¡Descarga Estructura Atómica y Tipos de Enlaces Químicos - Prof. Solans Monfort y más Resúmenes en PDF de Química solo en Docsity!
Tema 1 Estructra atómica: Z: nombre atomic (protons) Element: A: Nombre masic (protons+neutrons) Isotop: Elements amb mateix Z diferent A E (hydrogen)= -13,6* (1/n^2 )
L´energia esta quantitzada: Energía es concreta, no valors qualsevols. Ona-Particula: L´electró te característiques de les dues. Imposible coneixer la seva posició. Si F 0 5 9^2 =0 la probabilitat de trovar un electró es nula.
Nombres quantics:
- n : nº quantic principal. Determina l´energia i la grandaría del orbital. Valor números sencers: 1,2,3,4,5,6 ..… es el periode
- l: nº quantic secundarí: Indica la forma Valors de l de 0 a n-1. Si L=0 -> s Si L=1 -> p Si L=2 -> d Si L=3 -> f
- ml : nº quantic magnetic, indica orientació. Va de –L a +L ( numero d´orbitals )
- ms : nº quantinc magnetic d´espin. +1/2 a -1/
Orbitals amb mateix n= mateixa capa orbital, mateix m i l mateixa subcapa.
FORMA DELS ORBITALS ELECTRONICS.
Orbitals P. Orbitals D (adalt)
ESTATS DEGENERATS.
DISTRIBUCIÓ D¨ELECTRONS ALS ORBITALS.
Principi d´excusió de Pauli. (Spins). No pot haber-hi dos electrons amb els cuatre nombres quantics iguals.
Principi d´Aufbau (Ordre d´ocupació d´orbitals)
Regla de Hound (Ordre ocupació electrons en mateix orbital ..)
- Bloc d periode-
- Bloc f: periode: -
Carrega nuclear efectiva : Aumenta abaix dreta.
Radi = n 2 /Z(ef)
Radi atómica covalent o metalic: ½ distancia entre dos atoms identics.
Z més gran radi més petit. De adalt a abaix creix I de dreta a Esquerra.
Radi Ionic : Distancia entre dos nuclis ionics.
-2>-1>0>+1>+ De anions a cations Més gran a més petit.
TEMA 2
Enllaç metalic:
Cubic simple Cubic centrat en el cos
Regla dels radis:
Si la relació R és superior a 0.732 Estructura CsCl
Si la relació R està entre 0.732 i 0.414 Estructura NaCl
Si la relació R està entre 0.414 i 0.225 Estructura ZnS
Propietats dels compostos iònics: •
Sòlids cristal·lins. Interacció forta entre constituents (ions)
• Punts de fusió elevats. Interacció forta entre constituents (ions)
• Durs. Interacció forta entre constituents (ions)
• Fràgils. Un desplaçament trenca la interacció entre ions.
• Conductors de l’electricitat en estat fos. Ions
• Solubles en dissolvents polars. Ions
• Les seves solucions aquoses són conductores de l’electricitat.
Enllaç covalent
Propietats dels compostos covalents:
- Mol·lècules discretes. Els àtoms tendeixen a l’estructura de gas noble. La
única interacció forta és l’enllaç covalent.
- Gasos, líquids o sòlids amb punts de fusió baixos. Interacció entre
mol·lècules dèbil
- No condueixen el corrent elèctric. Absència de càrregues.
- Poc solubles en dissolvents polars.
Estructura de Lewis.
Atom més electropositiu al mig. Es sumen tots els electrons i es reparteixen per la regla del octet (Excepció electrons imparells o octets incompets) , si no es pot es posen enllaços dobles o triples. El que generara estructures resonants. En cas de dubte la que tingui menys carregues formals. Carrega – en el més electronegatiu i + en el mes electropositiu. La que tingui més estructures resonants millor. Si hi ha moltes carregues formals, fiquem més d´un atom central. Per sobre del tercer periode més important carrega que regla octet,més de 8 carregues centrals.
Exemples:
GEOMETRIA:
A=Element central B=Periferics E=Enllaços lliures. B+A es sumen i es compte com si fosin B, després es truen els E per veure la geometría. Els enllaços multiples es comten con senzills.
Forces intermoleculars: Io-Dipol: Molecula polar i un io. Dipol-Dipol: Entre molecules polars. Dipol- Dipol induit: Es tracta d´induir una polaritat a una molecula polar. Forces de dispersió o de London: S´indueixen sols i “contagien” a les properes. Enllaços d´hidrogen: Dipol dipol especialmente forts.
Hibridacions: Sigma: Planas Pi: Perpendiculars.
Formulació: Alcans: Proyecció de Newman:
Ciclo alcans: Halurs: amb hidrogens substituits per halogens (F,Cl, Br, I) Alquens: enllaç doble (amb pi)
