Química Aquest llibre és una obra col·lectiva concebuda , dissenyada i creada al Depar tament d ' Edicions de Grup Promotor / Santillana , sota la direcció de Teresa Grence Ruiz i Anna Sagristà Mas. En l 'elaboració ha par ticipat: Francisco Barradas Solas Anna Pous Saltor Pedro Valera Arroyo María del Carmen Vidal Fernández EDICIÓ Raúl Carreras Soriano 3.14 Ser vicios Editoriales EDICIÓ EXECUTIVA David Sánchez Gómez DIRECCIÓ DEL PROJECTE Antonio Brandi Fernández Les activitats d'aquest llibre no s'han de fer mai al llibre mateix. Les taules, els esquemes i altres recursos que s'hi inclouen són models perquè l'alumnat els traslladi a la llibreta. 1 B A T X I L L E R A T
Índex Unitat Construeix el teu coneixement Sabers bàsics Aplico el que he après 1 L’àtom i la taula periòdica 6 1. Naturalesa elèctrica de la matèria 2. El nucli de l’àtom 3. Com s’identifiquen els àtoms? 4. Els espectres atòmics i la física quàntica 5. La configuració electrònica dels àtoms 6. La taula periòdica dels elements De què estan fets els estels? 2 L’enllaç químic 32 1. L’enllaç químic 2. L’enllaç iònic 3. L’enllaç covalent 4. L’enllaç metàl·lic 5. Enllaços en què participen molècules 6. Sinopsi d’enllaç i propietats Formes al·lotròpiques del carboni 3 Les substàncies 54 1. Lleis fonamentals de la química 2. La mesura de la quantitat de substància 3. La fórmula de les substàncies Contaminació d’aigua per metalls pesants 4 Els gasos 76 1. Les lleis dels gasos 2. Llei de Boyle-Mariotte 3. Llei de Gay-Lussac 4. Llei de Charles 5. Equació general dels gasos ideals 6. Equació d’estat dels gasos ideals 7. Mescla de gasos La pressió dels pneumàtics 2
Unitat Construeix el teu coneixement Sabers bàsics Aplico el que he après 5 Dissolucions 102 1. Les dissolucions 2. La concentració d’una dissolució 3. Solubilitat 4. Propietats col·ligatives Tractament d’aigua 6 Reaccions químiques 130 1. Com es produeix una reacció química? Energia de les reaccions 2. Ajustament d’una equació química 3. Càlculs estequiomètrics en les reaccions químiques 4. Reaccions de combustió 5. La indústria química El coixí de seguretat, una reacció química per a la teva seguretat 7 Química del carboni 162 1. L’àtom de carboni i els seus enllaços 2. Fórmula dels compostos orgànics 3. Formulació de compostos orgànics 4. Isomeria 5. Reaccions dels compostos orgànics 6. La indústria del petroli i els seus derivats 7. La indústria farmacèutica 8. Formes al·lotròpiques del carboni. Aplicacions El gas natural Annexos 198 I. Formulació .. .............................................................................................................. 355 II. Taules de constants físiques i químiques ................................................................ 387 III. Taula periòdica dels elements químics . .................................................................. 388 IV. Per un món sostenible . ............................................................................................ 390 3
Esquema de les unitats L’àtom i la taula periòdica 1 Per què són tan diferents unes substàncies d’altres? El gas argó és un component minoritari de l’aire. Els seus àtoms són tan poc reactius que aquest gas es fa servir en la indústria per efectuar soldadures i altres treballs sota atmosfera protectora. El sodi no existeix en la natura com a substància simple; sempre forma part de compostos químics. Els seus àtoms són tan reactius que, si entren en contacte amb l’aigua, reaccionen violentament i arriben a formar flames. L’or apareix en la natura formant part de compostos, els minerals. Però també es poden trobar pal letes d’or rentant amb aigua la terra que surt d’algunes mines. La disposició dels electrons en cada tipus d’àtom és la causant d’aquestes i altres diferències. E N AQ U E S TA U N I TAT… 1 Els espectres atòmics i la física quàntica 2 La configuració electrònica dels àtoms 1 2 3 4 5 6 7 1s 2 s 3 s 4 s 3 d 5 s 6 s 7 s 4 d 5 d 6 d 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 11 12 7 8 9 10 2 p 3 p 4 p 5 p 6 p 7 p 4 f 5 f Periodo " 1 1s 3 La taula periòdica dels elements Cs Ba Rb Sr 1 1 H 1 1312 Li 3 520 Be 4 899 Na 11 496 Mg 12 738 K 19 419 Ca 20 590 37 403 38 549 55 376 56 503 2 2 3 4 5 6 Ti Pb Bi Po At Rn In Sn Sb Te I Xe Ga 31 579 Ge 32 762 As 947 Se 941 Br 35 1140 Kr 36 1351 49 558 50 708 51 834 52 869 53 1008 54 1170 81 589 82 715 83 703 84 812 85 920 86 1037 Al 13 577 Si 14 786 P 1012 S 1000 Cl 17 1251 Ar 18 1521 B 5 800 C 6 1086 N 7 1402 O 8 1313 F 9 1681 Ne 10 2080 He 2 2372 18 13 14 15 16 17 33 15 34 16 4 Propietats periòdiques dels elements APLICO EL QUE HE APRÈS De què estan fets els estels? R E C O R D O E L Q U E S É A quin període i grup de la taula periòdica es troben l’argó, el sodi i l’or? Què és un ió? Quins dels elements anteriors formen ions? Quina càrrega elèctrica tenen aquests ions? Quin dels elements que s’esmenten en el text no forma ions? Per què no ho fa? I N T E R P R E T O L A I M AT G E La imatge mostra un tros de sodi que entra en contacte amb aigua. Descriu amb les teves paraules el que succeeix. Què és el fum blanc que es genera? Per què apareixen flames? Quants electrons té cada gram de sodi que cau sobre l’aigua? Quants electrons té cada àtom de sodi després de reaccionar amb l’aigua? En què s’ha transformat? 21 20 232310 FisQ_1BTX U1_p020a041.indd 21 1/4/22 8:34 1 Estudiar l’estructura de l’escorça i la seva configuració electrònica a) Estudia si les configuracions electròniques següents corresponen a un àtom en estat fonamental, prohibit o excitat. i) 1s2 2s22p5 3s23p5 ii) 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 iii) 1s2 2s32p6 3s22p4 b) Identifica els elements i indica a quin període i a quin grup de la taula periòdica pertanyen. c) L’àtom excitat passarà a l’estat fonamental alliberant energia en forma de fotons. Estudia quantes ratlles de l’espectre d’emissió podem trobar. 1. Comprèn l’enunciat. Dades conegudes Resultats a obtenir ● Les configuracions electròniques. ● Valorar l’estat. ● Ubicar a la taula i identificar l’element. ● Ratlles de l’espectre d’emissió. A p a r t a t A 2. Determina si cada configuració compleix o no amb els principis requerits. Per obtenir la configuració electrònica d’un àtom has de tenir en compte: el principi de mínima energia, el principi de Pauli i el principi de Hund. i) 1s2 2s22p5 3s23p5 Els electrons no es troben en l’estat de mínima energia possible. En un dels tres orbitals 2p només hi ha un electró, mentre que en orbitals d’energia superior hi ha més electrons. És la configuració d’un àtom en estat excitat. ii) 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 En aquesta configuració tots els electrons es troben a l’orbital de mínima energia possible. És la configuració d’un àtom en estat fonamental. iii) 1s2 2s32p6 3s22p4 L’orbital 2s té tres electrons. És una configuració prohibida. A p a r t a t B 3. Localitza i identifica els elements. i) 1s2 2s22p6 3s23p4 (en l’estat fonamental). El període al qual pertany coincideix amb el major nombre quàntic principal, n = 3. El grup al qual pertany ve donat per l’últim electró en acollirse, p4, es tracta del grup 16. És el sofre, S. ii) 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 El període al qual pertany coincideix amb el nivell, n = 4. El grup al qual pertany ve donat per l’últim electró en acollirse, d10, es tracta del grup 12. És el zinc, Zn. A p a r t a t C 4. Analitza les diferències d’energia entre subnivells. En la configuració electrònica ja hem vist que hi ha un buit que rebrà un electró a 2p. Els electrons vindran de nivells amb energia superior 3s i 3p. 5. Relaciona els salts electrònics amb ratlles de l’espectre. Des de la situació inicial poden donar-se dos camins per arribar a l’estat fonamental. ● Un electró salta des de 3p fins a 2p i allibera un fotó amb l’energia de la diferència entre tots dos estats. Aquest trànsit provoca una línia en l’espectre. n = 3 n = 2 n = 1 3d 2p 3p 2s 3s 1s ● Un electró salta des de 3s fins a 2p i allibera un altre fotó amb l’energia de la diferència entre tots dos estats. Aquest trànsit provoca una segona línia en l’espectre. A més, queda un buit a 3s que poden ocupar altres electrons procedents de 3p d’energia superior. Un electró salta des de 3p fins al buit que queda a 3s, allibera un fotó amb l’energia corresponent a la diferència d’energia entre tots dos estats. Aquest trànsit provoca, per tant, una tercera línia en l’espectre. Per tant, en una mostra d’àtoms excitats trobem tres línies en l’espectre. 6. Avalua el resultat. La configuració electrònica d’un àtom permet ubicar l’element a la taula periòdica. Les ratlles d’un espectre es relacionen amb la diferència d’energia entre els orbitals d’un àtom. S O L U C I Ó n = 3 n = 2 n = 1 2p 3p 2s 3s 1s n = 3 n = 2 n = 1 2p 3p 2s 3s 1s 31 232310 FisQ_1BTX U1_p020a041.indd 31 1/4/22 8:40 1. Els àtoms La matèria està formada per àtoms que tenen un nucl i molt petit amb relació a la mida total de l’àtom. ● Al nucli es troben els protons i els neutrons. Aquestes partícules estan formades per altres encara més petites anomenades quarks. ● Al voltant d’aquest nucli, a l’escorça, i a una distància molt gran d’aquest en comparació amb la seva mida es mouen els electrons. És a dir, la major part de l’àtom és buida. Per representar un àtom s’utilitza un símbol i dos nombres, A Z X: ● El símbol, X, és la inicial del nom llatí de l’element. Pot anar segui t d’una al tra l letra s i hi ha uns quants elements amb la mateixa inicial. ● El nombre atòmic, Z, indica la quantitat de protons. ● El nombre màssic, A, indica la quantitat de protons i neutrons que té el nucli. ● En un àtom neutre, la quantitat d’electrons a l’escorça és igual al nombre de protons. Per exemple, per al K 19 39 : K 19 39 Nom Potassi Nombre atòmic, Z 19 Nombre màssic, A 39 Nombre de protons 19 Nombre d’electrons 19 Nombre de neutrons A - Z = 39 - 19 = 20 2. El model de Böhr A l’escorça de l’àtom els electrons s’organitzen en capes (denominades K, L, M, N, etc.). Cadascuna d’aquestes capes es troba a una distància concreta del nucli i pot acollir un nombre màxim d’electrons. A c ada c apa e l s e l e c t r on s t enen un d e t e rmi na t n i v e l l d’energia. Es diu que l’àtom està quantitzat. M N L K Electrons Nucli 3. El model atòmic actual Els electrons ocupen a l’escorça posicions que no es poden predir al 100 %, però s’organitzen segons unes regles molt concretes. ● Els nivells energètics de Böhr són els nivells principals d’energia. ● E l s n i v e l l s p r i nc i pa l s e s d i v i de i x en en un o d i v e r s o s subnivells d’energia. ● Dins de cada subnivell d’energia hi caben un o diversos orbitals. S’anomena orbital la regió de l’espai en què hi ha una probabilitat elevada de trobar l’electró. A cada orbital hi caben com a màxim dos electrons. ● En el 1r nivell hi ha un únic subnivell amb 1 orbital en total, hi caben fins a 2 electrons. ● En el 2n nivell hi ha 2 subnivells amb 4 orbitals en total, hi caben fins a 8 electrons. ● En el 3r nivell hi ha 3 subnivells amb 9 orbitals en total, hi caben fins a 18 electrons. ● En el 4t nivell hi ha 4 subnivells amb 16 orbitals en total, hi caben fins a 32 electrons. REPASSO FÍSICA I QUÍMICA 1 Completa una taula com la del K 19 39 per als elements següents: a) 7 3Li b) 35 17 Cl c) 12 6 C d) 56 26 Fe 2 Fes un esquema representant els electrons que giren al voltant d’un àtom de fòsfor (Z = 15). 3 Utilitza una taula periòdica per localitzar i identificar els elements següents. Determina quins són metalls i quins són no metalls. a) Z = 5 b) Z = 49 c) Z = 10 d) Z = 53 A C T I V I T A T S Cristall Àtom Quarks Nucli (protons i neutrons) 1.1. Què és un espectre? Quan la llum del Sol travessa un prisma de vidre o de quars, es descompon en colors, de manera semblant a la formació d’un arc iris. La llum solar és una radiació complexa i les llums de colors que s’originen no són més que un conjunt de les radiacions simples que la formen. L’espectre d’una radiació és el conjunt de les radiacions simples que la formen, mostrades d’una manera ordenada. De forma molt semblant podem analitzar les radiacions que provenen dels àtoms d’un element químic, com van fer els espectroscopistes els primers anys del segle xx. Els resultats de les seves investigacions van ser determinants per conèixer la veritable estructura dels àtoms. 1.2. Espectres d’emissió i d’absorció Si escalfem un material a una temperatura elevada o el sotmetem a una descàrrega elèctrica, els seus àtoms desprendran radiació. Si l’analitzem, obtindrem el seu espectre d’emissió. Els materials mostren un color concret perquè, en il·luminar-los amb la llum del Sol, absorbeixen una part de les seves radiacions i no altres. Podem obtenir l ’espectre d’absorció del s àtoms anal i tzant la radiació que queda després d’haver-los il·luminat amb una radiació complexa. Els espectroscopistes van descobrir que els àtoms de cada element químic tenen un espectre que e l s ident i f ica . També van veure que e l seu espectre d’emissió és complementari de l’espectre d’absorció. 1. Els espectres atòmics i la física quàntica 1 Si fem passar la llum blanca per un prisma n’obtenim l’espectre. Per obtenir un espectre d’emissió. S’excita la mostra, per exemple, posant-la a una flama o sotmetent-la a una descàrrega elèctrica. Quan els àtoms de la mostra alliberen energia, tornen a l’estat fonamental o de repòs, emetent les radiacions que analitzem en el seu espectre d’emissió. Per obtenir un espectre d’absorció. Il·luminem la mostra amb llum blanca i recollim la llum que travessa la mostra. Aquesta contindrà totes les radiacions de la llum blanca menys les que han estat absorbides pels àtoms de la mostra. L’espectre és el carnet d’identitat d’un element. Les línies de l’espectre d’absorció d’un element es corresponen amb les línies d’emissió del mateix element (a la part inferior). Per a un mateix element, el seu espectre d’absorció és complementari del d’emissió. H H Hg Hg Emissió Absorció Emissió Absorció 23 22 232310 FisQ_1BTX U1_p020a041.indd 22-23 1/4/22 8:35 Continguts de la unitat. Algunes preguntes relacionen els continguts amb el que ja s’ha estudiat. Altres conviden a la reflexió o al debat a partir d’alguna imatge. Una imatge i un text inicials presenten la unitat. Algunes pàgines inclouen procediments o experiències per aprendre d’una forma activa. En elles es mostra pas a pas el treball que cal seguir. Abans de tractar els continguts de cada unitat, en el repàs inicial es recorden continguts de matemàtiques, física o química. Els continguts es presenten d’una manera visual i amb abundants esquemes i organitzadors. 4
1.3. L’àtom de Böhr i els espectres atòmics El model atòmic de Böhr, que suposava que els electrons d’un àtom es disposaven en capes o nivells d’energia, explicava per què els espectres dels àtoms de cada element eren característics i per què l’espectre d’emissió era complementari de l’espectre d’absorció. Observa el gràfic. L’energia d’un electró en una òrbita depèn de la càrrega del nucli i de l’òrbita en què es trobi. Així doncs, l’energia d’un electró d’un àtom de Na en la seva òrbita 3 és diferent de l’energia d’un electró d’un àtom de Al en la seva òrbita 3. L’energia que absorbeix un electró d’un àtom de Na en passar de l’òrbita 3 a la 4 serà diferent de la que absorbiria si fos de Al. A mesura que es va avançar en l’estudi dels espectres, els qui els estudiaven van trobar que hi havia més ratlles de les que es podia esperar si el model de Böhr fos el correcte. A més, el nombre de ratlles augmentava si els espectres es generaven en presència d’un camp magnètic. Si hi ha més ratl les, és perquè els electrons poden ser en més ni ve l l s d ’ energ i a de l s que hav i a predi t Böhr. Un estudi detal lat de l s espectres va permetre determinar quants subnivells podia haver-hi en cada nivell d’energia i com es desdoblava cada subnivell quan l ’àtom era en un camp magnètic. Observa la distribució a l’esquema de l’esquerra. Els subnivells d’energia s’identifiquen amb un número (1, 2, 3. . .), que indica el nivell principal, i una l letra (s, p, d, f) . A partir de n 5 5, es repeteix l ’esquema de subnivells de n 5 4. En presència d’un camp magnètic, els subnivells p es desdob l en en 3 ; e l s d , en 5 i e l s f , en 7 . Tot s e l s subnive l l s del mat ei x t ipus (per exempl e , e l s cinc 3d) es representen amb l ínies del mateix color i a l a mate i xa hor i tzonta l perquè t indran l a mate i xa e n e r g i a l l e v a t q u e e s t i g u i n s o t me s o s a u n c amp magnètic. Perquè un electró passi d’una òrbita interna a una altra exterior, ha d’absorbir un fotó. L’energia d’aquest fotó ha de coincidir amb la diferència d’energia d’aquestes òrbites. Quan l’electró passa d’una òrbita exterior a una altra interior, emet un fotó. L’energia d’aquest fotó és la diferència d’energia entre totes dues òrbites. Electró Nucli Fotó emès Electró Nucli Fotó absorbit Electró Nucli Fotó emès Quan l’electró d’un àtom d’alumini pateix un canvi, emet o absorbeix un fotó d’energia diferent a l’electró de l’àtom de sodi. Na, Z 5 11 Na, Z 5 11 Al, Z 5 13 Nivell principal d’energia. Subnivells d’energia. n = 1 1s n = 3 3d 3p 3s n = 2 2p 2s n = 4 4d 4p 4s 4f Subnivells del nivell d’energia n = 4 Subnivells del nivell d’energia n = 3 Subnivells del nivell d’energia n = 2 Subnivells del nivell d’energia n = 1 1. Els espectres atòmics i la física quàntica 24 232310 FisQ_1BTX U1_p020a041.indd 24 1/4/22 8:36 Estructura de l’àtom 21 Explica com s’obtenen l’espectre d’emissió i l’espectre d’absorció d’una substància. Per què creus que l’espectre d’absorció dels àtoms d’un element químic és complementari del seu espectre d’emissió? 22 Sovint s’utilitzen els espectres atòmics per identificar els diferents elements químics que podem trobar en una mostra. Basant-te en el que saps dels models atòmics explica per què es diu que l’espectre és l’empremta dactilar d’un element químic. 23 S’ha excitat una mostra d’hidrogen de manera que, a tots els àtoms, l’electró ha passat fins el nivell de n = 4. Quantes línies tindrà el seu espectre d’emissió, segons el model de Böhr? Solució: 6 24 Escriu la configuració electrònica de: a) Ar b) Ru c) Sn d) Hg e) Cu f) U E X E M P L E R E S O LT 5 Estudia l’estat dels àtoms segons les configuracions electròniques que presenten: a) 1s2 2s22p3 5s1 b) 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d3 c) 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23f144p4 Per obtenir la configuració electrònica d’un àtom hem de tenir en compte el següent: ● Principi de mínima energia. Primer s’omplen els orbitals de menor energia. L’ordre d’ompliment dels orbitals és el que indica el diagrama de Möller. ● Principi d’exclusió. En cada orbital hi caben, com a màxim, dos electrons. ● Principi de màxima multiplicitat. La configuració més favorable és aquella en què els electrons estan desaparellats. És a dir, primer s’ocupen tots els orbitals de la mateixa energia i després es completen. a) Correspon a un àtom en estat excitat. L’últim electró, a l’orbital 5s1, es troba en un nivell energètic més alt que el que li correspondria a l’àtom en el seu estat fonamental, ja que hauria de ser a 2p. b) Correspon a un àtom en estat fonamental. Els orbitals s’han escrit en ordre del seu nivell energètic i els electrons s’han col·locat en ordre d’energia creixent. Els tres electrons dels orbitals 3d estaran desaparellats: 3d1 3d1 3d1. c) Correspon a un estat prohibit, ja que no existeixen orbitals 3f. 25 Estudia l’estat dels àtoms segons les configuracions electròniques que presenten: a) 1s2 2s2 2p5 4s2 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d14 4p6 Quins àtoms es troben en el seu estat fonamental? 26 Les configuracions electròniques següents pertanyen a àtoms que no es troben en estat fonamental. Explica per què i escriu la configuració corresponent a l’àtom en l’estat de mínima energia possible. a) 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104f12 b) 1s1 2s22p6 c) 1s2 2s22p3 3s2 27 Estudia si les configuracions electròniques següents corresponen a un àtom en estat fonamental, prohibit o excitat: a) 1s2 2s22p5 3s23p5 b) 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p3 c) 1s2 2s32p6 3s23p4 28 Escriu la configuració electrònica del silici i determina quants electrons té amb el mateix espín. Solució: 6 u 8 29 Un ió té càrrega +3 i la configuració electrònica del Ne, de quin ió es tracta? 30 L’hidrogen forma hidrurs, uns compostos en què forma l’ió H1-; i hidràcids, compostos en què forma l’ió H1+. Com és possible? 31 L’hidrogen té configuració 1s1, semblant a la configuració de valència dels elements del grup 1 i, com ells, forma l’ió +1. L’heli té configuració 1s2, semblant a la configuració de valència dels elements del grup 2. ¿Formen els àtoms d’heli, com ells, ions amb dues càrregues positives, és a dir, ions +2? Justifica la teva resposta. 32 S’anomenen espècies isoelectròniques les que tenen el mateix nombre d’electrons. Comprova a la teva llibreta que les següents són espècies isoelectròniques. a) O2- c) Ne e) Al3+ b) F- d) Na+ f) Mg2+ Taula periòdica i propietats 33 Localitza a la taula periòdica actual els elements que formen cadascuna de les tríades de Dobëreiner. En què s’assemblen aquestes localitzacions? 34 Localitza els elements de la taula periòdica que no compleixen la regla d’ordenació de Mendeléiev. activitats finals 38 232310 FisQ_1BTX U1_p020a041.indd 38 1/4/22 8:41 S’anomena configuració electrònica d’un àtom la manera en què estan distribuïts els electrons al voltant del nucli. La configuració electrònica d’un àtom es regeix per tres principis. Principi de mínima energia Els electrons se situen en l’orbital disponible de menor energia. L’ordre d’energia dels orbitals no coincideix amb el dels nivells i subnivells; per recordar-ho s’aplica la llei de les diagonals, o diagrama de Möller. Aquest diagrama només és una regla mnemotècnica. Principi d’exclusió de Pauli En un àtom no pot haver-hi dos electrons en el mateix estat. És a dir, en un orbital només pot haver-hi dos electrons, que tindran diferent espín. Principi de la màxima multiplicitat de Hund Quan pels dos principis anteriors es puguin donar diverses configuracions, la més favorable és la que permet el nombre més gran d’electrons amb el mateix espín (desaparellats). Dos electrons estan aparellats quan tenen diferent espín, i desaparellats quan tenen el mateix espín. Segons el principi de Hund, quan els orbitals s’omplen de la mateixa energia (per exemple, els 3 orbitals p d’un nivell), primer es col·loca un electró a cada orbital. Després, quan hi ha un electró a cada orbital, es col·loca el segon electró en un orbital, i així successivament. Al diagrama es veu la configuració electrònica d’un àtom de fòsfor (Z = 15). Cada segment horitzontal representa un orbital . Cada fletxa representa un electró. Observa que en els orbitals 3p els electrons se situen cadascun en un orbital (desaparellats). n = 4 4f 4d 4p 4s 3d 3p 3s 2p 2s 1s Energia n = 3 n = 2 n = 1 2.1. Àtoms en estat fonamental i en estat excitat ● Quan un àtom té tots els seus electrons a l’orbital de mínima energia possible, es diu que es troba en estat fonamental. ● Quan es comunica energia a un àtom, algun dels seus electrons pot passar a un nivel l d’energia superior. Si passa ai xò es diu que l ’àtom està en estat excitat. Tant si l’àtom es troba en estat fonamental com si està en estat excitat s’ha de complir el principi d’exclusió. És a dir, com a màxim pot haver-hi dos electrons en un orbital. 1 E X E M P L E R E S O LT 1 Escriu la configuració electrònica del bismut (Z = 83). El nombre atòmic de l’element químic indica el nombre d’electrons a la seva escorça. Aquests electrons s’han de col·locar als orbitals segons els tres principis. Per a l’ordre d’energia segueix el diagrama de Möller segons indiquen les fletxes. ● Primera fletxa. Només hi ha un orbital, l’1s. Pel principi d’exclusió només entren 2 electrons, 1s2. ● Segona fletxa. Només hi ha l’orbital 2s. 2s2. ● Tercera fletxa. Hi ha els 3 orbitals 2p, a cadascun dels quals entren 2 electrons, i el 3s. 2p6, 3s2. ● Quarta fletxa. Hi ha els 3 orbitals 3p i el 4s. 3p6 4s2. ● Cinquena fletxa. Comença amb els 5 orbitals 3d, seguits dels 3 orbitals 4p i l’orbital 5s. 3d10 4p6 5s2. ● Sisena fletxa. Segueixen 4d10 5p6 6s2. Van 56 electrons. ● Setena fletxa. Comença amb els 7 orbitals 4f que acullen 14 electrons, seguits dels 5 orbitals 5d que acullen 10 electrons. Després els 3 orbitals 6p, on es col·loquen els 3 electrons que falten. D’acord amb el principi de Hund, seran cadascun en un orbital 6p (desaparellats). Així: 4f14 5d10 6p3 (6p16p16p1). La configuració electrònica queda així: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p3(6p16p16p1) 6p E X E M P L E R E S O LT 2 Estudia si les configuracions electròniques següents corresponen a un àtom en estat fonamental, en estat excitat o no és una configuració permesa. a) 1s2 2s22p6 3s23p63d4 4s2 b) 1s2 2s32p6 3s2 c) 1s1 4s1 a) 1s2 2s22p6 3s23p63d4 4s2 Correspon a un àtom en estat fonamental, ja que tots els seus electrons es troben a l’orbital de mínima energia possible. Observa que la manera en què està escrita aquesta configuració agrupa els orbitals de cada capa però respecta l’ordre d’ompliment; s’ha omplert l’orbital 4s i estan parcialment ocupats els 3d, l’energia dels quals és més gran que la del 4s. b) 1s2 2s32p6 3s2 Correspon a un estat no permès o prohibit. En indicar 2s3 estem dient que a l’orbital 2s hi ha 3 electrons, la qual cosa contradiu el principi d’exclusió de Pauli. c) 1s1 4s1 Correspon a un àtom en estat excitat, ja que l’electró que es troba a l’orbital 4s podria trobar-se en un orbital de menor energia. 5 Les configuracions electròniques següents pertanyen a àtoms que no es troben en estat fonamental. Explica per què i escriu la configuració corresponent a l’àtom en l’estat de mínima energia possible: a) 1s2 2p3 b) 3s2 c) 1s2 2s22p6 3s23d2 d) 1s2 2p2 3d2 6 Estudia si les configuracions electròniques següents corresponen a un àtom en estat fonamental o excitat: a) 1s2 2s22p6 4s1 c) 1s2 2s22p5 b) 1s2 2s22p7 3s2 d) 1s2 2s12p6 3s1 A C T I V I T A T S 27 232310 FisQ_1BTX U1_p020a041.indd 27 1/4/22 8:39 Hem e s t ud i a t l a t au l a pe r i òd i ca amb e l s s eus 118 e l e - ments químics. Però ¿són tots igual d’abundants? La seva presència depèn del que analitzem. A la Terra, l’oxigen és l’element més abundant, tant a l’escorça (46,6 %) com als oceans (85,9 %). I a la resta de l’univers? El 1672, Newton va descompondre la llum del Sol en ferla passar per un prisma de quars. Va obtenir l’arc iris de l’espectre visible de la llum solar. El 1814, el físic alemany Joseph von Fraunhofer va analitzar aquest espectre més detalladament i va observar la presència de línies fosques. Avui sabem que aquelles línies corresponen a les radiacions absorbides pels àtoms de l’atmosfera solar. Com que e l s à t oms d e c a d a e l eme n t q u ími c t e n e n un e s p e c t r e d’absorció únic que els identi f ica, es va poder conèixer quins elements hi ha al Sol. Als laboratoris d’astronomia va començar aleshores una febril activitat per analitzar la llum procedent dels estels. El 1925, una jove astrònoma, Cecilia Payne, va demostrar que l’element majoritari als estels és l’hidrogen (75 %), i el segueix l ’hel i (23 %) . A partir d’aquí , i en una proporció molt petita, es distribueixen altres elements. Analitzant la llum que emetien, es va classificar els estels en funció de la seva temperatura. A l ’espectre dels més calents (blaus) es detecta, de forma majoritària, la presència d’hidrogen i heli. En estels més calents apareixen més ratl les a l ’espectre, cosa que és compatible amb la presència d’altres elements químics. I tot això se sap analitzant l’espectre de la llum que ens arriba. Espectroscopista Què fan? Analitzen la composició qualitativa i quantitativa d’una mostra. Depenent de la tècnica, poden analitzar la presència d’elements químics o de molècules. Per exemple, mitjançant espectroscòpia atòmica es pot analitzar la presència de metalls pesants en una mostra d’aigua i valorar-ne la proporció per determinar si està contaminada o no. Com ho fan? Sotmeten la mostra a una temperatura molt elevada o a una forta descàrrega elèctrica per excitar els seus àtoms. Després fan passar la llum que emeten per un prisma i l’analitzen. L’energia de les radiacions emeses permet identificar els elements i la seva intensitat ( la quantitat que hi ha de cadascun). Com s’identifiquen els àtoms ● Símbol (Xx). És la inicial del nom en llatí de l’element. Va seguit d’una altra lletra quan hi ha dos noms amb la mateixa inicial. ● Nombre atòmic (Z). Indica el nombre de protons. ● Nombre màssic (A). Indica el nombre total de partícules al nucli. És a dir, és igual a la suma de protons més neutrons. Els isòtops són àtoms del mateix element químic que tenen el mateix nombre de protons, però es diferencien en el nombre de neutrons. Ions són àtoms que han guanyat o perdut electrons. ● Els ions amb càrrega positiva (defecte d’electrons) s’anomenen cations. ● Els ions amb càrrega negativa (excés d’electrons) s’anomenen anions. Models atòmics El model atòmic de Böhr Els àtoms estan formats per un nucli i electrons que giren descrivint certes òrbites circulars i estables. No totes les òrbites estan permeses. En cada òrbita l’electró té una energia estable. Cada nivell d’energia s’anomena capa o nivell energètic. En cada capa hi caben un nombre diferent d’electrons. Quan un electró d’un nivell energètic absorbeix un fotó pot passar a un altre nivell d’energia superior. Quan un electró passa d’un nivell energètic a un altre de menor energia emet un fotó. Nous descobriments en els espectres atòmics ● En un àtom hi ha nivells principals d’energia. ● En cada nivell principal hi ha diversos tipus de subnivells. ● En cada subnivell hi ha un o diversos orbitals. ● A cada orbital hi caben dos electrons. La configuració electrònica dels àtoms S’anomena configuració electrònica d’un àtom en estat fonamental la manera en què estan distribuïts els electrons al voltant del nucli. Es basa en tres principis: ● Principi de mínima energia. Els electrons es col·loquen a l’orbital disponible de menor energia. L’ordre d’ompliment dels orbitals és el que indica el diagrama de Möller. ● Principi d’exclusió de Pauli. En un orbital només pot haverhi dos electrons, que tindran diferent espín. ● Principi de màxima multiplicitat de Hund. Quan pels dos principis anteriors siguin viables diverses configuracions, la configuració més favorable és aquella en què els electrons estan desaparellats. La taula periòdica dels elements La taula periòdica recull tots els elements químics coneguts en ordre creixent de nombre atòmic. La configuració electrònica dels àtoms de cada element en determina la posició a la taula. Tots els elements que són al mateix grup (columna) tenen la mateixa configuració a la seva capa de valència (l’última en què tenen electrons). Tots els elements que són al mateix període (fila) tenen la capa de valència en el mateix nivell. Propietats periòdiques dels elements Algunes propietats dels elements estan relacionades amb la seva posició al sistema periòdic, són les propietats periòdiques. Algunes d’elles són: ● Radi atòmic. És la distància que separa el nucli de l’àtom dels electrons més allunyats de la seva escorça. ● Energia d’ionització (EI o PI). És l’energia que cal subministrar a un àtom aïllat i gasós per arrencar-li un electró de la seva capa de valència. Es mesura en kJ/mol. ● Afinitat electrònica (AE). És l’energia que cedeix un àtom aïllat quan capta un electró. Es mesura en kJ/mol. ● Electronegativitat. És la tendència que té un àtom a atreure cap a ell els electrons d’un enllaç. És una escala, no té unitats. ● Caràcter metàl·lic d’un element. És la tendència que tenen els seus àtoms a formar ions positius, cations. R E C O R D O E L Q U E H E A P R È S 1 P E R F I L P R O F E S S I O N A L Cecilia Payne (tercera fila, segona per l’esquerra) amb un grup de dones astrònomes de Harvard el 1925. Bloc dels grups principals. Bloc d (metalls de transició). Bloc f (metalls de transició interna). 1 2 3 4 5 6 7 1s 1s 2 s 3 s 4 s 3 d 5 s 6 s 7 s 4 d 5 d 6 d 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 11 12 7 8 9 10 2 p 3 p 4 p 5 p 6 p 7 p 4 f 5 f Grup Període 1 18 " Electró Nucli Fotó emès Electró Nucli Fotó absorbit De què estan fets els estels? Temperatura superficial Classificació espectral dels estels O 30.000 K B 20.000 K A 10.000 K F 7.000 K G (tipus solar) 6.000 K K 4.000 K M 3.000 K Tipus A P L I C O E L Q U E H E A P R È S 41 40 232310 FisQ_1BTX U1_p020a041.indd 40-41 1/4/22 8:41 Al llarg de tota la unitat s’inclouen nombrosos exemples resolts, numèrics o no, que ajuden a posar en pràctica els conceptes exposats. En el material digital de suport trobaràs animacions que faciliten l’assimilació dels continguts. Les activitats acompanyen el treball dels continguts propers. Les activitats finals afermen els continguts i permeten relacionar uns coneixements amb altres i elaborar una anàlisi més profunda. Després de les activitats finals, un resum recopila els continguts més rellevants que s’acaben d’estudiar. La secció Perfil professional presenta algunes professions relacionades amb els continguts de la unitat. En la secció Aplico el que he après s’inclouen continguts pràctics relacionats amb la unitat. 5
L’enllaç químic 2 El problema del l i t i La major part de les bateries que fem servir, sigui en un telèfon mòbil o en un automòbil elèctric, contenen liti. Per què? Doncs perquè són més lleugeres que altres bateries i perquè poden recarregar-se moltes vegades. Però el l i t i és un element mol t react iu, i no existeix aï l lat a la natura. El trobem dissolt en l’aigua de salmorres o en alguns minerals. Obtenir el metal l l i t i requereix processos que tenen un gran impacte mediambiental : moviment de terres, rentatges amb aigua, etc. Escollir el mètode òptim en cada cas requereix conèixer les característiques de les substàncies amb què treballem, i això depèn de com estiguin enllaçats els seus àtoms. Molts compostos de liti causen problemes greus de salut, per això el gran interès de reciclar les piles i altres dispositius electrònics. 6
E N AQ U E S TA U N I TAT… - + + - - + + - - + - + - + - + - + 1 L’enllaç químic 3 L’enllaç covalent 4 L’enllaç metàl·lic 5 Enllaços en què participen molècules 6 Sinopsi d’enllaç i propietats APLICO EL QUE HE APRÈS Formes al·lotròpiques del carboni R E C O R D O E L Q U E S É En quin període i grup es troba el liti a la taula periòdica? Donada la posició del liti a la taula periòdica, com serà la seva mida, energia d’ionització, electronegativitat i caràcter metàl·lic, respecte als altres elements? Quins elements componen l’aigua? Com es presenta l’aigua en la natura? Posa exemples d’almenys una substància que aparegui en la natura en forma d’àtoms aïllats, una altra en forma de molècules i una altra en forma de cristall. I N T E R P R E T O L A I M AT G E Sovint les substàncies apareixen en la natura en forma de sòlids cristal·lins, com el mineral de la imatge. Descriu quines propietats creus que té aquest mineral. És dur? És fràgil? Condueix l’electricitat? Com creus que estaran units aquests àtoms amb altres en aquest mineral per dotar-lo d’aquestes propietats? ¿Serà molt forta la unió entre els àtoms? Per què creus que és així? 2 L’enllaç iònic 7
REPASSO FÍSICA I QUÍMICA 1. Metalls i no metalls ● S’anomenen metalls els elements que tendeixen a perdre electrons per assolir la configuració d’un gas noble. Exemples: Na+, Fe2+, Al3+. ● S’anomenen no metalls els elements que tendeixen a guanyar electrons per aconseguir la mateixa configuració electrònica que un gas noble. Exemples: F-, S2-. 2. La valència La valència d’un element és la capacitat que té per combinar-se amb un altre. La valència i altres propietats dels elements que determinen els compostos químics que formen depenen dels seus electrons de valència, és a dir, dels electrons que són a la seva capa més externa. 3. L’enllaç químic S’anomena enllaç químic entre àtoms la força d’unió que s’estableix entre ells quan formen molècules o cristalls. Hi ha tres tipus d’enllaços entre àtoms: iònic, covalent i metàl·lic. També és enllaç químic les forces que mantenen unides les molècules quan les substàncies covalents apareixen en estat líquid o gasós o en un sòlid que es dissol . 4. L’enllaç iònic L’enllaç iònic es produeix quan es combinen un metall i un no metall. El metall assoleix la configuració electrònica del gas noble cedint electrons (es converteix en un catió). El no metall capta electrons (es converteix en un anió). L’enllaç iònic es dona entre ions de signe diferent. Es formen sempre compostos iònics sòlids. 5. L’enllaç covalent L’enllaç covalent es produeix quan es combinen dos àtoms de no metall. Els àtoms no metàl·lics comparteixen electrons per assolir la configuració de gas noble. L e s s u b s t à n c i e s c o v a - lents poden ser simples, s i s ’ en l l a c en à t oms de l mateix element químic, o compos tos , s i són de diferents elements quí - mics. Les substàncies covalents poden ser gasos, líquids o sò - lids. 6. L’enllaç metàl·lic L’enllaç metàl·lic es produeix quan es combinen metalls entre ells. El s àtoms del s met al l s cedei xen el s el ectrons de val ènci a per assolir l a conf iguració de gas nobl e. Amb el l s es f orma un núv o l e l e c t ròni c en qu è s e si tu en e l s nu c l i s positius. 1 C onsulta la taula periòdica i digues quants electrons de valència tenen els àtoms dels elements següents: a) Heli b) Carboni c) Alumini d) Oxigen e) Flúor f) Neó g) Potassi h) Calci i) Ferro 2 I ndica quin tipus d’enllaç formaran entre elles les substàncies següents formades per: a) Àtoms de zinc en unir-se entre ells. b) Àtoms d’oxigen i nitrogen. c) Àtoms de liti i fluor. d) Àtoms de calci i oxigen. e) Àtoms de clor en unir-se entre ells. A C T I V I T A T S Na+ ClNucli Nucli Electró Electró Catió metàl·lic Electró 8
Ja saps que la configuració electrònica dels gasos nobles és la més estable. La natura evoluciona cap a estats d’energia més petita. Per això, metalls i no metalls tractaran d’assolir una configuració semblant a la dels gasos nobles per - dent, guanyant o compartint electrons amb altres àtoms. A l g u n e s s u b s t à n c i e s , c om a r a l ’ a i g u a , f o rme n mo l è c u l e s , p e t i t e s e n t i t a t s constituïdes per un nombre fix d’àtoms units sempre de la mateixa manera. Les substàncies moleculars poden aparèixer en estat sòl id, l íquid o gasós . En estat sòlid o líquid, les molècules estan unides per forces intermoleculars, més febles que les que mantenen units els àtoms, i formen grups moleculars o cristalls. S’anomena enllaç químic el conjunt de les forces que mantenen units els àtoms. Són forces que formen molècules o cristalls. També són enllaços químics les forces que mantenen unides les molècules que formen líquids o sòlids. Hi ha tres tipus d’enllaç entre àtoms: iònic, covalent i metàl·lic. 1.1. La naturalesa de l’enllaç químic La naturalesa de l’enllaç químic és de tipus elèctric. Totes les espècies químiques (àtoms, molècules o qualsevol altra) s’enllacen perquè la part positiva d’una d’elles atreu la part negativa de l’altra, i viceversa. 1. L’enllaç químic 2 1.2. Teoria de l’enllaç entre àtoms. Regla de l’octet El 1916, el fisicoquímic nord-americà Gilbert N. Lewis (1875-1946) va donar una explicació per a l’enllaç químic entre els àtoms: Els àtoms s’enllacen entre ells per assolir vuit electrons a la seva capa de valència. Aquesta es coneix com la regla de l’octet. Els àtoms s’enllacen entre ells per assolir la configuració de gas noble. 3 En la substància aigua: a) Quins enllaços hem de trencar perquè passi de l’estat líquid a l’estat gas? b) Quins enllaços hem de trencar perquè els seus àtoms se separin? A C T I V I T A T S - + + - - + + - - + - + - + - + - + L’enllaç entre els àtoms es produeix quan es troben a una distància òptima en la qual les atraccions entre els electrons i els nuclis són les més altes i les repulsions entre els nuclis, les més baixes. En aquest punt la distància s’anomena distància d’enllaç. L’enllaç entre les molècules es produeix perquè orienten l’extrem positiu d’una cap al negatiu d’una altra. H H H H H H H 74 150 225 -458 0 H E (kJ/mol) Més estabilitat Distància internuclear (10-12 m) repulsió atracció Nucli Nucli Electró Electró 9
Considerem que es forma un enllaç iònic quan es combinen àtoms d’elements les electronegativitats dels quals difereixen en 1,8 o més. ● L’àtom molt electronegatiu tendeix a guanyar electrons i formarà un ió negatiu o anió. ● L’àtom molt electropositiu tendeix a perdre electrons i formarà un ió positiu o catió. L’enllaç resulta de l’atracció elèctrica entre ions de signe oposat. L’enllaç iònic es forma quan es combinen àtoms que assoleixen la configuració de gas noble perdent electrons i àtoms que assoleixen la configuració de gas noble guanyant electrons. La força electroestàtica d’atracció els manté units. 4 Indica quants electrons han de guanyar o perdre els àtoms dels elements següents per adquirir la configuració de gas noble i quin és aquest gas. a) S c) Li e) I b) Al d) Sr f) Cs 5 Tenint en compte la taula d’electronegativitats que vam veure en estudiar la taula periòdica, indica si el tipus d’enllaç que resultarà de la combinació de les següents parelles d’àtoms és iònic. a) Sr-In c) S-Cl b) N-K d) Al-Cl 6 A la fórmula dels compostos següents hi ha un error, corregeix-lo. a) RbS2 c) CaI b) Al2O d) LiN2 A C T I V I T A T S EXEMPLE RESOLT 1 Estudia la formació d’un compost iònic molt comú, el clorur de sodi, que resulta de la combinació dels àtoms de Na i Cl. ● El Na adquireix la configuració del gas noble precedent en cedir el seu electró de valència; es converteix en Na+. [Ne] 3s1; en perdre un electró queda: [Ne]. ● El Cl adquireix la configuració de gas noble en guanyar un electró; es converteix en Cl-. [Ne] 3s23p5; en guanyar un electró queda: [Ne] 3s23p6 = [Ar]. Els ions originats, atrets per la força electroestàtica, formen una xarxa cristal·lina. És una estructura tridimensional en què els ions Cl- s’envolten de ions Na+, i viceversa, de manera que les atraccions entre ions de diferent signe siguin màximes i les repulsions entre ions del mateix signe siguin mínimes. Àtom de Cl Àtom de Na Ió Na+ Io CleGuanya electró Perd electró Cl- Na+ Clorur de sodi EXEMPLE RESOLT 2 Estudia el compost que resulta de la combinació d’àtoms de Na i O. ● El O adquireix la configuració de gas noble en guanyar dos electrons i convertir-se en O2-. [He] 2s22p4; en guanyar dos electrons queda: [He] 2s22p6 = [Ne] ● El Na adquireix la configuració de gas noble en cedir el seu electró de valència; es converteix en Na+. [Ne] 3s1; en perdre un electró queda: [Ne] Cal que es combinin 2 àtoms de Na amb 1 àtom de O perquè els electrons que se cedeixen siguin els mateixos que es capten. La fórmula d’aquest compost ha de ser Na2O. Na & [Ne] 3s1 Na+ & [Ne] Cl & [Ne] 3s23p5 Cl- & [Ar] O & [He] 2s22p4 O2- & [Ne] Na & [Ne] 3s1 Na+ & [Ne] 2. L’enllaç iònic 10
7 Observa les dades de la taula i completa la frase a la teva llibreta. Substància LiF NaF KF Energia de xarxa 1.036 923 821 L’energia de xarxa a mesura que la diferència de mida entre l’anió i el catió. 8 Observa les figures de xarxa cristal·lina per a la blenda (ZnS) i per al rútil (TiO2). Quin és l’índex de coordinació de cada ió en aquestes xarxes cristal·lines? A C T I V I T A T S 2.1. La xarxa cristal·lina Com en e l NaCl , a l l ò que caracter i tza e l s compos tos i òni cs és l a formac i ó d’una xarxa cristal·lina. Una xarxa cristal·lina és una estructura estable on els ions positius s’envolten del nombre adequat de ions negatius i viceversa. Quan els ions s’organitzen en la xarxa cristal·lina es desprèn una energia que s’anomena energia de xarxa. Com més gran sigui aquesta energia, més gran serà l’estabilitat de la xarxa. La forma de la xarxa cristal·lina depèn de com de semblant sigui la mida de l’anió i del catió, i de la seva càrrega. Si tots dos ions tenen la mateixa càrrega (NaCl), hi haurà el mateix nombre de ions positius com de negatius; però si la càrrega d’un ió és doble que la de l’altre (Na2O, CaF2), hi haurà el doble d’ions d’un tipus que de l’altre. Índex de coordinació S’anomena índex de coordinació el nombre d’ions d’un signe que envolten un ió de signe contrari. Si la fórmula del compost és del tipus AB, els dos ions tenen el mateix índex; però si és AB2, l’índex de coordinació de l’un és el doble que el de l’altre. ● E n el NaCl, l’índex de coordinació del Na és 6, igual que el del Cl, ja que tots dos elements tenen la mateixa proporció. ● E n el CaF2, l’índex de coordinació del Ca és 8, el doble que el del F, que és 4. Els subíndexs de la fórmula ens indiquen la proporció. L’índex de coordinació del NaCl és 6; perquè és el mateix per al Na i per al Cl. Xarxa cristal·lina del NaCl (sal comuna). Xarxa cristal·lina del ZnS (blenda). Xarxa cristal·lina del CaF2 (fluorita). Xarxa cristal·lina del TiO2 (rútil). S2- Zn2+ Ca2+ F-1 Ti4+ O2Na+ ClNaCl CaF2 ZnS TiO2 2 11
2. Enllaç iònic 2.2. Propietats dels compostos iònics Són conseqüència de la manera com s’enllacen els seus àtoms. Són durs i fràgils. La duresa és la resistència a la ratllada i la fragilitat mesura la resistència als cops. Per ratllar un compost iònic cal separar ions, la qual cosa significa trencar la xarxa cristal·lina en aquell punt. Són fràgils perquè un petit cop farà que es desplacin els ions d’un pla de la xarxa i quedin enfrontats ions del mateix signe, que es repel·liran i, en conseqüència, el cristall es trencarà. 1. Cop sobre el cristall. 2. Els ions es desplacen. 3. Els ions del mateix signe es repel·leixen. Si l’energia de les molècules d’aigua que envolten l’ió compensa l’energia necessària per trencar el cristall, l’ió es dissol i passa a l’aigua com a ió hidratat o solvatat, és a dir, envoltat de molècules d’aigua. Sal Ions hidratats Na+ Aigua ClAigua Condueixen el corrent elèctric. Per conduir el corrent, un material ha de permetre el moviment de càrregues. En estat sòlid , els ions del compost ocupen posicions fixes a la xarxa cristal·lina i no poden moure’s. En estat líquid o en dissolució, la xarxa cristal·lina s’ ha trencat i les càrregues (ions) poden moure’s. No condueixen l’electricitat en estat sòlid, però sí que condueixen l’electricitat quan estan fosos o en dissolució. Són solubles en aigua. Tot i que les molècules d’aigua són neutres, la seva càrrega es distribueix de forma asimètrica. En introduir un cristall iònic en l’aigua, les molècules d’aquesta es col·loquen de tal manera que la seva part positiva (àtoms de H) envolten l’ió negatiu, i la part negativa (àtom de O) envolta l’ió positiu. Són sòlids a temperatura ambient. El seu punt de fusió elevat és conseqüència de la gran estabilitat de la seva xarxa cristal·lina. L’energia de xarxa en mesura l’estabilitat. Perquè un compost iònic es fongui cal comunicar-li l’energia suficient perquè els ions deixin d’ocupar el seu lloc a la xarxa. 9 Assigna el punt de fusió adequat a cada substància tenint en compte el valor de la seva energia de xarxa. Substància NaF KBr RbI Energia de xarxa (kJ/mol) 923 682 630 Punt de fusió (°C) 734 996 642 10 Assigna el valor de la solubilitat adequat a cada substància tenint en compte el valor de la seva energia de xarxa. Substància BaCl2 NaBr NaCl Energia de xarxa (kJ/mol) 2.046 732 769 Solubilitat en aigua (mol/kg) 6,15 1,77 9,19 A C T I V I T A T S 12
L ’ en l l aç cova l ent es dona quan es comb i nen àtoms d ’ e l ement s amb e l ectronegativitat semblant i alta, és a dir, quan no metalls es combinen entre ells. Per exemple, carboni i oxigen, o bé àtoms d’oxigen entre ells, àtoms d’halògens entre el ls. . . L’enl laç es produeix perquè els electrons compartits són atrets pels nuclis dels dos àtoms. Es forma un enl laç covalent quan es combinen entre si àtoms que t enen t endència a assolir la conf iguració de gas noble (ns2np6) guanyant electrons. L’única manera que t enen d’aconseguir -ho el s dos àtoms que s’enl lacen és compar tint el s electrons del seu nivel l de valència . 3.1. La regla de l’octet i estructura de Lewis Lewi s va proposar representar les molècules fent ser vir el s símbol s del s elements i col·locant al seu voltant punts que representen el s seus electrons de valència . Per aconseguir estabilitat, els àtoms tendeixen a assolir la configuració del gas noble més pròxim . Això implica , la majoria de les vegades, tenir 8 electrons a la seva capa de valència . Ai xò es conei x com regla de l ’oct et de Lewis. Quan dos àtoms comparteixen electrons, els punts es col·loquen entre els seus símbols per indicar que són electrons procedents d’ambdós àtoms. Cada parell d’electrons compartits és un enllaç covalent, i es pot representar per un segment entre els símbols. Un àtom pot necessitar compartir un o més parells d’electrons per complir la regla de l’octet. ● Si entre dos àtoms es forma un enllaç, parlem d’enllaç simple. Es compar - teix un parell d’electrons. ● Si entre dos àtoms es formen dos enllaços, parlem d’enllaç doble. Es comparteixen dos parells d’electrons. ● Si entre dos àtoms es formen tres enllaços, parlem d’enllaç triple. Es comparteixen tres parells d’electrons. 3. Enllaç covalent 2 • • • • Cl • • • • • • Cl • • • • • • • • Cl • • • • Cl • • • • Enllaç simple G & - Cl2 • • • O• • • • • O • • • • • • O • • • • • • O • • • • • • O • • O • • • • Enllaç doble G & & = O2 • • • N• • • • N • • • • • N • • • • • N • • • • N N • • Enllaç triple G & & -- N2 Formació de la molècula de F2. Octet de Lewis per a algunes espècies químiques. [Ne] = 1s2 2s2 2p6 • • • • Ne • • • • Na+ = [Ne] • • • • Na • • + • • I- = [Xe] • • • • I • • - • • S2- = [Ar] • • • • S • • 2- • • O2- = [Ne] • • • • O • • 2- • • N3- = [Ne] • • • • N • • 3- • • 13
RkJQdWJsaXNoZXIy