Chapter 2.docx

4 Pages
96 Views

Department
Chemistry & Chemical Biology
Course Code
CHEM 1211
Professor
Christopher Toher

This preview shows page 1. Sign up to view the full 4 pages of the document.
Description
Jonathan Olson Chapter 2 18 March 2014 Atoms, Ions, and Compounds 2.1 The Rutherford Model of Atomic Structure • Realized that the atom may not be the smallest particle, instead, there are electrons floating around the  nucleus of protons and neutrons • Anode – positive • Cathode – negative • Thomson used the laser emitted by a cathode ray to determine the mass­to­charge ratio of particles • Millikan developed within 1%, the charge of an electron, so that Thomson could determine the mass • Henri Becquerel, Ernest Rutherford, Marie and Pierre Curie, showed that radiation is actually types of  rays • Radioactivity – the spontaneous emission of high­energy radiation and particles by materials such as  pitchblende • Rutherford discovered and named two emitted particles o Beta Particle (electrons) – penetrate better than alpha particles  Can be deflected by a magnetic field  High energy o Alpha Particle – deflected in the opposite direction of the beta particles in the same electric and  magnetic fields o 1000 time more massive than Beta particles o Later found out that bombarding atoms with alpha particles could actually change (transmute)  the element of the atom  Very commonly, hydrogen was produced o He thought that the protons were all hydrogen nuclei, and that they were part of all nuclei • James Chadwick successfully isolated and characterized free neutrons • amu – Dalton (d) – or unified mass units (u) o 1/12 the mass of a carbon 12 atom 2.2 Isotopes o Francis W. Aston – discovered isotopes, by sending rays through fill gasses in cathode tubes. It was  commonly a neon fill gas, and he determined that most of the atoms were identical in mass, but some  were more massive. He determined that it was due to an increase in the number of neutrons in the atoms.  o Ions – charged atoms o Atomic number – number of protons o Mass number – number of nucleons (protons & neutrons) o AX Z A o Sometimes is written  X 2.3 Average Atomic Mass • Natural abundance – how much of each isotope occurs in nature • Mx+ a1m1 + a2m2 + … o Mx is the average atomic mass of an element 2.4 The Periodic Table of the Elements [Type text] [Type text] [Type text] • Periods – horizontal rows • Groups or Families – columns • No elements above 94 naturally occur in nature • Halogens – group 17 o “salt former” • Alkali metals – group 1 • Alkaline Earth metals – group 2 • Metals – tan • Nonmetals – blue o Poor conductors of heat and electricity • Metalloids or semimetals – physical properties of metals but chemical properties of nonmetals • Main Group Elements or Representative elements – groups 1, 2, and 13 through 18 o Most abundant • Transition metals – Groups 3 through 12 o Classic metals  Hard, ductile, malleable, conductors • Noble Gases – group 18 2.5 Trends in Compound Formation • Dalton’s Law of Multiple Proportions – if the same two elements can form more than one compound,  the ration of the different masses of O that can react with a given mass of S to form the two compounds  can be expressed as the ratio of two small whole numbers.  • Molecular compounds o Binary (two­element) o The building blocks of these compounds are molecules that contain atoms of two nonmetals (the  elements with blue cells) o Atoms connected together by shared pairs of electrons called covalent bonds o Molecular Formulas – Chemical formulas that specifies the number of atoms of each element in  one molecule of a compound o The fact that the same two elements can form compounds with different molecular formulas  means that there are different ways to form covalent bonds between atoms of the same two  elements • Ionic Compounds – Each contain a metallic element combined with a nonmetal o Each atoms of the metal has lost one or more electrons, forming a positively charged ion called a  cation o Each atom of the nonmetal has gained one or more electrons, forming a negatively charged anion o Because these ions start out as single atoms, they are called monatomic ions o The cations and anions in an ionic compound are held together by the electrostatic attraction that  ions of opposite charge have on each other o Empirical Formulas – formulas based on the lowest whole­number ration of the component  elements in a compound o Formula unit – the smallest electrically neutral unit within the crystal 2.6 Naming Compounds and Writing Formulas Jonathan Olson Chapter 2 18 March 2014 • Converting the molecular formula of a binary molecular compound into the compound name 1. Start with the name of the first element in the formula 2. Change the ending of the name of the second element to –ide 3. Add prefixes to the first and second names to indicate the number of atoms of each type in the  molecule o Elements in lower 
More Less
Unlock Document

Only page 1 are available for preview. Some parts have been intentionally blurred.

Unlock Document
You're Reading a Preview

Unlock to view full version

Unlock Document

Log In


OR

Join OneClass

Access over 10 million pages of study
documents for 1.3 million courses.

Sign up

Join to view


OR

By registering, I agree to the Terms and Privacy Policies
Already have an account?
Just a few more details

So we can recommend you notes for your school.

Reset Password

Please enter below the email address you registered with and we will send you a link to reset your password.

Add your courses

Get notes from the top students in your class.


Submit