Bloc 3: àtoms i molècules
Teoria atòmica de Dalton
Els principis d’aquesta teoria son:
1) La matèria està formada per partícules, separades i indivisibles anomenades àtoms.
2) La substància que té tots els àtoms igual és un element.
3) Els àtoms de diferents elements tenen diferent massa i diferents propietats.
4) Els àtoms de diferents elements s’uneixen en quantitats fixes per formar compostos.
5) Els àtoms-compostos son iguals en massa i propietats (posteriorment Avogadro anomenarà a aquests àtoms-compostos, molècules)
Model de Thomson
Va proposar que l’àtom estava format per un conjunt d’electrons incrustats en una massa esfèrica positiva i de densitat uniforme, de manera que el conjunt era neutre i estable. També s’anomena a
aquest model “model pudding de panses”.
Model de Rutherford
Amb el descobriment del nucli, Rutherford va plantejar un model d’àtom que expliqués les evidències experiment
1) La major part de la massa i tota la càrrega positiva de l’àtom es concentra en una minúscula zona central d’una gran densitat, el nucli.als. Així va proposar que:
2) L’àtom, molt més gran que el nucli, inclou l’escorça electrònica, que és la regió on els electrons descriuen òrbites circulars al voltant del nucli.
3) L’àtom és neutre ja que el nombre d’electrons és igual al de protons.
Model de Bohr
Degut a estudis realitzats amb la llum i aspectes energètics, el model de Rutherford quedà obsolet i Bohr proposà un nou model. Aquest model descriu l’àtom de la següent manera:
1) L’electró gira en òrbites circulars al voltant del nucli. Cadascuna d’aquestes òrbites correspon a un estat estacionari o nivell d’energia permès. (n=1, 2,3.....).
2) Cada nivell conté un nombre determinat d’electrons (nivell 1 conté 2 electrons, el nivell 2 conté 8 electrons, el nivell 3 conté 18 electrons....).
3) Només s’absorbeix o s’emet energia quan un electró passa d’un nivell d’energia a un altre:
∆E = Ef – Eo
Model actual
Amb el descobriment del neutró (partícula fonamental de massa similar al protó, però neutre), es va formular l’actual model d’àtom. L’àtom consta:
Nucli: on hi trobem: - Protons: amb càrrega positiva.
- Neutrons: sense càrrega.
Escorça: on s’hi troben els electrons amb càrrega negativa.
Però els electrons no descriuen òrbites circulars, ja que degut a les forces gravitatòries, els electrons s’acabarien estavellant contra el nucli. Així els electrons els troben en nivells energètics ocupant orbitals. Els nivells energètics per ordre creixent van de 1 a 7. Els orbitals son les zones de probabilitat màxima on podem trobar els electrons. Actualment es coneixen 4 orbitals: s, p d i f.
Nombre atòmic i nombre màssic
Nombre atòmic: (Z) és el nombre de protons o electrons que té un àtom.
Nombre màssic: (A) és la suma de protons i neutrons d’un àtom.
Isòtops
Dos àtoms son isòtops quan tenen el mateix nombre atòmic però diferent nombre màssic:
Configuració electrònica d’un àtom
La configuració electrònica serveix per saber la distribució energètica dels electrons d’un àtom. (quants electrons hi ha a cada nivell i a cada orbital).
Els diferents orbitals tenen diferents capacitats:
Orbital Capacitat
s 2 e-
p 6 e-
d 10 e-
f 14 e-
Per saber com es distribueixen els electrons es fa servir el diagrama de Moeller.
Ions
Ió: àtom carregat elèctricament, ja sigui amb càrrega positiva (catió) o negativa (anió)
Cations: es forma quan un àtom perd un o més electrons del seu nivell més extern, i per tant queda carregat positivament.
Anions: es forma quan un àtom guanya un o més electrons al seu nivell més extern, i per tant queda carregat negativament.
Configuració electrònica d’ions
Configuració electrònica de cations: cal restar a l’orbital més extern un o més electrons.
Configuració electrònica d’anions: cal sumar a l’orbital més extern un o més electrons.
LA TAULA PERIÒDICA
Descripció i característiques
Els primers intents parcial de classificació dels elements es va realitzar al 1817 per Doebereiner. Però no fou fins l’any 1869 que, Meyer i Mendeleiev, van establir les bases de la classificació periòdica actual. Mendeleiev, en estudiar les propietats físiques i químiques del elements, va trobar una repetició periòdica de les propietats dels elements i dels seus compostos quan els elements s’ordenen per ordre creixent del seus pesos atòmics.
L’actual taula periòdica està formada per 116 elements ordenats per ordre creixent de nombre atòmic, i tret d’alguna excepció, també per ordre creixent de massa atòmica (excepció: Te i I).
Els elements estan distribuïts en 7 períodes i 18 grups:
Grup 1 → alcalins ( s1)
Grup 2 → alcalinoterris ( s2)
Grup 16 → calcògens o grup de l’oxigen ( s2p4)
Grup 17 → halògens (s2p5 )
Grup 18 → gasos nobles (s2p6)
Els elements situats a l’esquerra de la taula periòdica son els metalls i els de la dreta els no metalls. Hi ha una franja que els separa on hi trobem els semimetalls. Els metalls tenen tendència a perdre electrons de l’orbital més extern i quedar carregats positivament. En canvi els no metalls tenen tendència a guanyar electrons al orbital més extern i queden carregats negativament.
Els elements del bloc s i p, son anomenats elements dels grups principals. Els elements que es troben al centre de la taula periòdica son els elements de transició, i els que trobem més avall son els mal anomenats “terres rares”, actualment s’anomenen elements de transició interna.
A la taula periòdica hi trobem els elements en els 3 estats de la matèria (en condicions de 1 atm. de pressió i temperatura de 25ºC). Gairebé tots els metalls son sòlids, excepte: Cs, Fr, Hg i Ga. Son gasos tots els gasos nobles i algun calcògen (O i N).Gairebé tots els elements de transició interna son sintètics.
Els elements d’un mateix grup tenen propietats físiques i químiques semblants i reaccionen de forma similar. Així per exemple els gasos nobles son inerts tots ells. Això es degut a la seva semblança en la configuració electrònica.
Regla de l’octet
Els gasos nobles son molt estables, no tenen tendència ni a perdre ni a guanyar electrons, no formen molècules diatòmiques, i tenen una elevada energia d’ionització ( energia necessària per arrencar un electró de la capa més externa).
Si ens fixem en la configuració electrònica de tots els gasos nobles veurem que tenen els orbitals s i p plens, i què a excepció del He, tots tenen 8 electrons a la última capa o nivell.
Regla de l’octet: els àtoms tendeixen a guanyar, perdre o compartir electrons per tal d’aconseguir que el seu nivell més extern adquireixi la configuració de gas noble.
L’ENLLAÇ QUÍMIC
Enllaç: és la unió entre àtoms o partícules que formen una substància. És un concepte energètic i per això també es parla d’energia d’enllaç, que dóna una idea de la “força” que uneix els àtoms o partícules. Hi ha varis tipus:
Enllaç iònic
Enllaç covalent
Enllaç metàl·lic
Altres: ponts d’hidrogen, forces de Van der Waals....
Enllaç iònic. Característiques.
És la unió entre cations i anions, degut a les forces d’atracció electrostàtiques. Te lloc entre metalls i no metalls.
Les molècules que en resulten formen xarxes cristal·lines, que estan formades per un nombre determinat de partícules elementals, que es disposen constituint una estructura geomètrica ordenada. Na+ + Cl- → NaCl
Propietats: son sòlids amb elevat punt de fusió, solubles en aigua, i condueixen el corrent elèctric en dissolució o quan es fonen.
Enllaç covalent. Característiques.
És la unió d’àtoms que comparteixen un o més parells d’electrons. Això es produeix entre àtoms no metàl·lics que no tenen 8 electrons a l’últim nivell. Així quan s’apropen els dos orbitals es superposen donant lloc a un nou orbital (orbital molecular) que comparteixen ambdós àtoms.
Exemple 1: Cl2
[Cl] = 1s22s22p63s23p5 , té 7 electrons a la última capa
Exemple 2: CO2
[C] = 1s22s22p2 , té 4 electrons a la última capa
[O] = 1s22s22p4 , té 6 electrons a la última capa
Propietats:
* Molècules: es troben en estat líquid o gas, de baix punt de fusió, insolubles en aigua i no condueixen el corrent
* Xarxes cristal·lines: son sòlids d’elevat punt de fusió, insolubles en gairebé tots els dissolvents, i no condueixen el corrent elèctric.
Enllaç metàl·lic. Característiques.
Els metalls tenen la propietat de poder perdre electrons i quedar carregats positivament. Així els cations metàl·lics poden disposar-se en una xarxa cristal·lina on trobem un núvol electrònic al seu interior on els electrons tenen llibertat de moviment.
Propietats: són sòlids (excepte el Hg), d’elevat punt de fusió, solubles entre si (formen aliatges), i son bon conductors elèctrics.