Apunts de Química: Model Atòmic, Taula Periòdica i Enllaç Químic

I 4 flashcards i 2 preguntes més al document.

Text del document

APUNTS COMPLETS DE QUÍMICA Model atòmic · Configuració electrònica · Taula periòdica · Enllaç químic Guia de preparació per a un examen de tipus PAU de 1r de Batxillerat Com estudiar aquests apunts: primer entén els conceptes, després practica els càlculs i les configuracions electròniques sense mirar la solució, i finalment fes un simulacre amb temps. Llegir-ho tot passivament és una manera molt humana de confondre familiaritat amb aprenentatge. Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 1 1. Estructura de l’àtom 1.1. Partícules subatòmiques Partícula Càrrega On es troba?

Massa aproximada Protó +1 Nucli 1u Neutró 0 Nucli 1u Electró −1 Escorça electrònica / orbitals 1/1836 u L’àtom és neutre quan el nombre de protons és igual al nombre d’electrons. Gairebé tota la massa es concentra al nucli, mentre que el volum de l’àtom depèn principalment de la distribució dels electrons. 1.2. Nombre atòmic i nombre màssic • Nombre atòmic, Z: nombre de protons. Identifica l’element. • Nombre màssic, A: suma de protons i neutrons: A = Z + N. • Nombre de neutrons: N = A − Z. Notació nuclear: ᴬ_ZX. Per exemple, ²³₁₁Na té Z = 11, A = 23, 11 protons i 12 neutrons. Si és neutre, també té 11 electrons. 1.3. Ions • Catió: ió positiu, format quan un àtom perd electrons.

Ex.: Na → Na⁺ + e⁻. • Anió: ió negatiu, format quan un àtom guanya electrons. Ex.: Cl + e⁻ → Cl⁻. • En formar ions, el nombre de protons no canvia; només canvia el nombre d’electrons. • Per a un ió Xⁿ⁺, electrons = Z − n. Per a Xⁿ⁻, electrons = Z + n. 1.4. Isòtops Els isòtops són àtoms del mateix element amb el mateix Z però diferent nombre de neutrons i, per tant, diferent A. Tenen propietats químiques molt semblants perquè tenen el mateix nombre d’electrons si són neutres. • Hidrogen-1 (proti): 1 protó, 0 neutrons. • Hidrogen-2 (deuteri): 1 protó, 1 neutró. • Hidrogen-3 (triti): 1 protó, 2 neutrons; és radioactiu. 1.5.

Unitat de massa atòmica i massa atòmica relativa La unitat de massa atòmica, u, es defineix com una dotzena part de la massa d’un àtom de carboni-12. La massa atòmica que apareix a la taula periòdica sol ser una mitjana ponderada de les masses dels isòtops naturals. Massa atòmica mitjana = Σ (fracció de cada isòtop × massa de l’isòtop). Les abundàncies percentuals s’han de convertir a fraccions dividint per 100. 1.6. El mol i la massa molar • Un mol conté exactament 6,02214076 × 10²³ entitats elementals (constant d’Avogadro, Nₐ). • Massa molar, M: massa d’un mol d’una substància, en g·mol⁻¹. • Relació entre quantitat de substància, massa i massa molar: n = m/M; també m = n·M.

• Nombre d’entitats: N = n·Nₐ; i n = N/Nₐ. Exemple: 0,50 mol de CO₂ tenen una massa de 0,50 × 44,0 = 22,0 g. Contenen 0,50 × 6,022 × 10²³ molècules. No confonguis massa atòmica (u per àtom), massa molar (g·mol⁻¹ per mol) i nombre de massa A (nombre enter de protons + neutrons). Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 2 2. Evolució dels models atòmics 2.1. Demòcrit Va proposar filosòficament que la matèria estava formada per partícules indivisibles anomenades àtoms. No era un model experimental modern. 2.2. Dalton • La matèria està formada per àtoms; els àtoms d’un element són iguals entre si en el model original.

• Els compostos es formen per combinacions d’àtoms en proporcions senzilles. • Les reaccions químiques reorganitzen els àtoms. Limitació: avui sabem que els àtoms són divisibles i que un mateix element pot tenir isòtops. 2.3. Thomson Va descobrir l’electró i va proposar un àtom com una massa de càrrega positiva amb electrons incrustats, com un «púding de panses». No explicava l’existència d’un nucli concentrat. 2.4. Rutherford L’experiment de la làmina d’or va mostrar que la majoria de partícules alfa travessaven la làmina, però algunes es desviaven molt. Conclusió: l’àtom és majoritàriament espai buit i té un nucli petit, dens i positiu.

Limitació del model nuclear clàssic: no explicava bé l’estabilitat dels electrons ni els espectres de línies. 2.5. Bohr • Els electrons només poden ocupar determinades òrbites o nivells d’energia permesos. • Un electró absorbeix energia per saltar a un nivell superior i n’emet quan torna a un nivell inferior. • L’energia del fotó emès o absorbit és ΔE = hν = hc/λ, en valor absolut. El model explica especialment bé l’espectre de l’hidrogen, però no descriu correctament els àtoms complexos. 2.6. Model mecanoquàntic actual L’electró es descriu mitjançant una funció d’ona. No té una trajectòria definida com un planeta.

Un orbital és una regió de l’espai associada a una probabilitat elevada de trobar-hi l’electró. • Dualitat ona-corpuscle: la matèria, inclosos els electrons, pot mostrar propietats ondulatòries i corpusculars. • Principi d’incertesa de Heisenberg: no es poden conèixer simultàniament amb precisió arbitrària la posició i la quantitat de moviment d’una partícula. Òrbita (Bohr) ≠ orbital (model quàntic). Aquesta diferència acostuma a aparèixer perquè els exàmens també tenen sentit de l’humor. 3. Orbitals i nombres quàntics 3.1.

Tipus d’orbitals Subnivell Nombre d’orbitals Electrons màxims Forma aproximada s 1 2 Esfèrica p 3 6 Dos lòbuls; tres orientacions d 5 10 Majoritàriament quatre lòbuls f 7 14 Formes més complexes Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 3 3.2. Els quatre nombres quàntics • Principal, n: n = 1, 2, 3… Indica el nivell d’energia i està relacionat amb la mida de l’orbital. • Secundari o azimutal, l: l = 0, 1, …, n−1. Indica el subnivell: l = 0 → s; 1 → p; 2 → d; 3 → f. • Magnètic, mₗ: valors enters des de −l fins a +l. Distingeix els orbitals d’un mateix subnivell. • Espín, mₛ: +½ o −½. Distingeix els dos espins possibles de l’electró.

Exemple: per a un orbital 3p, n = 3, l = 1 i mₗ pot ser −1, 0 o +1. Per a un electró concret, mₛ pot ser +½ o −½. 3.3. Regles de validesa • n ha de ser un enter positiu. • l només pot anar de 0 a n−1. • mₗ només pot anar de −l a +l. • mₛ només pot ser +½ o −½. Per exemple, n = 2, l = 2 és impossible perquè l ha de ser 0 o 1 quan n = 2. 3.4. Principis d’ocupació • Aufbau: els electrons ocupen primer els orbitals de menor energia. • Exclusió de Pauli: en un àtom no hi pot haver dos electrons amb els quatre nombres quàntics iguals. Un orbital admet com a màxim dos electrons amb espins oposats.

• Regla de Hund: en orbitals d’igual energia, els electrons s’hi col·loquen primer individualment amb espins paral·lels abans d’aparellar-se. Capacitat màxima per nivell principal: 2n² electrons. És una capacitat teòrica total del nivell, no una instrucció per omplir subnivells en qualsevol ordre. 4. Configuració electrònica 4.1. Ordre habitual d’ompliment Ordre d’energia habitual fins als elements més treballats a batxillerat: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p La configuració s’escriu indicant el nivell, el subnivell i el nombre d’electrons com a superíndex. Ex.: O (Z = 8): 1s² 2s² 2p⁴. 4.2.

Exemples • H (Z = 1): 1s¹ • C (Z = 6): 1s² 2s² 2p² • Na (Z = 11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ = [Ne] 3s¹ • Cl (Z = 17): [Ne] 3s² 3p⁵ • Ca (Z = 20): [Ar] 4s² • Br (Z = 35): [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ 4.3. Configuració dels ions Per a un anió s’afegeixen electrons; per a un catió se’n treuen. En els metalls de transició, quan s’ionitzen, es retiren primer els electrons del nivell amb n més alt, sovint el 4s abans del 3d. • Na⁺: Na perd l’electró 3s¹ → 1s² 2s² 2p⁶ = [Ne]. • O²⁻: O guanya dos electrons → 1s² 2s² 2p⁶ = [Ne]. • Mg²⁺: Mg perd dos electrons → 1s² 2s² 2p⁶ = [Ne]. Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 4 4.4.

Electrons de valència Per als elements representatius, són generalment els electrons del nivell principal més extern. Aquests electrons tenen un paper central en els enllaços químics. • Grup 1: 1 electró de valència; grup 2: 2. • Grups 13–18: habitualment 3–8 electrons de valència; l’heli en té 2. • Els metalls de transició poden tenir configuracions de valència més complexes. No confonguis el nombre d’electrons de valència amb el nombre total d’electrons. Per exemple, el clor té 17 electrons però 7 electrons de valència. 5. Taula periòdica i propietats periòdiques 5.1. Organització • Període: fila horitzontal. En els elements representatius, indica el nivell principal més alt ocupat.

• Grup: columna vertical. Els elements del mateix grup solen tenir configuracions de valència semblants i propietats químiques relacionades. • Blocs s, p, d i f: indiquen el tipus de subnivell on entra l’últim electró. • Metalls: sobretot a l’esquerra i al centre. No-metalls: sobretot a la dreta. Metaloides: zona en ziga-zaga. 5.2. Radi atòmic És una mesura de la mida de l’àtom. Tendències generals: • En un grup, augmenta cap avall perquè s’afegeixen nivells electrònics. • En un període, disminueix d’esquerra a dreta perquè augmenta la càrrega nuclear efectiva i els electrons són atrets més fortament. 5.3.

Radi iònic • Un catió és normalment més petit que l’àtom neutre corresponent, perquè perd electrons i disminueix la repulsió electrònica; de vegades també perd el nivell més extern. • Un anió és normalment més gran que l’àtom neutre, perquè guanya electrons i augmenta la repulsió entre ells. • En una sèrie isolectrònica, tots els ions tenen el mateix nombre d’electrons: com més protons tingui el nucli, més petit serà el radi. Exemple de sèrie isolectrònica: O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺, Mg²⁺ tenen 10 electrons. Ordre de radi decreixent: O²⁻ > F⁻ > Ne > Na⁺ > Mg²⁺. 5.4. Energia d’ionització Energia mínima necessària per arrencar un electró d’un àtom gasós en estat fonamental: X(g) → X⁺(g) + e⁻.

És un procés endotèrmic. • Augmenta generalment d’esquerra a dreta i de baix cap amunt. • Els àtoms petits i amb càrrega nuclear efectiva alta retenen més fortament els electrons. • Les energies d’ionització successives augmenten. Un salt molt gran indica que ja s’han tret els electrons de valència i es comença a retirar-ne un de capa interna. 5.5. Afinitat electrònica Canvi d’energia quan un àtom gasós neutre guanya un electró: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Segons la convenció emprada, es pot expressar com a energia alliberada positiva o com a canvi d’entalpia negatiu; cal mirar què defineix l’enunciat. En general, els halògens tenen molta tendència a captar un electró.

Les tendències no són tan regulars com les de radi atòmic o energia d’ionització. Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 5 5.6. Electronegativitat Mesura la capacitat d’un àtom enllaçat per atreure cap a si els electrons compartits. • Augmenta generalment cap a la dreta i cap amunt; el fluor és l’element més electronegatiu. • No és el mateix que afinitat electrònica: l’electronegativitat es refereix a electrons compartits en un enllaç; l’afinitat electrònica descriu el procés de captar un electró per un àtom gasós. 5.7. Caràcter metàl·lic Tendència a perdre electrons i formar cations. Augmenta generalment cap avall i cap a l’esquerra de la taula periòdica.

És aproximadament oposat a l’electronegativitat. Resum visual de tendències: radi atòmic i caràcter metàl·lic augmenten cap avall i cap a l’esquerra; energia d’ionització i electronegativitat augmenten cap amunt i cap a la dreta. Les excepcions existeixen, perquè la química no signa contractes de simplicitat. 6. Enllaç iònic 6.1. Què és? L’enllaç iònic és l’atracció electroestàtica entre cations i anions. Sovint es forma entre un metall, que tendeix a perdre electrons, i un no-metall, que tendeix a guanyar-ne. Exemple esquemàtic: Na → Na⁺ + e⁻; Cl + e⁻ → Cl⁻; després, Na⁺ i Cl⁻ s’atrauen electroestàticament. 6.2.

Fórmula dels compostos iònics La fórmula ha de ser elèctricament neutra: la suma de les càrregues positives i negatives ha de ser zero. • Mg²⁺ i Cl⁻ → MgCl₂. • Al³⁺ i O²⁻ → Al₂O₃. • Ca²⁺ i O²⁻ → CaO. La fórmula indica la proporció mínima d’ions a la xarxa, no molècules independents de compost iònic. 6.3. Propietats dels sòlids iònics • Solen ser sòlids cristal·lins a temperatura ambient. • Tenen punts de fusió elevats per les fortes atraccions electroestàtiques. • Són fràgils: si es desplacen plans de la xarxa, poden quedar càrregues iguals enfrontades i repel·lir-se. • No condueixen bé el corrent en estat sòlid, perquè els ions no es poden moure lliurement.

• Condueixen quan són fosos o dissolts en aigua, si el compost és soluble, perquè els ions tenen mobilitat. 6.4. Energia reticular L’energia reticular quantifica l’energia associada a la formació o separació d’un sòlid iònic a partir d’ions gasosos. Cal fixar-se en la convenció del llibre: pot definir-se com a energia alliberada en formar la xarxa (valor negatiu per a ΔH) o com l’energia necessària per separar-la (valor positiu). • Com més grans siguin les càrregues dels ions, més forta tendeix a ser l’atracció i més gran la magnitud de l’energia reticular. • Com més petits siguin els ions, més a prop poden estar els centres de càrrega i més forta tendeix a ser l’atracció.

Com a idea qualitativa, la intensitat de l’atracció electroestàtica és proporcional a |q₁q₂|/r, segons la llei de Coulomb. 6.5. Cicle de Born-Haber És una aplicació de la llei de Hess per relacionar l’entalpia de formació d’un sòlid iònic amb etapes com sublimació, dissociació, ionització, afinitat electrònica i formació de la xarxa. Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 6 • Sublimació o atomització del metall: M(s) → M(g). • Dissociació de la molècula no-metàl·lica: per exemple, ½Cl₂(g) → Cl(g). • Ionització del metall: M(g) → M⁺(g) + e⁻. • Captura d’electró pel no-metall: X(g) + e⁻ → X⁻(g). • Formació de la xarxa: M⁺(g) + X⁻(g) → MX(s).

Per resoldre un Born-Haber: escriu totes les etapes amb l’equació química i el signe de l’entalpia; aplica ΣΔH de les etapes = ΔHf° del compost. No memoritzis només una fórmula sense comprovar els sentits de les fletxes. Esquema algebraic per a MX: ΔHf° = ΔHsub + ½D(X₂) + EI₁ + AE + ΔHret(formació). Si l’enunciat defineix l’energia reticular com a energia de separació, el signe del terme de xarxa canvia. Per a ions amb càrregues diferents, poden caldre diverses energies d’ionització o etapes de captació. 6.6. Càlcul de l’energia reticular Si es coneixen totes les altres etapes, aïlla el terme desconegut de l’equació de Hess.

Vigila si l’afinitat electrònica es dona com a energia alliberada positiva o com a ΔH negatiu. Comprovació: formar una xarxa iònica a partir d’ions gasosos sol alliberar energia. Si el resultat no concorda amb la convenció adoptada, revisa signes i fletxes abans de culpar la calculadora. 7. Enllaç covalent 7.1. Definició L’enllaç covalent es forma quan dos àtoms comparteixen un o més parells d’electrons. És habitual entre no-metalls. • Enllaç simple: un parell compartit. • Enllaç doble: dos parells compartits. • Enllaç triple: tres parells compartits.

En general, un enllaç triple és més curt i més fort que un de doble, i un de doble és més curt i més fort que un de simple entre els mateixos àtoms. 7.2. Estructures de Lewis Les estructures de Lewis representen els electrons de valència. Els punts indiquen electrons no enllaçants i les línies representen parells compartits. • Compta els electrons de valència totals; en un anió, afegeix electrons segons la càrrega, i en un catió, resta’ls. • Tria un àtom central (sovint el menys electronegatiu; l’hidrogen mai és central). • Uneix els àtoms amb enllaços simples i completa primer els octets dels àtoms perifèrics.

• Col·loca els electrons restants al centre; si cal, forma enllaços múltiples per completar octets. • Comprova el nombre total d’electrons i les càrregues formals si el curs les exigeix. 7.3. Regla de l’octet i excepcions Molts àtoms representatius tendeixen a envoltar-se de vuit electrons de valència. L’hidrogen segueix la regla del duet. Hi ha excepcions: octets incomplets (p. ex. Be o B en alguns compostos), espècies amb nombre senar d’electrons i elements del tercer període o posteriors amb estructures que en els models escolars poden mostrar més de vuit electrons. 7.4.

Polaritat de l’enllaç Si els àtoms tenen electronegativitats diferents, el parell compartit es desplaça cap a l’àtom més electronegatiu. Apareixen càrregues parcials δ− i δ+. Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 7 • Covalent apolar: electronegativitats iguals o molt semblants. • Covalent polar: diferència d’electronegativitat apreciable. La polaritat d’una molècula depèn tant de la polaritat dels enllaços com de la geometria. Per exemple, CO₂ té enllaços C=O polars però la geometria lineal fa que els dipols es cancel·lin; H₂O és angular i és polar. 7.5.

Substàncies moleculars i xarxes covalents • Substàncies moleculars: entitats discretes; les forces entre molècules acostumen a determinar punts de fusió i ebullició. Moltes tenen punts de fusió relativament baixos i no condueixen el corrent. • Xarxes covalents: àtoms units en una estructura extensa (diamant, SiO₂ en la seva forma de xarxa). Solen ser molt dures i tenir punts de fusió elevats; el grafit és un cas especial que pot conduir en certes direccions. 7.6.

Diferenciar enllaç iònic i covalent Aspecte Iònic Covalent molecular Partícules Cations i anions en xarxa Molècules Formació típica Metall + no-metall No-metall + no-metall Conducció Fos o en dissolució, si hi ha ions mòbils Generalment no Punts de fusió Sovint elevats Sovint baixos o moderats Unitat de fórmula Proporció mínima d’ions Fórmula molecular 8. Estratègia per als exercicis tipus PAU 8.1. Si et demanen identificar un element • Llegeix Z per saber el nombre de protons i identificar l’element. • Escriu la configuració electrònica i localitza el nivell més alt ocupat, el grup i el bloc. • Determina els electrons de valència i justifica el comportament químic. 8.2.

Si et demanen comparar radis • Comprova primer si són àtoms o ions i si són isolectrònics. • En una mateixa sèrie isolectrònica, més protons implica radi més petit. • En ions d’un mateix element, els cations són més petits que l’àtom i els anions més grans. 8.3. Si et demanen un cicle de Born-Haber • Escriu la reacció global de formació a partir dels elements en els seus estats estàndard. • Escriu cada etapa intermèdia, amb estats físics, estequiometria i signe correcte. • Aplica la llei de Hess i aïlla la magnitud desconeguda. • Indica explícitament quina convenció uses per a l’energia reticular. 8.4. Errors típics que resten punts • Canviar el nombre de protons quan es forma un ió.

• Confondre nombre màssic A amb massa atòmica de la taula periòdica. • Donar valors impossibles als nombres quàntics. • Oblidar que un orbital conté com a màxim dos electrons. • Dir que un sòlid iònic condueix electricitat en estat sòlid. • Comparar electronegativitat i afinitat electrònica com si fossin la mateixa propietat. Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 8 • Fer un Born-Haber sense indicar signes o sense equilibrar les etapes. • Dir que una molècula és polar només perquè té enllaços polars, sense mirar-ne la geometria. 9. Mini test de repàs Intenta respondre sense consultar els apunts. Les solucions són al final d’aquest apartat. 1. Un àtom té Z = 17 i A = 35.

Quants protons, neutrons i electrons té si és neutre? Solució: 17 protons, 18 neutrons (35 − 17) i 17 electrons. 2. Quants electrons té Mg²⁺, si el magnesi té Z = 12? Solució: 10 electrons: ha perdut dos electrons. 3. És possible n = 3, l = 2, mₗ = −2, mₛ = +½? Solució: Sí. Per n = 3, l pot ser 0, 1 o 2; si l = 2, mₗ pot ser −2, −1, 0, +1 o +2; mₛ pot ser ±½. 4. Ordena de més gran a més petit el radi: O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺. Solució: Tots tenen 10 electrons. L’ordre és O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺, perquè la càrrega nuclear creix en aquest ordre. 5. Quin tipus d’enllaç predomina en MgO? I en H₂O? Solució: MgO és principalment iònic; H₂O té enllaços covalents polars i la molècula és polar. 6.

Quina diferència hi ha entre afinitat electrònica i electronegativitat? Solució: L’afinitat electrònica descriu el canvi d’energia quan un àtom gasós capta un electró; l’electronegativitat mesura l’atracció pels electrons compartits en un enllaç. 7. Quina propietat explica que un sòlid iònic no condueixi, però pugui conduir quan és fos? Solució: En estat sòlid els ions estan fixos a la xarxa; fosos poden moure’s i transportar càrrega. 8. Calcula la massa de 0,25 mol de CO₂. (M = 44,0 g·mol⁻¹) Solució: m = n·M = 0,25 × 44,0 = 11,0 g. 10. Fórmules que has de tenir a mà • A = Z + N; N = A − Z. • Per a un àtom neutre: nombre d’electrons = Z.

• Per a Xⁿ⁺: electrons = Z − n; per a Xⁿ⁻: electrons = Z + n. • n = m/M; m = n·M; N = n·Nₐ; n = N/Nₐ. • Nₐ = 6,02214076 × 10²³ mol⁻¹. • ΔE = hν = hc/λ. • Capacitat màxima d’un nivell principal: 2n² electrons. • Per a un Born-Haber: suma de les entalpies de les etapes = entalpia de la reacció global (llei de Hess). Última comprovació abans de l’examen: saps explicar cada tendència periòdica amb una causa, escriure configuracions d’àtoms i ions, validar nombres quàntics, fer una estructura de Lewis i resoldre un Born-Haber controlant els signes? Si només et sona tot quan ho llegeixes, encara falta pràctica activa. Apunts de Química · Preparació tipus PAU Pàgina 9