidrogen té una càrrega positiva parcial i pot interaccionar amb altres àtoms electronegatius en una altra molècula (novament, amb N, O o F).

Xarxa Cristalina

Característica comú a tots els composts iònics. Els ions de càrrega oposada que es troben en un compost iònic s'atreuen intensament, aproximant-se i distribuint-se en un reticle cristal·lí tridimensional (xarxa cristal·lina).