Jony

Leyes ponderales: 1-ley de conservación de masa: En cualquier reacción química que tenga lugar en un sistema cerrado, la masa se conserva: La masa de sustancias de partida (reactivos) es la misma que la de las finales (productos). 2-ley de las proporciones definidas: Cuando se combinan dos o más elementos para dar un compuesto, lo hacen en proporción fija. 3- ley de las proporciones múltiples: Cuando dos o más elementos se combinan para formar diferentes compuestos, guardan una relación de números enteros sencillos.
Teoría atómica de Dalton: justifica las leyes ponderales con la teoría atómica: -los elementos químicos están formados por partículas (átomos), que son indivisibles. -todos los átomos de un mismo elemento son iguales (tienen la misma masa y las mismas propiedades; los átomos diferentes, tienen distinta masa y propiedades) -los compuestos químicos están formados por la unión de átomos diferentes, que se combinan entre sí en una relación de números enteros sencillos.-los átomos ni se crean ni se destruyen, solo se distribuyen.
Ley de Boyle: A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas, es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre el recipiente que lo contiene P·V=K; P1·V1=P2·V2. Justificación de ley de Boyle: Si a T=cte. comprimimos un gas a la mitad, según los puntos 3 y 4 de la T.cinética, los gases seguirían con la misma velocidad media, pero colisionando el doble de veces, ya que la distancia también se ha reducido a la mitad, en el mismo tiempo hacen dos veces su trayecto colisionan el doble de veces aumenta la presión el doble.
Modelo atómico de Bohr: -Los electrones giran en torno al núcleo haciendo orbitas circulares que no pierden energía.-Las únicas orbitas permitidas son las que la que la energía adopta valores determinados, se las llamo niveles de energía (n). -Cuanto más lejos del núcleo mayor su energía.-Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro emitiendo ese exceso de forma de radiación o absorbiendo energía si salta de uno menos energético a otro más energético. Correcciones del modelo de Bohr: El modelo de Borh estaba mal ya que poseía una estructura fina para explicar esto: Las orbitas no tenían porque ser circulares también podían ser elípticas y podían adoptar distinta orientación espacial, los electrones se encontraban en ondas.
Ley de charles-gay lussac: A presión constante, el volumen es directamente proporcional a su temperatura: V1/T1=V2/T2. Justificación de Charles-Gay Lussac: Si aumentamos la temperatura de un gas el doble, según el postulado 4, aumentara el doble la velocidad de sus partículas, aumento de presión, como la presión externa es constante, el gas deberá duplicar su volumen para igualar presiones.
Ley combinatoria de los gases ideales: Gases ideales cumplen a la perfección las leyes de Boyle y gay-lussac: P1·V1/T1=P2·V2/T2
Ecuación general de los gases: El cociente P·V/T=r (0.082 atm·L/mol·K) P.V=n(moles de gas)·R·T(Temperatura)
Teoría cinético-molecular: 1-los gases están formados por partículas (átomos o moléculas).su tamaño depende de la distancia que las separan.2-las moléculas del gas se mueven de forma continua al azar, chocando entre si y contra las paredes del recipiente que los contiene.3-los choques son completamente elásticos, por lo que no hay variación de la energía cinetica.4.-la energía cinética media es directamente proporcional a la temperatura de la muestra. Justificación de las propiedades de los gases: Ya que las moléculas del gas están en continuo movimiento colisionado con las paredes del recipiente, el gas adopta la forma de este, pueden comprimirse, y ejercen fuerza de presión.

Modelo atómico de Thompson: Sugirió un modelo que permitía encajar a los electrones dentro de un átomo eléctricamente neutro. Imaginó esferas macizas y de carga positiva neutralizada por los electrones, incrustados en ellas. La adición de nuevos electrones dotaría al átomo de una carga negativa. La pérdida de algunos de los electrones primitivos le proporcionaría una carga positiva.
Descubrimiento del protón (Rutherford): Vio en un tubo de rayos catódicos con cátodo perforado unos rayos llamados canales que iban de un electrodo a otro y se propagaban en línea recta, de signo contrario a los catódicos. El origen de los rayos canales estaba en los choques de los rayos catódicos con los átomos del tubo a los que arrancaban electrones k se convertirán en iones.
Descubrimiento del electrón: Viajan en línea recta, poseen masa tienen carga eléctrica negativa y son partículas fundamentales del átomo.
Número atómico: Expresa el nº de protones k tiene y es una Prop. Caract. Del elemento (Z) Número másico: A=Z+neutrones (suma de protones i neutrones) Isotopo: Clases de átomos que forman un elemento. Mismo nº atómico i distinto nº másico
Elemento químico: Sustancia pura formada x átomos con = Nº Atómico. Princ.de incertidumbre de Heisenberg :Es imposible conocer a la vez la posición y la velocidad de un electrón en un átomo, ya que en el caso de que detectásemos un electrón para medir su velocidad habría que comunicarle energía x lo que ascendería a un nivel superior energético.
Orbital atómico: Zona del espacio en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con energía
Principio de Pauli: En un átomo cualquiera no pueden existir dos electrones con los 4 nº cuánticos iguales cada orbital solo aloja a dos electrones.
Configuraciones electrónicas:
-Regla de la mínima energía: Los electrones han ocupando los orbitales en orden creciente de energía (diagrama de Moeller)
-Regla de Pauli: En un orbital solo caben dos electrones con sus espines opuestos
-Regla de Hund: A la hora de llenar un orbital de la misma energía los electrones se disponen de forma desapareada al máximo para mantener sus espines paralelos.
Propiedades periódicas: -Radio atómico: El radio de cualquier Ion positivo es siempre menor k el de su átomo neutro. El radio que cualquier Ion negativo es mayor al del átomo neutro, disminuye al subir en un grupo i al avanzar en un periodo. -Energía de ionización: Energía necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón +externo de un átomo aislado de un elemento en estado gaseoso para dar ligar a un ion positivo o catión (KJ/mol),dentro de un grupo el electrón externo está más alejado del núcleo y al avanzar en un periodo la carga nuclear aumenta afinidad eléctrica :variación de energía k s produce cuando de añade un electrón a un átomo neutro de un elemento en fase gaseosa para dar lugar a un Ion negativo gaseoso(KJ/mol),en un periodo aumenta d izquierda a derecha y en un grupo disminuye al aumentar el nº atómico
Electronegatividad: mide la tendencia que tiene un de sus átomos a atraer hacia si el par de electrones del enlace con otro átomo, en el periodo aumenta de izquierda derecha i en el grupo disminuye al descender carácter metálico y no metálico. -METALES: Bajas energías de ionización bajas afinidades electrónicas y electro negatividades más radiactivo cuanto mayor sea su tendencia a formar cationes. -NO METALES: Lo contrario al anterior solo que es más radiactivo a mayor electronegatividad. -SEMIMETAL: Características intermedias.