Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I

I 0 flashcards i 4 preguntes més al document.

Text del document

APUNTS QUÍMICA I Grau en Biologia Universitat de Vic - Universitat Central de Catalunya AprenAI 2026-2027 Apunts de Química I (Biologia UVic): models atòmics, nombres quàntics, configuració electrònica i variació de les propietats periòdiques pas a pas.

APREN.AI Índex 1 Estructura fonamental de la matèria i evolució dels models atòmics Descobriment de les partícules subatòmiques Isòtops i càlcul del pes atòmic Teoria atòmica clàssica i lleis ponderals Cronologia dels models atòmics 2 Mecànica quàntica, nombres quàntics i orbitals Significat dels nombres quàntics Àtoms polielectrònics: penetració i apantallament 3 Configuració electrònica, principis d'ompliment i magnetisme Principis d'ordenació electrònica Exemples de configuració electrònica d'àtoms neutres Comportament magnètic de la matèria Estructura de la capa de valència 4 La taula periòdica i les propietats periòdiques Radi atòmic i iònic Energia d'ionització (EI) Afinitat electrònica (AE) Electronegativitat i caràcter metàl·lic 5 Formulari Estructura atòmica i partícules Nombres quàntics i orbitals Configuració electrònica i magnetisme Propietats periòdiques Errors típics Solucions de les preguntes de repàs Aquests apunts poden contenir errors o omissions.

Són un material de suport i no substitueixen el temari oficial ni el professorat: contrasta la informació important. Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 1 1 Estructura fonamental de la matèria i evolució dels models atòmics EN ACABAR SABRÀS Diferenciar les partícules subatòmiques fonamentals i les seves fites de descobriment Calcular la massa atòmica mitjana d'un element a partir dels seus isòtops Distinguir els postulats clau de cada model atòmic històric PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 1 Com sabem que l'àtom no és una esfera sòlida i compacta, tal com creia Dalton?

La química inorgànica analitza els elements, els compostos i les transformacions energètiques que experimenten, mentre que la química orgànica se centra exclusivament en els compostos de carboni. En les instal·lacions del CERN a Ginebra, un accelerador de partícules soterrat de 22 km de diàmetre impulsa partícules en sentits oposats fent-les col·lidir per generar i estudiar noves partícules subatòmiques. DEFINICIÓ L'àtom és la unitat bàsica d'un element capaç d'intervenir en una reacció química, constituït per protons, neutrons i electrons.

Descobriment de les partícules subatòmiques La comprensió de l'àtom es va consolidar al llarg de diverses dècades gràcies a troballes experimentals clau sobre la radiació i els camps electromagnètics: Partícula / Fenomen Investigador Any Fonament experimental Protó E. Goldstein 1886 Observació de raigs canals a partir dels dispositius de Thomson. Radioactivitat H. Becquerel 1895 Incidència de raigs catòdics sobre vidre i metalls; emissió espontània d'urani (raigs X, partícules alfa). Electró J. J. Thomson 1897 Aplicació simultània d'un camp elèctric i un de magnètic sobre raigs catòdics de diversos metalls. Neutró J. Chadwick 1932 Experiències de bombardeig radioactiu sobre nuclis atòmics.

Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 2 Isòtops i càlcul del pes atòmic Els isòtops són àtoms que presenten el mateix nombre atòmic però diferent nombre màssic degut al nombre de neutrons. Malgrat aquesta diferència de massa, comparteixen exactament les mateixes propietats químiques. EXEMPLE L'hidrogen presenta tres isòtops: hidrogen o proti ( ), deuteri ( ) i triti ( ). D'altra banda, la massa atòmica mitjana d'un element reflecteix l'abundància natural de cada isòtop. Per al carboni, amb (98,9 %), (1,1 %) i (0,1 %): COMPROVA-HO 2 Per què dos isòtops del mateix element reaccionen químicament de la mateixa manera si tenen masses diferents?

Teoria atòmica clàssica i lleis ponderals La teoria atòmica formulada per John Dalton va inaugurar l'era de la química moderna. Aquest model descriu la matèria formada per partícules indivisibles anomenades àtoms, els quals són idèntics en mida, massa i propietats per a un mateix element (fonament de la llei de conservació de la massa). Quan els àtoms es combinen per generar un compost determinat, mantenen una proporció de massa fixa i específica (llei de les proporcions definides). A més, si dos elements formen més d'un compost químic, les masses que s'enllacen ho fan en relació de nombres enters petits, com succeeix en el amb una proporció (llei de les proporcions múltiples).

Cronologia dels models atòmics L'estructura interna de l'àtom es va anar refinant successivament a mesura que s'obtenien noves dades empíriques: H 1 1 H 1 2 H 1 3 C 12 C 13 C 14 Pes at mic = o ˋ (12 × 0,99) + (13 × 0,01) = 12,01 u CO 2 1 : 2 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 3 CRONOLOGIA Evolució històrica dels models atòmics Model Any Postulats essencials Thomson 1904 Model del pastís de panses: l'àtom és una esfera massissa amb càrrega positiva homogènia i electrons incrustats a la superfície. Rutherford 1911 Nucli central dens i carregat positivament (protons i neutrons), envoltat d'una escorça atòmica difusa on els electrons descriuen òrbites circulars.

Bohr — Combina la mecànica clàssica amb la teoria quàntica de Planck, l'efecte fotoelèctric i els espectres atòmics. Els electrons giren en òrbites estacionàries sense emetre energia. Només es permeten òrbites amb un moment angular . L'electró emet energia exclusivament quan transita cap a una òrbita inferior. Schrödinger 1925 Mecànica quàntica ondulatòria: tota partícula en moviment té associada una longitud d'ona determinada. Heisenberg — Principi d'incertesa: és impossible conèixer simultàniament i amb precisió absoluta la posició i la velocitat d'un electró. Cal expressar la seva presència en termes de probabilitat espacial.

ERROR FREQÜENT Confondre l'òrbita de Bohr amb l'orbital de Schrödinger. En la mecànica quàntica actual l'electró no descriu trajectòries circulars definides; s'expressa mitjançant densitats de probabilitat espacial (orbitals).

Dalton Àtom com a esfera indivisible i fonament de lleis ponderals Thomson (1904) Model de pastís de panses amb electrons incrustats Rutherford (1911) Nucli positiu central i escorça electrònica difusa Bohr Òrbites circulars estacionàries quantitzades per moment angular Schrödinger (1925) Mecànica ondulatòria i probabilitat en orbitals atòmics mvr = n 2π h Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 4 IDEES CLAU L'àtom està constituït per un nucli de protons i neutrons envoltat per un núvol d'electrons. Els isòtops comparteixen el mateix nombre atòmic però difereixen en el nombre màssic.

Dalton va establir les bases teòriques que justifiquen la conservació de la massa i les proporcions químiques. El model atòmic va evolucionar des de l'esfera massissa de Thomson fins a la descripció probabilística quàntica de Schrödinger i Heisenberg. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 3. Quin experiment va permetre a Thomson descobrir l'electró? 4. Com condiciona el principi d'incertesa de Heisenberg la descripció dels electrons a l'àtom? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 5. Quin científic va descobrir el neutró l'any 1932 mitjançant experiments radioactius? 6. Quina condició quantitza el moment angular en el model atòmic de Bohr? 7.

Quina llei ponderal queda exemplificada per la relació 1:2 d'oxigen en compostos de carboni? 8. Què tenen estrictament en comú dos isòtops neutres del mateix element químic?

Rutherford a) Chadwick b) Becquerel c) Goldstein d) Ha de ser múltiple enter de h/2π a) Ha de ser igual a la longitud d'ona b) Depèn del camp magnètic extern c) És proporcional a la massa de l'isòtop d) Llei de conservació de la massa a) Principi d'exclusió quàntica b) Llei periòdica moderna c) Llei de les proporcions múltiples d) El nombre màssic i els neutrons a) La massa atòmica mitjana exacta b) L'energia d'enllaç del nucli c) El nombre de protons i electrons d) Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 5 2 Mecànica quàntica, nombres quàntics i orbitals EN ACABAR SABRÀS Identificar els quatre nombres quàntics i les seves limitacions numèriques Reconèixer les formes geomètriques dels orbitals s, p, d i f Explicar l'apantallament i la penetració en àtoms amb múltiples electrons PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 9 Per què els electrons no cauen al nucli malgrat la forta atracció elèctrica amb els protons?

En el model mecanoquàntic desenvolupat a partir de 1925, l'electró ja no es concep com un punt seguint una òrbita tancada, sinó mitjançant funcions d'ona associades a una determinada probabilitat espacial. DEFINICIÓ Un orbital atòmic és una regió de l'espai on existeix una elevada probabilitat de localitzar l'electró en un determinat sistema de coordenades . Cada electró queda determinat per un estat energètic concret i un conjunt de quatre valors anomenats nombres quàntics. Si el nombre principal tendeix a infinit, l'electró s'allunya totalment del nucli i es produeix la formació d'un ió. Taula dels quatre nombres quàntics i les seves característiques.

Significat dels nombres quàntics La geometria, l'energia i la disposició d'un electró queden establertes per quatre paràmetres matemàtics: Nombre quàntic principal ( ): enter positiu ( ). Descriu la mida de l'orbital i el nivell energètic de la capa. A mesura que augmenta, l'electró se situa més lluny del nucli i l'orbital esdevé més gran. Nombre quàntic azimutal o de moment angular ( ): enter no negatiu que defineix la forma geomètrica de l'orbital i la subcapa d'energia. Per a un valor determinat de , pren valors des de 0 fins a . (x, y, z) n n n = 1, 2, 3, ... n l n n 1 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 6 : orbital tipus s (esfèric). : orbital tipus p (bilobular).

: orbital tipus d (quatre lòbuls). : orbital tipus f (geometria complexa). Nombre quàntic magnètic ( o ): indica l'orientació espacial de l'orbital en presència d'un camp magnètic extern sobre els eixos cartesià . Pren valors enters compresos entre i passant per zero. Nombre quàntic d'espín ( o ): expressa el sentit de gir intrínsec de l'electró sobre el seu propi eix. Pren únicament els valors +1/2 (moment magnètic dirigit amunt o paral·lel cap a la dreta) o -1/2 (dirigit avall o antiparal·lel cap a l'esquerra). Esquema de les formes geomètriques dels orbitals s, p, d i f. EXEMPLE Determinació de valors quàntics per a diferents subnivells: Per a la subcapa 6s: , , i .

Per a la subcapa 3p: , , i . Quan , es generen dos subnivells: (orbital 2s) i (orbitals 2p). Quan , apareixen tres subnivells: (3s), (3p) i (3d). COMPROVA-HO 10 Quants valors diferents de m pot adoptar un orbital amb l = 2 i quin significat físic tenen? Àtoms polielectrònics: penetració i apantallament En sistemes amb més d'un electró apareixen forces de repulsió interelectrònica que incrementen l'energia del sistema. Els electrons competeixen per l'atracció electroestàtica del nucli. Com que els electrons dels nivells interiors s'interposen, exerceixen un efecte d'apantallament que redueix l'atracció nuclear sobre els electrons més externs.

L'àtom d'hidrogen disposa d'un sol electró i, en conseqüència, no manifesta cap classe d'apantallament. La densitat electrònica d'un electró 2s es troba de mitjana més propera al nucli que la d'un electró 2p. Per això diem que el subnivell 2s és més penetrant i experimenta una força d'atracció superior.

El poder de penetració segueix estrictament l'ordre decreixent: l = 0 l = 1 l = 2 l = 3 m m l x, y, z l +l s m s n = 6 l = 0 m = 0 s = +1/2 o 1/2 n = 3 l = 1 m pot ser 1, 0, 1 s = +1/2 o 1/2 n = 2 l = 0 l = 1 n = 3 l = 0 l = 1 l = 2 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 7 Aquesta diferència de penetració determina l'estabilitat relativa: un electró situat en un orbital 2s té menys energia i resulta més difícil d'extreure que un situat en 2p, ja que el nucli reté l'electró 2p amb menys intensitat a causa de la seva major distància mitjana. ERROR FREQÜENT Oblidar les restriccions dels nombres quàntics en els exàmens.

El nombre quàntic azimutal mai no pot ser igual ni superior a ( ), i mai no pot superar el valor de . Combinacions com o són completament impossibles. ESQUEMA Jerarquia dels nombres quàntics IDEES CLAU Un orbital atòmic expressa la densitat de probabilitat de trobar l'electró a l'espai. Els quatre nombres quàntics (n, l, m, s) defineixen la mida, forma, orientació i espín electrònic. L'efecte d'apantallament sorgeix per la repulsió entre electrons en àtoms polielectrònics. El poder de penetració dels orbitals decreix en l'ordre s > p > d > f. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 11. Què representen físicament els dos valors possibles de l'espín quàntic (+1/2 i -1/2)? 12.

Per què l'àtom d'hidrogen no presenta efecte pantalla? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 13. Quin conjunt de valors és permès per a un electró en un orbital 3p? s > p > d > f n l n 1 m l (n = 2, l = 2) (l = 1, m = 2) Capa (n) Defineix el nivell energètic i la grandària de l'orbital Subcapa (l) Determina la forma geomètrica espacial (s, p, d, f) Orbital (m) Fixa l'orientació espacial tridimensional Espín (s) Sentit de rotació de l'electró (+1/2 o -1/2) n=3, l=1, m=-2, s=+1/2 a) n=3, l=0, m=1, s=-1/2 b) n=3, l=2, m=1, s=-1/2 c) n=3, l=1, m=0, s=+1/2 d) Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 8 14.

Quin ordre de poder de penetració és el correcte per als subnivells d'un mateix nivell quàntic? 15. Quin nombre quàntic determina exclusivament la forma geomètrica d'un orbital? 16. Què ocorre físicament quan el nombre quàntic principal n arriba a infinit?

3 Configuració electrònica, principis d'ompliment i magnetisme EN ACABAR SABRÀS Escriure configuracions electròniques fonamentals utilitzant els diagrames de caixes Aplicar els principis d'Aufbau, exclusió de Pauli i regla de Hund Predir el comportament magnètic (paramagnètic o diamagnètic) a partir del nombre d'electrons desaparellats PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 17 Per què els electrons prefereixen ocupar orbitals separats abans d'aparellar-se en el mateix espai? La configuració electrònica descriu la disposició dels electrons d'un àtom en els seus orbitals en l'estat fonamental, situació que correspon a la mínima energia possible del sistema.

Principis d'ordenació electrònica Per distribuir correctament els electrons cal aplicar de manera combinada tres lleis fonamentals: s > p > d > f a) d > s > p > f b) p > s > d > f c) f > d > p > s d) Nombre principal n a) Nombre magnètic m b) Nombre azimutal l c) Nombre d'espín s d) L'electró abandona l'àtom formant un ió a) L'orbital adquireix una simetria esfèrica b) L'electró col·lapsa contra el nucli atòmic c) L'electró inverteix el seu nombre d'espín d) Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 9 PROCÉS Procés de construcció de la configuració electrònica 1 Identificar Z Determinar el nombre total d'electrons de l'espècie 2 Aplicar Aufbau Omplir els subnivells començant pels de menor energia 3 Verificar Pauli Comprovar que cada orbital allotgi un màxim de dos electrons aparellats 4 Aplicar Hund Distribuir electrons desaparellats amb espins paral·lels en subnivells degenerats Exemples de configuració electrònica d'àtoms neutres L'aplicació d'aquests principis permet construir l'esquema de caixes d'orbitals per a diversos elements: Beril·li ( ): .

Dos parells d'electrons amb espins oposats completant els orbitals 1s i 2s. Diagrama de caixes d'orbitals per al beril·li (Z=4). Bor ( ): . Un electró desaparellat entra en el primer orbital del subnivell 2p. Diagrama de caixes d'orbitals per al bor (Z=5). Principi d'Aufbau: els electrons s'allotgen successivament en els orbitals disponibles de menor energia. Si reben energia exterior poden passar a un estat excitat, però retornen espontàniament a l'estat fonamental. 1 Principi d'exclusió de Pauli: dos electrons d'un mateix àtom no poden tenir mai els quatre nombres quàntics iguals.

Com a conseqüència directa, en un mateix orbital només poden coexistir dos electrons, i obligatòriament han de tenir espins oposats (aparellats). Representació d'un parell d'electrons aparellats amb espins oposats. 2 Regla de Hund (màxima multiplicitat): sempre que sigui possible, els electrons ocupen de forma individual (desaparellada) els orbitals d'un mateix subnivell abans d'aparellar-se, mantenint espins paral·lels. Aquesta disposició redueix al mínim les repulsions interelectròniques i atorga la màxima estabilitat al sistema. 3 Z = 4 1s 2s 2 2 Z = 5 1s 2s 2p 2 2 1 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 10 Oxigen ( ): .

S'omplen els orbitals 1s i 2s; en el subnivell 2p es col·loquen primer tres electrons desaparellats i el quart aparella un d'ells, deixant dos electrons lliures. Diagrama d'orbitals per a l'oxigen (Z=8) segons Hund. Neó ( ): . Tots els orbitals dels subnivells 1s, 2s i 2p tenen parelles d'electrons completament aparellades. Diagrama d'orbitals completament plens per al neó (Z=10). COMPROVA-HO 18 Quants electrons desaparellats té l'àtom de nitrogen (Z = 7) en el seu estat fonamental segons la regla de Hund?

Comportament magnètic de la matèria La presència o absència d'electrons solitaris determina les propietats magnètiques de qualsevol substància pura: Propietat Estat dels espins Interacció amb un camp magnètic Paramagnetisme Conté electrons desaparellats (espins no compensats). És atret cap a l'interior d'un camp magnètic (imant). Diamagnetisme Tots els electrons es troben aparellats en els seus orbitals. És repel·lit feblement per un imant. Estructura de la capa de valència La distribució dels electrons s'expressa sovint de forma abreujada prenent la configuració del gas noble anterior: .

Dins d'aquest esquema es distingeixen zones clau: Capa de valència: correspon a la capa ocupada amb el valor més alt de n. Els electrons que no formen part de capes internes completes són els responsables directes de les unions químiques i de la reactivitat atòmica. Capa plena: capa d'energia que té la totalitat de les seves places electròniques cobertes, la qual cosa atorga una gran estabilitat energètica. Capa semiplena: conjunt d'orbitals que té exactament la meitat dels electrons que pot allotjar, configuració que confereix una estabilitat addicional remarcable per simetria quàntica. Z = 8 1s 2s 2p 2 2 4 Z = 10 1s 2s 2p 2 2 6 [gas noble] ...

Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 11 ERROR FREQÜENT Aparellar electrons prematurament en els orbitals p, d o f sense haver col·locat abans un electró en cadascun d'ells. Aquest error vulnera la regla de Hund de la màxima multiplicitat i augmenta artificialment la repulsió electroestàtica. IDEES CLAU El principi d'Aufbau marca l'ompliment d'orbitals des de menor a major energia. Pauli prohibeix que dos electrons comparteixin els quatre nombres quàntics, limitant a dos els electrons per orbital. La regla de Hund prioritza el desaparellament d'electrons amb espins paral·lels per reduir repulsions.

El paramagnetisme prové d'electrons desaparellats i el diamagnetisme d'electrons totalment aparellats. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 19. Quina diferència fonamental hi ha entre l'estat fonamental i un estat excitat d'un àtom? 20. Com influeix una capa d valència semiplena en l'estabilitat energètica? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 21. Quin principi estableix que cap parella d'electrons pot compartir tots quatre nombres quàntics? 22. Com respon una substància paramagnètica davant la presència d'un imant? 23. Quina és la configuració electrònica fonamental del carboni (Z = 6)? 24. Quins electrons participen de forma primària en la reactivitat i formació d'enllaços?

Regla de Hund a) Principi d'exclusió de Pauli b) Principi d'Aufbau c) Principi d'incertesa de Heisenberg d) Genera un corrent elèctric espontani a) És atreta pel camp magnètic b) És repel·lida pel camp magnètic c) No experimenta cap interacció d) 1s¹ 2s² 2p³ a) 1s² 2s² 2p² b) 1s² 2s² 2p c) 1s² 2s¹ 2p³ d) Els que tenen espín negatiu a) Els de les capes internes completes b) Únicament els electrons 1s c) Els de la capa de valència d) Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 12 4 La taula periòdica i les propietats periòdiques EN ACABAR SABRÀS Analitzar les tendències periòdiques del radi atòmic, energia d'ionització, afinitat electrònica i electronegativitat Justificar les anomalies d'ionització a partir de configuracions de capa plena i semiplena Classificar els elements en metalls, no-metalls o semimetalls segons les seves propietats químiques PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 25 Per què un àtom neutre es redueix de mida quan es converteix en un catió?

La disposició del sistema periòdic modern és el resultat d'una llarga evolució històrica en la recerca de patrons de comportament químic: Döbereiner (1829): va establir les tríades agrupant elements de propietats similars; va observar que la massa atòmica de l'element central coincidia amb la mitjana del primer i el tercer. Newlands (1865): va formular la llei de les octaves, ordenant els elements en sèries de vuit amb comportament repetitiu. Mendeléiev i Meyer (1869): van enunciar la llei periòdica, segons la qual les propietats es repeteixen periòdicament en ordenar els elements per massa atòmica creixent.

Van situar en una mateixa columna els elements amb òxids del mateix tipus i van deixar buits predint l'existència d'elements desconeguts. Llei periòdica actual: les propietats varien periòdicament en funció del seu nombre atòmic (Z), fet que permet comprendre la reactivitat i l'enllaç químic. Els elements s'estructuren en períodes (fileres horitzontals) i grups (columnes verticals), organitzats en blocs segons el tipus d'orbital que s'omple: bloc s, bloc p, bloc d (metalls de transició) i bloc f (lantànids i actínids). L'hidrogen constitueix una excepció notable, ja que per comportament físic i químic no s'hauria d'ubicar amb els alcalins.

Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 13 Distribució dels blocs s, p, d i f a la taula periòdica. Radi atòmic i iònic Mesurar un àtom aïllat és molt complex perquè els seus límits no són rígids. Per determinar la mida s'utilitzen tècniques a temperatures extremadament baixes o a pressions elevades, calculant el radi a partir de compostos formats un cop localitzat el nucli. DEFINICIÓ El radi atòmic correspon a la meitat de la distància internuclear existent entre dos àtoms contigus. Pot expressar-se com a radi covalent (en molècules diatòmiques homonuclears), radi metàl·lic (en xarxes cristal·lines metàl·liques) o radi iònic (en compostos iònics).

Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 14 Gràfica de la variació del radi atòmic als períodes i grups. Mesura del radi covalent en una molècula diatòmica homonuclear. Determinació del radi metàl·lic en una xarxa cristal·lina metàl·lica. Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 15 Mesura del radi iònic a partir dels centres d'un compost cristal·lí. El radi varia al llarg del sistema periòdic seguint pautes regulars: Al llarg d'un període (d'esquerra a dreta): el radi disminueix. En avançar s'afegeixen protons al nucli i electrons al mateix nivell.

Els electrons s'apantallen dèbilment entre si; augmenta la càrrega nuclear efectiva i el nucli atreu els electrons amb més força, comprimint l'àtom (excepte en els gasos nobles de capa plena). Per exemple, el gal·li té electrons 3d que queden a la capa inferior i un electró 3p; com que l'apantallament és incomplet, la càrrega efectiva creix i el radi es redueix. Al llarg d'un grup (de dalt a baix): el radi augmenta en ocupar nous nivells energètics ( superior), situant els electrons més lluny del nucli. Pel que fa als ions: : en arrencar electrons, hi ha més protons que electrons i el nucli exerceix una atracció superior sobre els que queden.

: en guanyar electrons es produeixen repulsions interelectròniques addicionals; els electrons estan menys atrets i el radi s'expandeix. Com més gran és la càrrega negativa de l'anió, major és la seva mida. COMPROVA-HO 26 Per què l'ió O² és més gran que l'ió F si ambdós tenen exactament 10 electrons? Energia d'ionització (EI) DEFINICIÓ L'energia d'ionització és l'energia mínima necessària per extreure un electró d'un àtom o ió en estat gasós. Es tracta d'un procés endotèrmic on cal subministrar energia de forma continuada. La seva evolució periòdica respon directament al radi: Creix al llarg dels períodes (d'esquerra a dreta) en disminuir el radi i augmentar l'atracció del nucli.

Els gasos nobles tenen valors màxims per la seva estabilitat de capa plena. Disminueix en baixar pels grups, ja que l'electró extern es troba en capes més allunyades i requereix menys energia per ser arrencat. Les energies d'ionització successives segueixen estrictament la regla: PI 1 < PI 2 < PI 3 < PI 4. Quan s'arrenca un electró, el desequilibri positiu atreu els restants amb molta més intensitat. n Radi cati < o ˊ Radi tom neutre a ˋ Radi ani > o ˊ Radi tom neutre a ˋ Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 16 Valors d'energia d'ionització a la taula periòdica amb anomalies destacades.

EXEMPLE Discontinuïtats de l'energia d'ionització explicades per configuració: El Be i el Mg tenen configuracions estables i amb capes plenes. En canvi, el B i l'Al comencen el subnivell , de major energia i més lluny del nucli; per això costa menys arrencar el seu electró malgrat trobar-se més a la dreta. El N i el P presenten gran estabilitat per la seva subcapa semiplena . En canvi, a l'O i al S ( ) els 'sobra' un electró per assolir la simetria de subcapa semiplena, per la qual cosa s'arrenca amb menys esforç energètic.

Afinitat electrònica (AE) DEFINICIÓ L'afinitat electrònica és l'energia alliberada quan s'incorpora un electró a un àtom neutre en estat fonamental per formar un anió (procés exotèrmic en general). Com a tendència general, l'afinitat electrònica creix cap a la dreta dels períodes i disminueix en baixar pels grups. No obstant això, determinats elements mostren valors atípics: Els alcalinoterris i els gasos nobles presenten valors negatius (cal aportar energia, procés endotèrmic) perquè tenen capes plenes ( o ) i obligarien l'electró addicional a obrir una nova subcapa d'energia superior.

2s2 3s2 p1 p3 p4 s2 s p 2 6 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 17 El carboni ( ) en guanyar un electró passa a , aconseguint una capa semiplena molt estable; allibera molta energia (procés molt favorable). El nitrogen ( ) ja té la configuració semiplena; afegir un electró desestabilitza aquesta simetria ( ), de manera que l'energia alliberada és molt baixa. Gràfica tridimensional de les afinitats electròniques dels elements químics. Electronegativitat i caràcter metàl·lic DEFINICIÓ L'electronegativitat és la capacitat d'un àtom enllaçat d'atreure la densitat electrònica cap a si mateix per completar la seva capa de valència.

Mapa d'electronegativitats segons l'escala periòdica. C : 1s 2s 2p 2 2 2 C (2p ) 3 N : 1s 2s 2p 2 2 3 N : 2p4 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 18 Distribució de metalls, no-metalls i semimetalls al sistema periòdic. L'electronegativitat augmenta d'esquerra a dreta en els períodes i disminueix en baixar pels grups. El fluor n'és el màxim exponent, ja que només li cal un electró per completar el seu octet. Segons aquests paràmetres, els elements es classifiquen en: Classificació Ubicació i propietats químiques Potencial d'ionització i afinitat Comportament electrònic i estats d'oxidació Metalls Part inferior esquerra ( ...). Bona conductivitat, duresa i ductilitat.

PI baix i AE baixa (electropositius). Només formen cations; perden electrons i presenten estats d'oxidació positius. No-metalls Part superior dreta ( ...). PI alt i AE alta (electronegatius). Guanyen electrons formant anions (estats d'oxidació negatius) o els comparteixen (enllaços covalents). Semimetalls Zona intermèdia entre metalls i no-metalls. Valors intermedis. Aparença metàl·lica però comportament no-metàl·lic; formen compostos covalents i tenen estats d'oxidació positius. PER RECORDAR-HO L'estat d'oxidació reflecteix els electrons que un àtom cedeix, guanya o comparteix en formar compostos químics. Per exemple, el clor ( ) guanya 1 electró per completar la subcapa 3p (-1).

El manganès ( ) pot perdre només els electrons 4s (+2) o la totalitat dels electrons 4s i 3d (+7). Els gasos nobles, en canvi, en tenir la capa plena, manquen d'estat d'oxidació habitual. Fr, Ca, K F, Cl, O, S 3s 3p 2 5 3p 4s 3d 6 2 5 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 19 ERROR FREQÜENT Confondre l'energia d'ionització amb l'electronegativitat. L'energia d'ionització avalua l'arrencament d'un electró en un àtom aïllat en fase gasosa, mentre que l'electronegativitat és una mesura de l'atracció electrònica sobre un parell d'electrons que formen part d'un enllaç químic molecular.

CAUSES I CONSEQÜÈNCIES Augment de càrrega nuclear (Z) S'afegeixen protons successius al nucli de l'àtom Electrons al mateix nivell Els nous electrons no canvien de capa principal n Apantallament ineficaç Els electrons de la mateixa capa s'apantallen poc entre si Causes de la disminució del radi atòmic en un període Atracció electroestàtica neta superior El nucli estira el núvol electrònic amb més força Contracció del volum atòmic El radi atòmic disminueix progressivament d'esquerra a dreta IDEES CLAU Mendeléiev va anticipar l'existència d'elements basant-se en la periodicitat de masses, però la taula actual s'ordena segons Z.

El radi atòmic disminueix cap a la dreta pel creixement de la càrrega nuclear efectiva i creix cap avall pels nous nivells. L'energia d'ionització augmenta cap a la dreta i cap amunt, amb excepcions en capes plenes (s²) i semiplenes (p³). Els metalls són electropositius (baixa EI i baixa AE), mentre que els no-metalls són marcadament electronegatius. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 27. Per què el bor té una energia d'ionització inferior a la del beril·li malgrat estar situat a la seva dreta? 28. Com s'explica que els gasos nobles presentin valors negatius d'afinitat electrònica? Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 20 Test Encercla la resposta correcta.

Les solucions són al final. 29. Com varia el radi atòmic dels elements neutres en avançar d'esquerra a dreta en un període? 30. Quina relació de mida és sempre certa entre un àtom neutre i els seus respectius ions? 31. Quin element químic té el valor més elevat d'electronegativitat a la taula periòdica? 32. Quina propietat electrònica caracteritza de forma general els metalls de la cantonada inferior esquerra? 5 Formulari Estructura atòmica i partícules Fórmula o procediment Significat dels símbols Quan s'utilitza : massa isotòpica; : fracció d'abundància natural en tant per u Càlcul de la massa atòmica mitjana ponderada a partir dels isòtops d'un element.

: massa de l'electró; : velocitat; : radi de l'òrbita; : enter positiu ( ); : constant de Planck Quantització del moment angular en el model atòmic de Bohr per a òrbites estacionàries.

Es manté constant per l'apantallament a) Augmenta en afegir-se més electrons b) Oscil·la aleatòriament segons el volum c) Disminueix per la càrrega nuclear efectiva d) Radi catió < radi neutre < radi anió a) Radi catió = radi anió > radi neutre b) Radi neutre < radi catió < radi anió c) Radi anió < radi neutre < radi catió d) Heli a) Fluor b) Franci c) Oxigen d) Alta afinitat electrònica i caràcter oxidant a) Elevada electronegativitat i formació d'anions b) Baixa energia d'ionització i caràcter electropositiu c) Capacitat exclusiva de formar enllaços covalents d) Pes at mic = o ˋ (M × i x ) i M i x i mvr = n 2π h m v r n 1, 2, 3 …

h Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 21 Nombres quàntics i orbitals Fórmula o procediment Significat dels símbols Quan s'utilitza : nivell energètic i mida; : forma geomètrica (subnivell s, p, d, f); : orientació espacial de l'orbital; : sentit de rotació d'espín Comprovació dels valors permesos per a un conjunt de nombres quàntics d'un electró. : subnivells d'un mateix nivell principal Comparació del poder de penetració cap al nucli i estabilitat relativa en àtoms polielectrònics.

Configuració electrònica i magnetisme Fórmula o procediment Significat dels símbols Quan s'utilitza Identificar Omplir per ordre creixent d'energia (Aufbau) Màxim 2 per orbital amb espins oposats (Pauli) Distribuir solitaris amb espins paral·lels en subcapes degenerades (Hund) : nombre atòmic; : nombre d'electrons Determinació de la configuració electrònica fonamental d'un àtom neutre o d'un ió. Electrons desaparellats presents Paramagnètic (atret per l'imant) / Tots els electrons aparellats Diamagnètic (repel·lit per l'imant) Espins nets no compensats vs. espins totalment cancel·lats per parelles Predicció del comportament magnètic experimental d'una substància.

Propietats periòdiques Fórmula o procediment Significat dels símbols Quan s'utilitza Radi atòmic: disminueix cap a la dreta ( ) i augmenta cap avall ( ) Augment de càrrega nuclear efectiva en períodes; incorporació de noves capes en grups Comparació de mides atòmiques en la taula periòdica. Pèrdua d'electrons (predomini de càrrega nuclear) vs. guany d'electrons (repulsió interelectrònica) Comparació de la grandària entre àtoms neutres i els seus respectius ions.

n 1 l [0, n 1] m [ l, +l] s = ±1/2 n l m s s > p > d > f s, p, d, f n Z e e Z e n Radi cati < o ˊ Radi neutre < Radi anio ˊ Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 22 Fórmula o procediment Significat dels símbols Quan s'utilitza Energia d'ionització, afinitat electrònica i electronegativitat: augmenten cap a la dreta ( ) i disminueixen cap avall ( ) EI: energia per extreure un gasós; AE: energia alliberada en captar un ; EN: atracció sobre el parell d'enllaç Predicció de la reactivitat química, formació d'ions i caràcter metàl·lic. : energia d'ionització de l'electró en la posició Comparació de requeriments energètics en extraccions successives d'electrons.

Errors típics Assignar un nombre azimutal o un valor magnètic en descriure un orbital atòmic. Aparellar electrons prematurament en orbitals degenerats ( ) sense haver ocupat abans cadascun d'ells amb espins paral·lels (vulneració de Hund). Confondre electronegativitat (força d'atracció en un enllaç molecular) amb energia d'ionització o afinitat electrònica (processos mesurats en àtoms lliures en fase gasosa). Oblidar les anomalies d'ionització associades a capes plenes ( ) i semiplenes ( ), que presenten una estabilitat superior a la tendència periòdica general. e e P I < 1 P I < 2 P I < 3 P I …

4 P I k k l n m > l p, d, f s2 p3 Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 23 Solucions de les preguntes de repàs 1. Gràcies als experiments de Thomson i Rutherford, que van demostrar l'existència d'electrons i d'un nucli positiu molt petit envoltat d'espai pràcticament buit. 2. Perquè posseeixen el mateix nombre d'electrons i de protons, de manera que la seva estructura electrònica externa, responsable del comportament químic, és idèntica. 3. La desviació de feixos de raigs catòdics procedents de diferents metalls mitjançant l'aplicació simultània de camps elèctrics i magnètics l'any 1897. 4.

Impedeix fixar una trajectòria definida i obliga a substituir les òrbites clàssiques per regions de probabilitat espacial anomenades orbitals. 5. b) Chadwick. Chadwick va descobrir el neutró l'any 1932 bombardejant nuclis mitjançant tècniques radioactives. 6. a) Ha de ser múltiple enter de h/2π. Bohr va postular que el moment angular mvr ha de ser un múltiple enter de la quantitat h/(2π). 7. d) Llei de les proporcions múltiples. La formació de diferents compostos amb proporcions enteres senzilles respon a la llei de proporcions múltiples. 8. d) El nombre de protons i electrons. Els isòtops d'un element tenen idèntic nombre atòmic Z, és a dir, mateix nombre de protons i electrons. 9.

Perquè segons la mecànica quàntica només poden ocupar determinats estats d'energia estacionaris discrets descrits per funcions d'ona. 10. Pot adoptar 5 valors (-2, -1, 0, +1, +2), els quals indiquen les 5 orientacions espacials possibles que poden tenir els orbitals d en l'espai. 11. Representen els dos sentits oposats de gir intrínsec de l'electró sobre el seu eix, que generen moments magnètics cap amunt o cap avall. 12. Perquè té un únic electró al voltant del nucli i no existeixen repulsions interelectròniques ni capes internes que atenuïn la càrrega nuclear. 13. d) n=3, l=1, m=0, s=+1/2. Per a un orbital p tenim l=1, de manera que m pot ser -1, 0 o +1, i s pren el valor +1/2 o -1/2. 14.

a) s > p > d > f. Els orbitals s són els que tenen més densitat prop del nucli, seguint l'ordre s > p > d > f. 15. c) Nombre azimutal l. El nombre quàntic azimutal l defineix si l'orbital és esfèric (s), bilobular (p) o multilobular (d, f). 16. a) L'electró abandona l'àtom formant un ió. A distància infinita l'electró s'ha separat completament de l'atracció del nucli i l'espècie queda ionitzada. 17. Com que tenen la mateixa càrrega elèctrica negativa, separar-se redueix les repulsions electroestàtiques internes i disminueix l'energia total de l'àtom. 18. Té exactament 3 electrons desaparellats, un en cadascun dels tres orbitals degenerats 2p amb espins paral·lels (configuració 1s² 2s² 2p³).

19. En l'estat fonamental els electrons ocupen els orbitals de mínima energia disponible (Aufbau), mentre que en un estat excitat un o més electrons han absorbit energia i ocupen nivells superiors buits o parcials. Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 24 20. Proporciona una estabilitat superior a la d'altres configuracions incompletes perquè maximitza els espins paral·lels i minimitza les repulsions interelectròniques. 21. b) Principi d'exclusió de Pauli. El principi d'exclusió de Pauli impedeix que dos electrons coincideixin en els seus quatre valors quàntics. 22. b) És atreta pel camp magnètic.

Les substàncies paramagnètiques tenen electrons desaparellats que fan que siguin atretes pels imants. 23. b) 1s² 2s² 2p². L'àtom de carboni allotja dos electrons en 1s, dos en 2s i dos desaparellats en 2p segons Aufbau i Hund. 24. d) Els de la capa de valència. Els electrons de la capa externa o capa de valència són els encarregats d'interaccionar químicament. 25. En perdre electrons disminueix la repulsió interelectrònica i els protons del nucli atreuen els electrons restants amb més força, contraient tot el núvol electrònic. 26.

Perquè l'oxigen té menys protons al seu nucli (Z = 8) que el fluor (Z = 9), de manera que la seva càrrega nuclear atreu amb menor intensitat la mateixa quantitat d'electrons. 27. Perquè el beril·li té la subcapa 2s completament plena (molt estable), mentre que el bor allotja el seu darrer electró en un orbital 2p, que és menys penetrant, té més energia i s'arrenca més fàcilment. 28. Com que tenen les capes electròniques completament saturades, qualsevol electró addicional s'ha de col·locar en un nivell energètic superior buit, un procés que requereix aportar treball energètic extern. 29. d) Disminueix per la càrrega nuclear efectiva.

L'increment de protons al nucli atreu més fortament els electrons del mateix nivell quàntic, reduint la mida atòmica. 30. a) Radi catió < radi neutre < radi anió. El catió perd electrons i es contrau, mentre que l'anió en guanya i s'expandeix per repulsió. 31. b) Fluor. El fluor se situa a la part superior dreta i requereix només un electró per completar la seva capa de valència. 32. c) Baixa energia d'ionització i caràcter electropositiu. Els metalls alcalins i alcalinoterris cedeixen electrons amb facilitat gràcies a la seva baixa energia d'ionització. Apunts d'Estructura Atòmica i Taula Periòdica - Química I 25