Tema 1. Elements i compostos (I).

1. Els àtoms. Estructura i configuració electrònica. 

1.1.- LA CONSTITUCIÓ DE L'ÀTOM.

El coneixement de l'estructura actual de l'àtom té molts i molts anys d'història. De forma molt resumida ho podem veure a la figura següent de Carlos Pazos (@molasaber):

Inclús abans de les aportacions de John Dalton a primers del s. XIX, ja s'havien descobert molts aspectes relacionats amb l'existència dels àtoms.

Comencem aquest viatge de coneixement fa milers d'anys. Ens trobem amb els pares reconeguts de l'atomisme, teoria filosòfica que es fonamentava en raonaments lògics i l'observació del món, però no en l'experimentació. I, tot i això, sorprèn tot el que es van acostar.

Molts segles després, entrem en una era de ciència experimental, on les hipòtesis es posen a prova amb dades extretes de la realitat.

Dalton, que coneixia el comportament dels gasos, va veure que les idees de Demòcrit encaixaven amb els seus estudis i va presentar el primer model científic de l'àtom.

El model de Dalton, encara amb els seus problemes, va significar un abans i un després. Després, a la fi de segle XIX, Thomson descobria l'electró obrint la veda a noves propostes atòmiques. Va ser una època emocionant, plena de descobriments, entre ells, el fenomen de radioactivitat.

J.J. Thomson, arran dels seus experiments amb raigs catòdics, dóna forma al seu peculiar model anys després. En aquell temps encara es referia als electrons com corpuscles de càrrega de negativa.

Poc després Rutherford faria xocar partícules alfa contra una fina làmina d'or. Va comprovar que algunes es desviaven, fins i tot en sentit oposat, el que significava que havien d'estar xocant contra un nucli de càrrega positiva i que la resta de l'àtom estava gairebé buit.

Aquesta visió de l'àtom s'ha instal·lat en la cultura popular com una opció prou bona per ajudar a entendre les seves parts fonamentals però, com veurem més endavant, insuficient per explicar les interaccions químiques o fenòmens de naturalesa quàntica.

Partint d'el model de Rutherford, Niels Bohr va disposar els electrons en òrbites circulars ordenades per nivells d'energia. Les limitacions de el model van donar peu al desenvolupament de la mecànica quàntica, però la senzillesa del model encara s'utilitza per comprendre la teoria atòmica.

I llavors va arribar Schrödinger -sí, sí, el del gat-, i va descriure el comportament ondulatori de l'electró, sense posició definida dins l'àtom en una zona de probabilitat, els orbitals atòmics, que ja li dedicarem un apartat posteriorment.

Si voleu conèixer una mica què és això del "gat d'Schrödinger", pots veure el video següent:

A la fi, tantes ments aportant peces d'aquest enorme trencaclosques per arribar a el model actual, nascut el 1928 amb l'equació de Dirac, una versió relativista de la de Schrödinger; i amb l'aportació de Jordan, introduint l'espín (que prediria l'antimatèria).

Des de llavors aquest model, que s'ha anat afinant, suporta bastant bé els nous descobriments. Ara sabem que neutrons i protons estan conformats al seu torn de quarks .

Una mica més avall, podràs veure un video amb el resum de l'evolució de tots aquests models atòmics, fins arribar a l'actualitat.

👉 En resum, l’àtom és una estructura amb un nucli molt petit en relació amb la mida total d'aquest l'àtom.

• Al nucli hi ha protons i neutrons.
• Al voltant d'aquest nuncli es mouen els electrons a una distància del nucli molt gran en comparació amb la mida d'aquest. És a dir, la major part de l'àtom està buida.

I tal com hem dit, en l'àtom hi ha altres partícules més petites, anomenades quarks, que formen els protons i els neutrons.

Per representar un àtom s'utilitzen un símbol i dos nombres:

• El nombre atòmic, Z, indica el nombre de protons de l'àtom.
• El nombre màssic, A, indica la suma del nombre de protons i el nombre de neutrons.

En un àtom neutre, el nombre de protons coincideix amb el nombre d'electrons. Per tant, Z també representa el nombre d'electrons de l'àtom neutre.

Però també podem tenir àtoms que presentin càrrega, són els anomenats ions. Recordem que els que tenen càrrega positiva, s'anomenen cations i els que tenen càrrega negativa, s'anomenen anions.

Tots els àtoms d'un element químic tenen el mateix Z, és a dir, tots tenen el mateix nombre de protons.

Els isòtops són els àtoms que tenen el mateix nombre de protons i diferent nombre de netrons. Els isòtops són àtoms d'un mateix element químic.

Un exercici molt habitual és aquell en què hem determinar el nombre de protons, neutrons i electrons o els nombres atòmic i màssic d'un determinat àtom, partint de diferents dades. Pots veure com es resoldria al video següent:

1.2.- L'ÀTOM QUANTITZAT.

S'ha descobert que els electrons giren només a certes distàncies del nucli atòmic. És a dir, no poden girar a qualsevol distància. Per això es diu que l’àtom està quantitzat, això vol dir que els electrons s'organitzen en nivells energètics que tenen una capacitat limitada com veurem posteriorment.

Tal com hem vist anteriorment, per arribar al coneixement actual de l'àtom, molts han estat els que han proposat diferents models atòmics (Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, ...).

El següent video fa un recorregut per aquests models predecesors del que es considera model atòmic actual.

Ens centrarem ara amb el model atòmic de Bohr i el model del núvol electrònic:

   1.2.1.- EL MODEL ATÒMIC DE BOHR

  

 També podeu veure-ho, fent clic aquí. 

La càrrega negativa dels elements fa que siguin atrets pel nucli, que té càrrega positiva. Una manera de vèncer aquesta atracció és estar en moviment continu.

El científic Niels Bohr (1885-1962), va fer un seguit d'estudis dels quals va deduir que els electrons giren al voltant del nucli descrivint només unes determinades òrbites circulars, on no perden energia encara que girin i, per consegüent, no cauen cap al nucli tal com es deia en models atòmics anteriors (per ex: Rutherford).

Així doncs, en l'àtom, els electrons i les seves òrbites s'organitzen en "capes" i en cada capa tindran una certa energia. Per això les capes s'anomenen nivells d'energia.

• En el primer nivell, (el més proper al nucli atòmic) hi pot haver fins a 2 electrons .
• En el segon nivell, hi pot haver fins a 8 electrons.
• En el tercer nivell, hi pot haver fins a 18 electrons.
• En el quart nivell, hi pot haver fins a 32 electrons.

Els electrons es col.loquen en l'àtom ocupant el nivell de menys energia que estigui lliure. És a dir, si un àtom o ió té un electró, aquest se situarà en el primer nivell d'energia, és a dir, més a la vora del nucli.

Així doncs, en el model de Bohr, els electrons només es poden trobar girant en uns nivells d'energia determinats.

 

     1.2.2.- EL MODEL DEL NÚVOL ELECTRÒNIC

També podeu veure-ho, fent clic aquí.

Aquest és un video extret de la web: www.quimitube.com, on trobareu molta més informació de la matèria de química. El model del Bohr no és prou precís per indicar on es troba cada electró d'un àtom. Unes investigacions van demostrar que alguns nivells d'energia tenien, al seu torn, subnivells. Aquests estudis realitzats pel científic austríac Schrödinger (1887-1961), van permetre establir el model del núvol electrònic, que és el que actualment es considera vàlid. La diferència més important entre aquests dos models és en aquests punts:

• El model del Bohr suposa que els electrons estan situats en unes òrbites concretes a unes distàncies definides del nucli.
• El model del núvol electrònic estableix que els electrons estan situats al voltant del nucli ocupant unes posicions més o menys probables, però no se'n pot predir la posició amb exactitud total.

Si poguéssim fotografiar les posicions que ocupa l'electró en el moviment que fa al voltant del nucli, tindríem un núvol de punts que seria més dens a les zones en què és més probable trobar l'electró i  més lleuger el les quals és menys probable. Per tant, un orbital és la regió de l'espai en què hi ha una probabilitat elevada (superior al 90%) de trobar l'electró.

     1.2.3.- TIPUS D'ORBITALS.
Hi ha diferents tipus d'orbitals que s'identifiquen amb les lletres: s, p, d i f. La forma i la mida d'un orbital depenen del nivell i del subnivell d'energia en què es troben, així:

• Els orbitals s tenen forma esfèrica.
• Els orbitals p tenen forma de vuit (8).
• Els orbitals d i els f tenen formes més complexes.

 

Orbital tipus s

Orbitals tipus p

Orbitals tipus d

Tema 1. Elements i compostos (II).

2. La taula periòdica dels elements.

2.1.- INTRODUCCIÓ I ESTRUCTURA.

Taula Periòdica dels elements actual

La taula periòdica s'estructura en columnes i fileres i els seus elements estan ordenats segons el valor creixent dels seus nombres atòmics.

Actualment es coneixen 118 elements, 83 dels quals es troben de forma natural a la Terra. Els elements químics s’ordenen segons el nombre atòmic en la taula periòdica.

a) Els elements del grup 1, els alcalins, tenen 1 electró en l' últim nivell. Han de perdre 1 electró per aconseguir una configuració més estable de gas noble.

b) Els elements del grup 2, els alcalinoteris, tenen 2 electrons en l' ultim nivell ocupat. Han de perdre 2 electrons per aconseguir una configuració mes estable.

c) Els elements del grup 13 tenen 3 electrons en l' últim nivell.

d) Els elements del grup 14 tenen 4 electrons en l' últim nivell.

e) Els elements del grup 15 tenen 5 electrons en l'últim nivell.

f) Els elements del grup 16, anomenats calcògens, tenen 6 electrons en l'últim nivell i, per tant, tenen tendència a captar 2 electrons per adquirir configuració de gas noble i convertir-se en anions -2.

g) Els elements del grup 17, els anomenats halògens, tenen 7 electrons en l'últim nivell, d'aquesta manera tenen tendència a captar 1 electró per adquirir configuració de gas noble, convertint-se en anions -1.

h) Els elements del grup 18 s'anomenen gasos nobles, presentant una configuració molt estable que fa que no s'enllacin amb cap altre element.

Podeu conèixer una mica millor l'estructura de la Taula Periòdica mirant els videos següents:

VIDEO 1:

 També pots veure el video fent click aquí.

VIDEO 2:

 També pots veure el video fent click aquí.

2.2.- HISTÒRIA DE LA TAULA PERIÒDICA. 

Triadas de Döbereiner
El primer intent de classificació sistemàtica el va constituir l'estudi realitzat per Döbereiner, qui d'acord amb la seva gran semblança a característiques químiques seleccionar alguns elements químics en grups de tres, observant que les masses atòmiques d'aquests elements són aproximadament les mateixes. 

Llei de les octaves de Newlands
Article principal: John Alexander Reina Newlands.
El 1864, el químic anglès John Alexander Reina Newlands va comunicar al Royal College of Chemistry la seva observació que en ordenar els elements en ordre creixent dels seus pesos atòmics (prescindint de l'hidrogen), el vuitè element a partir de qualsevol altre tenia unes propietats molt similars al primer. En aquesta època, els anomenats gasos nobles no havien estat encara descoberts. Aquesta llei mostrava una certa ordenació dels elements en famílies (grups), amb propietats molt semblants entre si i en Períodes, formats per vuit elements les propietats anaven variant progressivament. 

Al següent video coneixeràs la història de la Taula Periòdica:

 També pots veure el video fent click aquí.

📌 EXERCICIS ESPECÍFICS APARTAT: "LA TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS"

1.- En primer lloc, et proposem un full d'exercicis específics d'aquest apartat que estem treballant. Per descarregar-lo pots fer click aquí.

2.- A continuació teniu un exercici GRUPAL per treballar i conèixer una mica millor la Taula Periòdica dels Elements. Fer descarregar-lo feu click aquí.


A continuació us oferim una sèrie de links amb exercicis i activitats que us permetran millorar els vostres coneixements:

1.- Exercicis d'estructura atòmica i caràcterístiques dels àtoms.

2.- Exercicis tipus test de diferents conceptes relacionats amb l'estructura atòmica i la taula periòdica.

3.- Taula periòdica dinàmica-interactiva amb moltíssima informació -propietats i característiques dels elements, configuració electrònica, estat físic, etc, ). Molt interessant. 

4.- Activitat de zonaClic sobre la taula periòdica.

5.-Joc per relacionar els símbols dels elements amb els seus noms.

Tema 1. Elements i compostos (III).

3. ENLLAÇ QUÍMIC

3.1.- INTRODUCCIÓ. 

Dos o més àtoms es poden unir per tal de formar una molècula. 

S'anomena enllaç químic la unió entre els àtoms que constitueixen un element o compost.

Aquesta unió es produeix gràcies a les forces d'atracció que s'estableixen entre els àtoms. Són forces de caire elèctric, però amb algunes variacions, depenent de com siguin els àtoms que s'enllacen.

Hi ha tres tipus d’enllaços: L’enllaç iònic, el covalent i el metàl·lic, que donen lloc a diferents tipus de substàncies:

Així doncs, podem dir que el resultat de la unió d'àtoms gràcies a l'enllaç químic pot ser:

Tot àtom, tindrà tendència a tenir vuit electrons de valència dins de la seva configuració electrònica i complirà la Regla de l’octet. És per això que, els gasos nobles no s’uneixen a cap altre àtom i és perquè ja compleixen amb la regla de l’octet (tenen vuit electrons de valencià i això els fa tenir gran estabilitat).

Respecte a aquesta Regla de l'octet cal dir que va ser a principis del passat segle XX que els estudis del físicoquímic nordamericà Gilbert Newton Lewis sobre la forma d'enllaçar-se els àtoms van concloure en aquesta coneguda "Regla de l'octet" que podem enunciar de la següent forma:

"Quan es forma un enllaç químic els àtoms reben, cedeixen o comparteixen electrons de tal manera que la capa més externa de cada àtom contingui vuit electrons i així adquireix l'estructura electrònica del gas noble més proper en el sistema periòdic".

Convé puntualitzar que aquells àtoms propers en estructura electrònica a l'heli (He), tenen com a tendència aquests estructura electrònica (1s2), és a dir, tenir dos electrons en la seva capa més externa: H, Li, Be.

També cal dir que trobem algunes excepcions a aquesta Regla de l'octet.

Per representar els enllaços utilitzem l'anomenada Estructura de Lewis, també anomenada diagrama de punt, model de Lewis o representació de Lewis. És una representació gràfica que mostra els enllaços entre els àtoms d'una molècula i els parells d'electrons solitaris que puguin existir.

Aquesta representació es fa servir per saber la quantitat d'electrons de valència d'un element que interactuen amb altres o entre la seva mateixa espècie, formant enllaços ja sigui simples, dobles, o triples i aquests es troben íntimament en relació amb els enllaços químics entre les molècules

A continuació es mostra un video que explica molt bé com fer aquest tipus de representació:

Com a resum d'aquest apartat pots veure el video següent amb una presentació del concepte d'enllaç químic i els principals tipus d'enllaços:

3.2.- L'ENLLAÇ IÒNIC.  

L'enllaç iònic té lloc quan es combinen un metall i un no-metall. El metall aconsegueix la configuració de gas noble cedint electrons i es converteix en un catió. El no-metall capta electrons i es converteix en un anió.

L ’enllaç iònic consisteix en la cessió d’electrons per tal de complir la Regla de l’octet. Com s'ha dit, aquest sempre estarà format per un metall i un no-metall.

Les propietats de les substàncies iòniques són les següents:

• Tenen punts de fusió i ebullició elevats
• Són durs i fràgils
• No condueixen el corrent elèctric en estat sòlid, però si quan es fonen o es dissolen.
• Són solubles en aigua.
• Son sòlids a temperatura ordinària.
• Si els ions de la mateixa càrrega queden a prop, es repel·leixen. Aquesta és la causa que els sòlids iònics es trenquin fàcilment.

Aquí tens una representació senzilla de l'enllaç iónic:


En un compost iònic, la fòrmula només ens indica la proporció  en què es troben els àtoms. En l'enllaç iònic no es formen molècules aïllades. Els compostos iònics són sòlids cristal.lins.

Així doncs cal dir que el LiF (o qualsevol altre compost iònic) no està format per molècules diatòmiques de liti i fluor, sinó que quan es combinen aquests àtoms es forma un agregat d'ions positius i negatius units per forces molts fortes de caràcter electrostàtic. Aquest agregat forma una estructura contínua tridimensional anomenada cristall iònic.

Ho pots veure també en la molècula del clorur sòdic (NaCl):

I ara t'oferim un video amb més concrecions de l'enllaç iònic i de les xarxes cristal.lines:

  També pots veure el video fent click, aquí.

A més t'oferim dos videos més per tal que puguis aprofundir en el coneixement d'aquest tipus d'enllaç:
a) Introducción al enlace químico. ¿Por qué se enlazan los átomos? (Fuente: www.quimitube.com)
b) Propiedades de los compuestos iónicos (Fuente: www.quimitube.com)