Química 4ESO 1. Els àtoms i els seus enllaços Models atòmics Els àtoms estan formats per diferents partícules: protons, neutrons i electrons. De tota manera no els podem veure massa bé, però el que sí que podem fer és esbrinar-ne el seu comportament. El fet de descriure fenòmens físics amb esquemes i fórmules de manera que ens ajudin a predir-ne el seu comportament és el que s anomena construir un model. Un model per tant, no té perquè ajustar-se a la realitat, és una aproximació d un fenomen físic. Els diferents models atòmics han anat sorgint de les necessitats d explicar fenòmens nous, per tant, aquests models seran vàlids o invàlids depenent del que volem calcular. Podem veure els següents models de més simple a més complex: Dalton: Els àtoms son indivisibles Faraday: Els àtoms tenen partícules carregades elèctricament Thomson: Les partícules positives estan al nucli, les negatives lluny Bohr: Els electrons tenen certs nivells d energia i uns subnivells anomenats orbitals Cada nou experiment que no és explicat per una teoria o un model, obliga a modificar aquesta teoria. L àtom Què hem de saber de l àtom? Està constituït per partícules positives, negatives i neutres (protons, electrons i neutrons respectivament) Els neutrons i el protons viuen al nucli de l àtom, per això també reben el nom de nucleons. Els electrons pululen al voltant del nucli. Massa i mida de l àtom El nucli, constituït per protons i neutrons és on es concentra la major part de la massa de l àtom. De fet la massa d un protó és 1836 vegades la de l electró i la del neutró 1838 vegades la de l electró. Això fa que a l hora de calcular la massa de l àtom no tinguem en compte la massa de l electró i que comptem el nombre de partícules que hi ha al nucli. En canvi mentre que la mida de l àtom és de l ordre dels àngstroms, és a dir 10 10 m ; la mida del nucli és de l ordre del femptòmetre, o sigui 10 15 m, 100.000 vegades més petit que la resta de l àtom. Els àtoms estan buits!!! Nombres atòmics Tres nombres ens serviran per caracteritzar els àtoms Z : Nombre atòmic És el nombre més important Caracteritza el tipus de material A : Nombre màssic Ens dona el nombre de protons i neutrons i per tant, el pes de l àtom A = N p + + N n N : Nombre d electrons e Tipus d àtoms Un àtom d un material queda caracteritzat pel nombre de protons. Així els àtoms d or tindran sempre 79 protons, els del fòsfor 15 etc. Els àtoms d un mateix material poden tenir diferent nombre de neutrons i d electrons, vegem quin nom reben.
Isòtops: son àtoms d un mateix element amb diferent nombre de neutrons. Per exemple el carboni té 3 isòtops diferents el C 12, el C 13 i el C 14 Això vol dir que hi ha àtoms del carboni amb 6, 7 i 8 neutrons respectivament. Hi ha isòtops estables com el C 12 i n hi ha de radioactius com el C 14 Ions: Són àtoms d un mateix element amb diferent nombre d electrons. La càrrega d un electró i un protó son iguals i de sentit contrari. Per tant si tenim igual nombre d electrons i de protons aquest àtom serà neutre, si afegim un electró tindrà una càrrega negativa (-) si té dos electrons de més en tindrà dues (-2) etc. per contra si li traiem un electró tindrà càrrega positiva (+) si li n traiem dues (+2) etc. Energia de l àtom L energia de l àtom ve donada per l estat d excitació d aquest, això voldrà dir que els seus electrons tenen més energia o menys. Aquests electrons, per les propietats especials que tenen degudes a la física quàntica que en regeix el seu comportament, no poden tenir qualsevol energia. Només poden tenir uns estats d energia concrets depenent de en quin nivell energètic es troben. Configuració electrònica Segons el model de Bohr, com més aprop del nucli, l energia és més baixa, per tant els electrons tindràn tendència a omplir les capes més baixes. Però tampoc poden cabre-hi infinits electrons en una mateixa capa. El nombre màxim d electrons és de 2 a la primera capa, 8 a la segona etc. En general, si n és el nivell electrònic el nombre màxim d electrons que hi caben ve donada per la fórmula 2n 2 Espectre d emissió de l àtom, Recordem que hi ha 4 forces fonamentals a la natura: Gravitatòria, Electro-magnètica, nuclear forta i nuclear dèbil. Les forces nuclears afecten als nucleons entre si, la gravitatòria només es nota en quantitats de massa molt grans, per tant la forma de modificar l energia dels electrons és mitjançant energia electromagnètica. Això implica que per augmentar l energia de l àtom, aquest absorbirà rajos e-m i quan es relaxi, emetrà també rajos e-m. Quan un electró baixi de nivell, per exemple del nivell 5 al 3 o del nivell 3 al 2 (com es veu a l imatge) emetrà un raig electromagnètic. La freqüència d aquest raig serà més gran com més gran sigui el canvi d energia, és a dir, com més orbitals salti. Energia i freqüència dels rajos electromagnètics estàn directament relacionats per la fórmula ΔE = υ la constant de proporcionalitat és la constant de planck. Orbitals electrònics L energia dels electrons no només depèn del nivell electrònic, sino també de la seva orientació quàntica que anomenem spin. Cada orientació l anomenarem orbital i té associada certa energia. Com més alt és el nivell electrònic més orbitals podem tenir. Tenim orbitals s, p, d i f teòricament tenim orbitals g, h i però no s han observat. En el primer nivell electrònic (n=1) només tenim orbitals s En el segon orbital només podem tenir orbitals s i p En el tercer tenim s, p i d i així successivament Igual que en els nivells atòmics, en aquests subnivells o orbitals no podem tenir infinits electrons. L orbital s admet un màxim de 2 electrons L orbital p admet un màxim de 6 electrons L orbital d admet un màxim de 10 electrons L orbital f admet un màxim de 14 electrons En general ho podem calcular sabent que el nombre màxim és igual a 2(2l + 1) amb l=0,1,2 i 3
Ordre d emplenament dels orbitals Com hem dit la natura vol treballar poc, per tant escull com a configuració més estable aquella que li suposa tenir menys energia. com més baix és el nivell electrònic en general menys energia tindrà l electró, i com més alt sigui l orbital menys energia també. Per saber ben bé quin orbital ve abans que un altre seguim la regla de Madelung. Un exemple seria el rubidi 37 Rb Omplirem primer l orbital s del primer nivell després seguint la segona diagonal ompliríem l orbital s del segon nivell Seguim amb la tercera diagonal i ompliríem l orbital p del segon nivell i després l orbital s del tercer nivell i així successivament. Com ho fem per indicar que posem dos electrons a l orbital s del primer nivell? Doncs així: [nº d ' electrons] [nivell] [orbital] Al repartir els electrons d aquesta manera, el rubidi ens queda configurat de manera que 37 Rb = 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4 p 6 5s 1 Capa de valència La última capa, la del nivell més alt (en el cas del rubidi n=5) s anomena capa de valència i els seus electrons seràn els electrons de valència. Això és molt important perquè depenent de la quantitat d electrons que hi hagi a la capa de valència, i de quin tipus siguin (configurats en s, p, d o f) aquest material tindrà unes propietats o unes altres. Aquells materials que tenen un electró s a la capa de valència tenen unes propietats molt semblants, son els elements de tot el bloc de la columna 1 de la taula periòdica i s anomenen metalls alcalins. Els de la columna 2 son els metalls alcalinoterris i també tenen propietats semblants.
Examinant la taula periòdica Vegem aquesta taula amb més deteniment: No-metalls: Com a no metalls comptarem els metal loides, no metalls, halògens i gasos nobles. Metalls: son la resta d elements, entre els que tenim els alcalins, alcalinoterris, metalls de transició, lantànids i actínids. Regla de l octet A la dreta de tot tenim els gasos nobles, aquests tenen una particularitat, en l última capa tenen 8 electrons. Per raons que s escapen dels objectius d aquest tema, la configuració de 8 electrons en l última capa és la més estable que pot trobar un àtom, molt més que tenir un igual nombre de protons i neutrons i molt més que ser neutre en quant a càrrega elèctrica. Altrament reben el nom de gasos inerts perquè son tan estables que no interaccionen amb altres àtoms. Els àtoms per tant, buscaran la manera de tenir 8 electrons en l últimca capa mitjançant diferents processos físics: els enllaços. Enllaços Com hem dit, els àtoms es troben còmodes quan la seva capa de valència té 8 electrons. Si no és així l àtom es buscará la vida per omplir aquesta capa. La manera de fer-ho serà donant o prenent electrons a altres àtoms mitjançant enllaços. Hi ha 3 tipus d enllaç Enllaç iònic: cedint electrons Enllaç covalent: compartint electrons Enllaç metàlic: els electrons son de tots Enllaç iònic Els àtoms que a la última capa tenen pocs electrons 1, 2, 3 tindran tendència a perdre ls en canvi aquells que els hi falten 1, 2, 3 electrons per completar una capa amb 8 tindran tendència a robar-los. Com a exemple tenim el clorur de sodi (NaCl) la sal comuna. El sodi te un electró a la última capa, en canvi el clor en té 7, per tant només necessitarà un electró per a tenir-ne 8. Si combinem sodi i clor es donarà una reacció química en que cada àtom de clor prendrà un electró a un àtom de sodi per tant quedaran estables. Per altra banda quedaran carregats elèctricament, és seran ions: [Na] + [Cl] Pols oposats s atrauen, aquests dos atoms quedaran d aquesta manera enllaçats mitjançant un enllaç iónic. Seguidament tenim Liti i Flúor Enllaç covalent A diferència de l iònic en que cedim i prenem electrons aquí els electrons es comparteixen. Per exemple teim l hidrògen que té un electró. Podem combinar dos átom d Hidrògen de tal manera que els apropem tant que cada un dels dos veu com a seus els dos electrons que estan compartint. Aquest enllaç serà molt més fort que l enllaç iònic i s anomena enllaç covalent. Si es comparteixen dos electrons és un enllaç covalent simple, si se n comparteixen 4 és un enllaç covalent doble i 6 electrons és un enllaç triple.
Enllaç metàlic No és realment un enllaç en el sentit de que els àtoms no es matenen junts degut a això. És quan tenim una estructura cristal lina d àtoms metàlics que han perdut els seus electrons i viatgen aleatòriament per tota la xarxa. Matèria: Elements i substàncies Element és un únic àtom, o una substància formada per elemets d un únic tipus d àtoms. Una substància està formada per elements químics i n hi ha bàsicament de dos tipus depenent dels tipus d enllaç que les formen: substàncies iòniques i substàncies covalents. El següent tema definirem tots aquests conceptes degudament. Substàncies iòniques Cristalls iònics - Sòlids [forta interacció entre ions] - Punts de fusió alts [forta atracció entre ions] - Fràgils [al separarse els enllaços es repel len] - Solubles [ions atrets per les molècules d aigua] - No conductores però conductores en solut [al dissoldre s els ions es desprenen] Substàncies covalents Substàncies moleculars - Punts de fusió baixos [força intramolecular forta, força intermolecular dèbil] - Poc solubles [no son ions] - Poc conductores [no tenen electrons de valència] Cristalls covalents - Sòlids molt durs, punts de fusió alts - Poc conductors - No solubles Substàncies metàliques: - Sòlids [enllaços forts] - Bons conductors [hi ha electrons de valència lliures] - Dúctils i maleables