MODELOS ATÓMICOS
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1808)
1.- a materia está formada por átomos indivisibles.
2.- cada elemento (ferro, cobre, carbono, xofre…) está formado por átomos iguais entre si, coa mesma masa e as mesmas propiedades.
3.- os átomos de diferentes elementos teñen masas e propiedades diferentes.
4.- os átomos pódense unir entre si para formar átomos compostos (pensaba que a auga, era un átomo formado por dous átomos de hidróxeno e un de osíxeno).
5.- Cando dous ou máis átomos se unen fano en proporcións sinxelas e sempre as mesmas.
Algunhas representacións dos átomos que empregou Dalton son as seguintes :
TEORÍA ATÓMICA DE THOMSON (1904)
Nesta época xa se coñecía a electricidade e Thomson propuxo que dentro dos átomos tiña que haber carga eléctrica positiva e negativa. Imaxinou os átomos como esferas feitas dunha masa positiva, dentro da cal estarían incrustradas pequenas cargas negativas chamadas electróns. As cargas positivas e negativas totais están compensadas.
TEORÍA DE RUTHERFORD (1911, físico neozelandés)
Bombardeou con partículas alfa unha lamina de ouro. Propón un modelo de átomos practicamente ocos, onde a masa está concentrada no centro, nunha zona moi pequena. Os electróns con carga negativa atópanse a gran distancia do núcleo e dando voltas arredor del. As partículas positivas chamóuselles protóns e pensou que debería haber outras partículas con masa, pero sen carga eléctrica. Serían descubertas en 1932 e chamóuselles neutróns.
MODELO ATÓMICO DE BHOR (1913, físico danés)
Propuxo que os electróns non están á mesma distancia do núcleo, senón que se atopan distribuídos en capas describindo órbitas arredor do núcleo. Os electróns máis cercanos teñen menos enerxía e os máis alon xados teñen máis . Os átomos pequenos teñen poucas capas e os grandes moitas.
MODELO ACTUAL
O modelo actual está feito a partir dos modelos anteriores e de novos descubrimentos. Actualmente acéptase que os átomos teñen as seguintes características :
- na zona central (núcleo) atópanse os protóns e os neutróns.
- á gran distancia do núcleo están os electróns e teñen pouca masa e carga negativa.
ESTRUCTURA ATÓMICA
A rexión do espazo arredor do núcleo onde é máis probable que se atopen os electróns chámase orbital, non é exactamente unha órbita. Hai distintos tipos de orbitais (s,p,d,f). Entre o núcleo e a codia existe unha gran zona baleira. Os átomos son neutros, é dicir, teñen o mesmo número de protóns que de
neutróns. Casi todos os elementos teñen máis dun isótopo.
ISÓTOPOS : átomos dun mesmo elemento co mesmo número de protóns (mesmo número atómico) pero diferente número de neutróns (diferente número másico). EX: Ne 1020 e Ne 1022
NÚMERO ATÓMICO (Z) : expresa o número de protóns que hai no núcleo dun átomo e indica o número de orde que ocupa devandito elemento na táboa periódica
NÚMERO MÁSICO OU MASA ATÓMICA (A) : é a suma de protóns e neutróns que hai no núcleo dun átomo.
Para coñecer o número de protóns, electróns e neutróns que ten un átomo utilizamos o valor de Z e de A :
Z = protóns = electróns A = protóns + neutróns
Ex : Ca ten Z = 20 e A = 40. Polo tanto, ten 20 protóns no núcleo, 20 electróns na codia e 20 neutróns no núcleo xa que : Neutróns = A – protóns
Ex : Na ten Z = 11 e A = 23. Polo tanto, ten 11 protóns no núcleo, 11 electróns na codia e 12 neutróns no núcleo.
MASA DOS ÁTOMOS (MASA ATÓMICA)
A masa atómica depende do número de protóns e neutróns, xa que son as partículas que teñen masa . Na táboa periódica figuran as masas atómicas en umas (u) (EX: a masa dun átomo de ouro é 197 u.). O átomo mais lixeiro é o hidróxeno e ten unha masa de 1u.1 átomo de calquera elemento pesa o seu peso atómico expresado en uma.
MOL : 1 mol de átomos son 6,022.1023 átomos (EX: 1 mol de cobre (Cu) = 63.55 gramos = 6,022 x 1023 átomos de cobre) é dicir, 1 mol dun elemento = 6,022 x 1023 átomos dun elemento = masa atómica dun elemento en gramos. 1 mol de átomos de calquera elemento pesa o seu peso atómico expresado en gramos (1 mol de Li = 7g – 2 moles de Li = 14 g). 6,022x1023 átomos de calquera elemento pesan o seu peso atómico expresado en gramos (7 g de Li = 6,022x1023 átomos – 14 g de Li = 1,20 x 1024 átomos)
- PARA TRANSFORMAR MOLES DE CALQUERA ELEMENTO A GRAMOS : multiplícase o número de moles polo peso atómico do elemento. EX : Cantos gramos son 2,5 moles de sodio? O número másico do sodio é 23, polo tanto : 2,5 moles x 23 = 57,59 g
- PARA TRANSFORMAR GRAMOS DE CALQUERA ELEMENTO A MOLES : divídense os gramos entre o peso atómico do elemento. EX: Cantos moles son 80 g de calcio? O número másico do calcio é 40, polo tanto : 80 g / 40 = 2 moles
- PARA SABER CANTOS ÁTOMOS HAI EN CERTOS GRAMOS DUN ELEMENTO : divídense os gramos entre o peso atómico do elemento e o que nos da multiplicámolo por 6,022x1023. EX: Cantos átomos hai en 30 g de Na? O numero másico de Na é 23, polo tanto : 30 / 23 = 1,3 x 6,022x1023= 7,8286 x 1023 átomos
- PARA SABER A MASA MOLECULAR DE COMPOSTOS : hai que sumar as masas de cada átomo que forman o composto. EX: calcular a masa molecular da auga, H2O : o numero másico de H é 1 e o número másico de O é 16, polo tanto : 2 átomos de H x 1u + 1 átomo de O x 16 u = 2 + 16 = 18 uma
PORQUE NA TÁBOA PERIÓDICA A MASA APARECE EN DÉCIMAIS? : porque é un promedio de diferentes isótopos (un ou máis átomos que teñen o mismo número atómico pero con diferente número de masa)
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA : é a maneira en que os electróns se organizan en niveis e subniveis arredor do núcleo :
a) Os electróns repártesen en niveis enerxéticos.
b) Nos niveis máis baixos caben menos electróns e nos máis altos máis (están máis alonxados do núcleo, son máis grandes e teñen espazo para máis electróns). O máximo número de electróns dun nivel ven dado pola expresión Z x n2 : - nivel 1 (2 x 12 = 2 electróns) – nivel 2 (2 x 22 = 8 electróns) – nivel 3
(2 x 32 = 18 electróns) – nivel 4 (2 x 42 = 32 electróns)
c) Os electróns ocupan sempre o nivel máis baixo posible, ata que non está cheo o nivel non se empeza a
ocupar o seguinte.
d) Dentro de cada nivel pode haber subniveis de tipo s (2é), p (6é), d (10é), f (14é).
e) En cada subnivel hai un número determinado de orbitais que poden conter, como máximo, 2 electróns
cada un. Así, hai 1 orbital tipo s, 3 orbitais p, 5 orbitais d e 7 del tipo f. Desta forma o número máximo de electróns que admite cada subnivel é : 2 no s - 6 no p (2 electróns x 3 orbitais) - 10 no d (2 x 5) - 14 no f (2 x7).
f) A orde de enchido dos orbitais é : 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d →4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d ...
Os átomos neutros poden formar ións gañando ou perdendo electróns. Si o átomo perde electróns forma
un catión ou ión positivo. EX: A+ (perdeu 1 electrón), A2+ (perdeu 2 electróns). Si o átomo gaña electróns forma un anión ou un ión negativo. EX : A- (gañou 1 electrón), A2- (gañou 2 electróns).O número atómico, Z, non cambia pola formación de ións. Para os ións tamén se pode calcular o número de neutróns, protóns e electróns igual que cos átomos neutros. A única diferencia é que, ao número de electróns, hai que sumarlle ou restarlle a carga do ión. EX : O 817 2- ten : 8 protóns, 9 neutróns (17- 8 = 9) e 10 electróns (8 + 2 = 10). Pódense perder e gañar máis dun electrón, de maneira que os ións van ter carga positiva ou negativa distinta de 1. Chámase ecuación de ionización á que representa o proceso de formación de ións. Os electróns añádense ou quítanse do nivel máis alto :
- Os elementos que teñen poucos electróns na última capa (1, 2 ou 3) tenden a perdelos :
EX : Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1 = Na+ : 1s2 2s2 2p6
Ca (Z = 20) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 = Ca2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
- Os elementos que teñen moitos electróns na última capa (5, 6 ó 7) tenden a gañalos :
EX : F (Z = 9) : 1s22s22p5 = F- : 1s22s22p6
S (Z = 16) : 1s22s22p63s23p4 = S2+ : 1s22s22p63s23p6
- Os elementos que teñen a última capa completa (8 electrones) no tenden nin a gañar nin a perder : electróns xa que teñen a súa última capa completa :
EX : Ne (Z = 10) : 1s22s22p6
Ar (Z = 18) : 1s22s22p63s23p6
No hay comentarios:
Publicar un comentario