Text del document
ORIGEN DE LA TAULA PERIÒDICA Lavoisier Lavoisier no va tenir la taula periòdica com la tenim ara. La seva classificació no era perfecta, ja que no entenia la estructura atòmica ni les propietats dels elements de manera completa. Va classificar alguns elements de manera imprecisa i, per exemple, va incloure substàncies compostes (com l'aigua) en la llista d'elements. Lavoisier va fer una llista de 33 elements, dividits en quatre grups. La seva classificació va ser un primer pas important, però amb molts errors perquè no tenia la visió moderna de la química i la taula periòdica. Döbereiner Va ser el primer en observar una conexió lògica entre els elements químics i percebre un indici d'ordre.
Es va percatar de que en diversos conjunts de tres elements algunes propetats físiques dels elemenets centrals, com el pes atòmic o la densitat, eren aproximadament els promitj de les dels altres dos. Les triades de Döbereiner van ser una interesant tentativa d'organitzar els element segons les seves propietatsm però tenia limitacions i no abracaven a tots els elements coneguts fins el moment. Chancourtois Va proposar un sistema de clasificació dels element en funció de les seves propietats, anomenant la "hélica volcànique", on va disposar els elements en una espiral, organitzan-los segons el seu pes atòmic.
Va observar que els elements amb propietats similars es trobaven alineats en la amteixa vertical, creant un patró similar al que Mendeley més tard utilitzaria a la taula periòdica. Newlands John Newlands es va donar compta que ordenant els elements coneguts segons el seu pes atòmic creixent, les seves propietats quedarían també ordenades. Concretament va observar una gran similitut química, amb repetició de propietats, cada vuit element Basan-se en això, va colocar els elements en columnes de set membres, així cada fila horitzontal de la seva taula contenía una famiília d'elements semblants.
Meyer Un químic alemany va tenir més èxit que Newland en trobat una relacio entre els elements basada en la seva densitat i volum, en comptes de la seva massa atòmica, va crear una gràfica per representar el volum atìmic de cada àtom conegut. Encara que Meyer podria haver estat el primer en descrobrir-ho va ser superat per Mendeléiv. Mendeléiv Va ser conegut per crear la primera versió completa de la taula periòdica dels element al 1869. El seu treball va establir la llei periòdica, que estableix que les propietats dels elements es repeteixen en funció del seu pes atòmic, convertin-se en un pilar fonamental per a la química moderna.
Moseley Va reorganitzar la taula periòdica al demostrar que les propietats dels elements depenen del seu nombre atòmic i no del seu pes atòmic. Utilitzant espectres de raigos X, que explica com les propietats dels element varien de manera periòdica segons el seu nombre atòmic. Propietats periòdiques: - Son les propietats que podem estudiar en relació amb la posició de l'element a la taula periòdica. - Radi atòmic És difícil definir les dimensions reals d'un àtom, ja que es tracta d'un sistema dinàmic molt influenciat per les partícules que té a prop i rarament es troba aïllat: per aquest motiu es pren com a referència el radi atòmic.
El radi atòmic és la meitat de la distància entre els nuclis de dos àtoms iguals enllaçats entre sí. En un mateix grup, el radi atòmic augmenta cap avall perque, en augmentar el nombre atòmic (i el periode), s'incre menta el nombre de nivells ocupats per elections, cada vegada mes allunyats del nucli de l'àtom. En un mateix periode, el radi atomic disminueix cap a la dreta. Aixo es deu al fet que l'increment del nombre atomic provoca un augment de la càrrega nuclear efectiva, però el nivell més extern ocupat pels electrons és el mateix, de manera que augmenta la intensitat de latracció i provoca una disminucio del radi.
Concepte càrrega nuclear afectiva La càrrega nuclear efectiva és com la "força real" amb què el nucli de l'àtom (que té protons amb càrrega positiva) atreu els electrons que giren al seu voltant. El problema és que els electrons no estan sols. Els electrons que estan més a prop del nucli "bloquegen" part de l'atracció cap als electrons més llunyans, com si fossin un escut. És com si el nucli fos un imant molt potent, però hi hagués uns altres electrons entre ell i els electrons de fora que redueixen aquesta atracció.
Si hi ha un "acompanyant", el més llunyà seguirà sentint més o menys la mateixa càrrega nuclear efectiva, però podria estar una mica menys lligat per culpa de la repulsió amb el seu company. - Z_eff = Z - S - Z és el nombre de protons (nombre atòmic, que és 12 per al magnesi) - S és l'apantallament, que és l'efecte que tenen els electrons interns "bloquejant" l'atracció del nucli cap als electrons de l'última capa. Radi iònic És el radi d'un àtom que ha perdut (catió) o guanyat (anió) electrons. Si perd electrons, el radi iònic es fa més petit, i si guanya electrons, el radi iònic es fa més gran.
Quan un àtom perd electrons, queden més protons que electrons, i els electrons restants estan més "apretats" al nucli, el que fa que l'àtom sigui més petit. Quan un àtom guanya electrons, hi ha més repulsió entre els electrons, així que es repelen més entre ells i l'àtom es fa més gran. Energia d'ionització Energia necessària per arrencar un electró a un àtom neutre i en estat gasós. Més difícil és treure'l, més alta serà l'energia d'ionització. Menys atracció entre l'electró i el nucli = menys energia d'ionització. EI+X(g) X+(g) EI = Energia d'ionització, és a dir, l'energia que necessites per arrencar un electró de l'àtom.
X(g) = L'àtom X (que està en fase gasosa, ja que l'energia d'ionització normalment es mesura en condicions gasoses per evitar interaccions amb altres molècules). X (g) = L'ió X carregat positivament, que es forma quan el X perd un electró. Ex. Si l'X és un àtom de Na (sodi), la reacció seria: EI+Na(g) Na+(g) Afinitat electrònica Energia alliberada (no metalls) o energia aportada (metalls) per tal de guanyar un electró. Si l'àtom està molt a gust acceptant un electró, té gran afinitat electrònica i libera molta energia. Si l'àtom no vol gaire un electró, té poca afinitat electrònica i pot necessitar energia. Electronegativitat És la tendència d'un element a guanyar un electró.
Els àtoms amb alta electronegativitat volen tenir els electrons més a prop (com el fluor). Els àtoms amb baixa electronegativitat no atrauen els electrons amb tanta força (com el potassi). Relació amb l'enllaç químic: Si dos àtoms amb molta diferència d'electronegativitat es combinen, un àtom agafarà gairebé tots els electrons, formant un enllaç iònic. Si els àtoms tenen electronegativitats similars, els electrons es compartiran de manera més igualitària, formant un enllaç covalent. Enllaç químic 1. Enllaç iònic: es dóna entre els ions de signe diferent, ja que les càrregues de signe diferent s'atrauen. L'atracció entre els ions de càrregues oposades forma l'enllaç. NO METALL + METALL 2.
Enllaç covalent: es dóna entre àtoms que comparteixen electrons. Aquests electrons són atrets pels nuclis dels dos àtoms. Aquest tipus d'enllaç es dona entre àtoms de similar electronegativitat. Es forma entre elements com oxigen, hidrogen, nitrogen, etc… NO METALL + NO METALL 3. Enllaç metàl.lic: és causat per l'atracció entre els electrons de valència de tots els àtoms i els ions positius que es formen. Els àtoms de metall comparten electrons lliurement, creant una "mar d'electrons" que fa que el metall sigui bo per conduir calor i electricitat. METALL + METALL Sistema internacional El mol és la unitat del SI que mesura la quantitat que intervé en la reacció.
Gràcies a l'italià Amedo Avogardo se sap que el mol equival a 6.022x10 partícules Volum molar El volum molar de qualsevol gas en condicions normals és de 22,4L Volum molar = El volum ocupat per 1 mol d'una substància en condicions normals. Per exemple, 1 mol d'aigua ocupa 22,4 litres. És útil per saber quant ocupa una substància quan tenim 1 mol d'aquesta. Ex. 1 mol d'aigua (H O) té 6.022 x 10²³ molècules d'aigua, i ocupa 22,4 litres Temperatura = 0°C = 273,15 K. Pressió = 1 atmósfera = 101,325 Pa (o 1,013 x 10 Pa).