¡Descarga Resum Bloc 1:Elements químics y más Resúmenes en PDF de Química solo en Docsity!
BLOC 1. ELS ELEMENTS QUÍMICS
1. FONAMENTS DE L’ESTRUCTURA ATÒMICA
1.1 Estructura dels àtoms
- John Dalton àtoms com les peces fonamentals de la matèria, indivisibles.
- L’electròlisi de l’aigua + lleis de Faraday els àtoms són ionitzables.
- Al final del segle XIX i principi del segle XX es van identificar les partícules carregades que componen l’àtom.
- Conductivitat dels gasos a baixes pressions L’electró i el protó van ser identificats. La massa del protó s’ha adoptat com a unitat de massa atòmica.
El model atòmic de Thomson
Thomson els àtoms es consideren esferes sòlides constituïdes per partícules negatives (electrons) que estan encastades al si de la massa atòmica positiva. En qualsevol element de la taula periòdica, el nombre d’electrons es contraposa a la càrrega positiva de l’àtom, ja que la matèria és neutra.
El model atòmic orbital de Rutherford
Trajectòries de partícules α (nuclis d’heli, He 2+^ ) disparades contra làmines de diferents metalls la majoria d’elles passaven per les làmines sense canviar la trajectòria, unes quantes variaven lleugerament la trajectòria i molt poques mostraven un gran canvi en la trajectòria. Partícules α són partícules positives, el canvi en la trajectòria s’havia de produir per la repulsió amb els nuclis dels àtoms metàl·lics.
Nombre petit de partícules que canviaven severament la trajectòria majoria de partícules α passaven pels metalls molt allunyades del nucli: el nucli dels àtoms és molt petit respecte a la mida total de l’àtom.
Àtoms amb un nucli central amb una càrrega positiva idèntica a la negativa dels electrons, que estan fora del nucli, i que conté el 99,9% de la massa total de l’àtom en només el 0,01% del seu diàmetre.
- Representar físicament els àtoms el més senzill, àtoms hidrogenoides (un electró independentment del seu nombre atòmic (per ex. H, He+,Li 2+^ ,etc.).
- L’electró es mou a una velocitat v i en una òrbita circular de radi r al voltant del nucli (en repòs) amb massa m (^) n i càrrega +Ze (Z nombre atòmic). El radi r podia adoptar qualsevol valor, el model preveu l’existència d’infinites òrbites electròniques.
Els isòtops, el nombre atòmic i el nombre màssic
James Chadwick en bombardejar beril·li amb partícules α d’alta energia descobreix que els àtoms estaven constituïts per partícules sense càrrega (neutrons, massa = p+).
Els neutrons van permetre explicar l’existència dels isòtops (formes atòmiques diferents des del punt de vista màssic però equivalents en un sentit químic).
atòmica F 0 3 D
M
isòtop (1)
x %
(1)
F 0
2 B Misòtop (2) x %
(2)
F 0
2 B ...
M
- El nombre màssic (massa del nucli, M ) no és una propietat intrínseca de l’element.
- El paràmetre representatiu d’un element és el nombre atòmic Z el nombre de protons que presenta el nucli (=nombre d’electrons). Per a un isòtop, la relació entre el nombre màssic i el nombre atòmic és: M = Z + nombre de neutrons.
El model atòmic de Bohr
- Agafa com a bona la descripció física dels àtoms hidrogenoides de Rutherford.
- Objectiu principal model teòric que s’ajustés als resultats experimentals dels espectres atòmics. Finalment, podia explicar els espectres de l’àtom d’hidrogen (n’ajustava paràmetres experimentals).
- De les infinites òrbites circulars de Rutherford només unes quantes permeses, els àtoms només poden adoptar uns estats energètics determinats.
- Postulat més important del seu model atòmic de l’àtom d’hidrogen: el de la quantització, decidir quines eren les òrbites i energies permeses per a l’electró.
- Bohr va postular que les úniques òrbites possibles eren aquelles en les quals l’acció de l’electró en una revolució completa (quantitat de moviment per longitud d’òrbita) fos un múltiple enter de la constant de Planck h.
- L’àtom d’hidrogen (Z=1) en estat fonamental valor del radi de l’òrbita és 0,529·10- m (radi de Bohr (a0)).
orbital)
Magnètic orbital m l - l , ..., + l Orientació de l’òrbita
Magnètic d’spin m s ± 1/2 Orientació de l’spin
Orbitals i nombres quàntics
Orbitals atòmics ( funció matemàtica) per a cada terme de valors de n , l i m (^) l , s’obté una funció d’ona F 0 5 9que defineix un estat electrònic o estat quàntic dels àtoms hidrogenoides. Aquests orbitals van associats amb l’energia E dels estats electrònics que defineixen.
L’energia depèn només del nombre quàntic n , els estats definits per orbitals amb el mateix nombre quàntic principal n tenen la mateixa energia. En aquests casos es diu que aquests orbitals estan degenerats entre ells. Hi ha un total n 2 estats energètics degenerats (amb la mateixa energia).
Nombre quàntic l nombre quàntic secundari o nombre quàntic angular ja que determina el moment angular orbital de l’electró (en el seu moviment al voltant del nucli). Des del punt de vista de la representació gràfica de la densitat electrònica (proporcional a la funció densitat de probabilitat), el nombre quàntic l determina la forma de la densitat electrònica (la forma de l’orbital).
El nombre quàntic ml , es coneix com nombre quàntic magnètic i quantitza la projecció del moment angular orbital (magnitud vectorial) sobre un eix determinat, habitualment l’eix z. Des del punt de vista de la representació gràfica, determina l’orientació a l’espai de la densitat electrònica.
Les funcions orbitals. Nodes i orientació.
Des del punt de vista matemàtic, els orbitals són funcions tridimensionals que determinen quina és la probabilitat de trobar l’electró en cada regió de l’espai al voltant del nucli. Hi ha regions vora el nucli per les quals aquesta probabilitat es fa zero. Aquestes regions s’anomenen nodes.
- Difusivitat capacitat que té aquest orbital d’estendre la densitat electrònica per l’espai. Així, es pot dir que per un mateix tipus d’orbital (mateix valor de l ), la difusivitat augmenta en augmentar el nombre quàntic n.
- Penetrabilitat (definida per la funció de distribució radial) la capacitat que té aquest orbital de situar l’electró el més prop possible del nucli. Per a un mateix tipus d’orbital la penetrabilitat augmenta en disminuir el nombre quàntic n.
- Funcions orbital de tipus p ( l =1) la seva funció angular depèn dels angles esfèrics F 0 7 1 i F 0 4 6 , cosa que significa que la densitat de probabilitat de trobar l’electró a l’espai ja no és esfèricament simètrica i se situa preferentment en algunes zones de l’espai determinades. Cadascun dels tres orbitals p possibles situa el màxim de probabilitat de trobar l’electró sobre un dels eixos de les coordenades cartesianes ( px , py i pz ). Tots tres orbitals p presenten un node angular ( l =1) i aquest node se situa en el pla perpendicular al l’eix on es troba el màxim de probabilitat de trobar l’electró (per exemple, a l’orbital px hi ha un node en el pla nodal yz ).
- La major part dels orbitals d situen el màxim de densitat de probabilitat de trobar l’electró en un pla de l’espai.
- El color diferent dels dos lòbuls dels orbitals indica un signe diferent de la funció d’ona F 0 5 9(però no de la funció densitat de probabilitat, la qual sempre és positiva perquè és el quadrat de F 0 5 9).
- Orbitals dxy, dxz i dyz situen la màxima densitat de probabilitat de trobar l’electró sobre els plans xy, xz i yz, respectivament, mostrant quatre lòbuls que bisequen els eixos d’aquests plans. D’aquesta manera, els dos plans perpendiculars (xz i yz per l’orbital dxy, xy i yz pel dxz, i xy i xz pel dyz) són nodes angulars.
L’espin electrònic
Els tres primers nombres quàntics determinen el moviment orbital de l’electró al voltant del nucli de l’àtom. A més d’aquest moviment orbital l’electró mostra un moviment de spin.
Per a un valor determinat del nombre quàntic s hi haurà 2 s +1 projeccions possibles del moment angular de spin sobre un eix determinat, habitualment l’eix z. Donat que, per a l’electró, s =½, llavors només existeixen dues projeccions possibles i aquestes seran quantitzades pel nombre quàntic magnètic de spin , m (^) s = ±½.
En resum, hi ha dues funcions de spin, F 0 5 9 ms F 0 2 0( s F 0 2 0F 0 2 0és constant, ½) anomenades
habitualment α ( ms =+½) i β ( m (^) s =-½). El producte d’una funció orbital per una funció de spin es coneix com spinorbital i descriu el comportament d’un sol electró:
F 0 5 9 n , l , m ,
F 0 3 D
F 0 2 0
F 0 5 9 n , l ,
Estat fonamental estat de mínima energia d’un sistema quàntic. La resta d’estats s’anomenen estats excitats. La configuració electrònica fonamental d’un àtom és la de l’estat fonamental.
Principi d’Aufbau la configuració electrònica fonamental s’obté omplint els orbitals per ordre creixent d’energia.
- Els electrons que omplen aquestes capes tancades són energèticament molt estables i no participen en les interaccions químiques.
- Els electrons que en una configuració electrònica no formen part dels orbitals de les capes tancades es coneixen com electrons de la capa de valència i són els responsables de la major part de les propietats dels àtoms, incloent-hi les interaccions i reaccions químiques.
Hi ha certes excepcions per als metalls de transició:
▲ La diferència d’energia calculada entre els orbitals ( n –1) d i ns és força petita. Les energies dels orbitals dels àtoms polielectrònics són el resultat d’una aproximació. Quan les diferències d’energia són petites, l’ordre en les energies reals pot ser diferent. ▲ Els orbitals ( n –1) d permeten que els electrons estiguin més separats entre ells, i disminueixin les repulsions interelectròniques.
▲ El traspàs d’electrons dels orbitals ns als orbitals ( n – 1) d pot ser afavorit per l’estabilitat especial de les configuracions esfèriques (configuracions amb els subnivells, o subcapes, complets, a la meitat o buits).
▲ En formar cations, els electrons es treuen primer dels orbitals np , després dels ns i finalment dels ( n –1) d.
Regles de Hund
Quan tenim electrons en orbitals de valència p , d i f , i aquestes subcapes no estan completes, per a una configuració fonamental determinada ens podem trobar diferents estats energètics.
Es defineix la multiplicitat de l’estat electrònic com el nombre: 2 S F 0 2 B 1 on S és la suma dels
spins dels electrons:
S F 03 D
F 0
E 5 m^ s
Friedrich Hund va proposar unes regles que permeten determinar quin és l’estat electrònic fonamental. L’estat de mínima energia és aquell que presenta la màxima multiplicitat.
La major estabilitat d’una configuració es troba quan hi ha més electrons desaparellats i aquests tenen l’spin paral·lel. Perqué més electrons desaparellats és energèticament més estable perquè minimitza les repulsions interelectròniques.
2. LA TAULA PERIÒDICA
2.1. Introducció
El concepte químic fonamental, amb relació a l’organització, és la periodicitat , el patró de repetició de propietats fisicoquímiques, que és representat per la taula periòdica.
La periodicitat va ser concebuda o descoberta independentment per Dimitri I. Mendeleev i Lothar Meyer el 1869. El seu treball va ser possible, en part, per la disponibilitat d’un conjunt de masses atòmiques relatives proposat el 1858 per Stanislao Canizzaro.
- 7 períodes horitzontals i 18 grups verticals.
- Els grups es numeren de l’1 al 18. Tots els elements d’un mateix grup presenten la mateixa configuració externa de la capa de valència.
- Els grups 1-2 formen el bloc s , els grups 3-12 el bloc d , els grups 13-17 el bloc p i els lantànids i actínids el bloc f.
- Els elements dels blocs s i p es coneixen com elements principals o representatius , els del bloc d es coneixen com metalls de transició (els tres períodes es coneixen com les tres sèries de transició ). Finalment, els elements del bloc f es coneixen com metalls de transició interna o terres rares.
2.2 Periodicitat de les propietats atòmiques
El radi atòmic s’expandeix fortament en completar-se un període i començar-ne un altre. El nou electró inaugura una nova capa que, a més, està afectada per una menor Z*. En baixar en un grup, el radi atòmic augmenta. Tot i que Z* augmenta, l’efecte de l’augment de n és més important.
- Contracció del bloc d mentre que l’augment del radi en passar del bor a l’alumini és apreciable, l’augment en passar de l’alumini al gal·li és molt petit. La causa és la gran Z* que afecta l’electró més extern del gal·li a causa de la presència de la semicapa plena 3 d^10 en la seva configuració de valència.
- Contracció del bloc f de l’indi al tal·li, el radi atòmic no augmenta a causa de la presència de la semicapa plena 4 f^14 en la capa de valència del tal·li.
Radis iònics el radi dels cations és més petit que el radi dels àtoms neutres i el radi dels anions és més gran que el dels àtoms neutres.
Aquests efectes no són únicament produïts pel fet que es perd (o es guanya) un electró addicional, sinó en canviar el nombre d’electrons i mantenir la càrrega nuclear, el núvol electrònic es reorganitza.
Una sèrie isoelectrònica és un conjunt d’espècies (àtom i/o ions) que tenen la particularitat que tots presenten el mateix nombre d’electrons. El que canvia al llarg de la sèrie és el nombre atòmic de l’element i, per tant, la càrrega positiva del nucli. Lògicament, en una sèrie isoelectrònica, en mantenir la càrrega total negativa i variar la nuclear positiva s’observa que les espècies amb nombre atòmic més gran son les que presenten un menor radi.
Energia d’ionització (potencial d’ionització)
L’ energia d’ionització és l’energia mínima necessària per treure un electró d’un àtom en el seu estat fonamental. Aquesta magnitud és mesurable termodinàmicament. La primera energia d’ionització és l’energia necessària per treure el primer electró d’un àtom. Les energies d’ionització sempre són positives (sempre s’ha de gastar energia per treure un electró d’un àtom).
- Hi ha moltes excepcions a causa de la configuració electrónica com l’estabilitat de les configuracions esfèriques.
- Sempre costa més energia treure un electró a un ió positiu que al respectiu àtom neutre. A banda de requerir una energia extra per separar o allunyar una càrrega negativa d’una de positiva, la càrrega nuclear efectiva sobre l’electró més extern de l’ió positiu és superior a la de l’electró més extern de l’àtom neutre. És per això que la segona energia d’ionització és més gran que la primera, la tercera més gran que la segona, etc.
- Arrencar un electró a una espècie amb una configuració de capa tancada (configuració de gas noble) costa molta energia (ex. primera energia d’ionització del He, segona del Li, tercera del Be, etc.).
Afinitat electrònica
Afinitat electrònica es defineix com l’energia que es desprèn, canviada de signe, quan un àtom en estat gasós accepta un electró. Per tant, un àtom presenta una alta afinitat electrònica quan aquest procés termodinàmic és molt exotèrmic (mentre que l’entalpia associada al procés seria negativa, l’ AE es defineix com a positiva).
- A diferència del potencial d’ionització, però, les afinitats electròniques poden ser positives (procés termodinàmic exotèrmic) o negatives (procés termodinàmic endotèrmic). Comportament general en la taula periòdica en baixar en un grup, la primera afinitat electrònica disminueix. Tot i que Z* augmenta sobre els orbitals on se situa el nou electró, l’efecte de l’augment de n és més important.
En avançar en un període, la primera afinitat electrònica augmenta ja que augmenta la càrrega nuclear efectiva sobre els orbitals on se situa el nou electró. Hi ha, però, nombroses irregularitats.
▲ Els elements del segon període presenten primeres afinitats electròniques menors que els del tercer període degut al petit radi dels elements del segon període. L’arribada d’un nou electró provoca una gran desestabilització per les fortes repulsions interelectròniques.
▲ Els elements del tercer període són més grans i permeten la separació espacial dels electrons, i així es redueixen aquestes repulsions interelectròniques.
▲ La contracció del bloc d serveix per explicar la baixa primera afinitat electrònica dels elements del quart període en comparació dels del cinquè període.
Pel que fa al comportament de la primera afinitat electrònica en avançar en un període, les irregularitats que apareixen es poden justificar atenent l’estabilitat de les configuracions esfèriques. La segona afinitat electrònica augmenta en baixar en el grup. La causa està relacionada amb la grandària de les espècies i les repulsions interelectròniques.
El concepte d’afinitat electrònica també es pot definir pels ions:
- L’afinitat electrònica d’un ió positiu és més gran que la de l’àtom neutre i augmenta en augmentar la càrrega positiva de l’ió (el procés termodinàmic d’acostar una càrrega negativa a una de positiva és favorable, exotèrmic).
- L’afinitat electrònica d’un ió negatiu és menor que la de l’àtom neutre (les segones afinitats electròniques sempre són negatives, procés termodinàmic endotèrmic) i disminueix en augmentar la càrrega negativa de l’ió.
▲ L’aparició d’un estat d’oxidació dues unitats inferior a l’estat d’oxidació «natural» del grup es coneix com efecte del parell inert, ja que aquest baix estat d’oxidació és causat per les dificultats energètiques per extreure el parell d’electrons ns^2.
- Grup 14 els dos primers elements del grup (C,Si) poden actuar amb un estat d’oxidació +4. El germani i l’estany presenten en la seva capa interna de valència una semicapa plena i això fa que, a més de l’estat d’oxidació +4, puguin actuar amb el +2.
- Grup 15 l’estat d’oxidació +5 significa la pèrdua dels cinc electrons de valència per produir una configuració de gas noble. Tots els elements, a més, poden captar 3 electrons. Per tant, l’estat d’oxidació – 3 també és possible i actuant amb l’estat d’oxidació +3.
- Calcògens (grup 16) els elements més lleugers actuaran habitualment amb un estat d’oxidació –2. Tot i això, excepte per a l’oxigen, també és possible l’estat d’oxidació +6, encara que rarament. Es pot arribar a una configuració esfèrica perdent els quatre electrons np i actuant amb l’estat d’oxidació +4.
- Halògens (grup 17) l’estat d’oxidació més habitual serà el -1. A mesura que es baixa en el grup, però, també podem anar trobant els estats d’oxidació +3, +5, fins i tot el +7.
- Pel que fa a les sèries de transició, la situació és més variable. Així, del grup 3 al grup 7, els estats d’oxidació més comuns corresponen a la pèrdua de part o de tots els electrons de valència per adoptar configuracions esfèriques.
- A partir del grup 8 ja no és fàcil perdre tots els electrons per aconseguir la configuració de gas noble i només s’acostumen a perdre’n alguns per arribar a configuracions esfèriques.
