Tema 1 (2014)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Genética - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 14
Fecha de subida 02/11/2014
Descargas 18
Subido por

Vista previa del texto

QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 1- Estructura atòmica 1. MECÀNICA CLÀSSICA PARTÍCULES - En tot moment la partícula té una posició determinada i es mou a una velocitat determinada - Si coneixem la posició, la velocitat i les forces que actuen en un instant t= t0, es pot calcular la posició i la velocitat en qualsevol instant t > t0  LLEIS DE NEWTON - L’energia d’una partícula està composada de dos termes: Energia cinètica i Energia potencial.
- Pot prendre qualsevol valor.
Trajectòria ONES - Una ona es defineix mitjançant: L’Amplitud (A); longitud d’ona (λ; m); ‐1 freqüència(ν;s ); velocitat de propagació (λ· ν = Vp.) - L’energia d’una ona depèn de la seva amplitud.
- També pot prendre qualsevol valor RADIACIÓ E.M.
- Es defineix mitjançant: Amplitud del camp elèctric (E); Amplitud ‐1 del camp magnètic (B); longitud d’ona (λ; m); freqüència (ν;s ); 8 1 velocitat de propagació en el buit (c= 3,0∙10 m s‐ ).
1 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 2. ESTRUCTURA ÀTOM 1911  L’àtom està format per un nucli petit que conté la major part de la massa i tota la càrrega positiva.
 3. MECÀNICA QUÀNTICA S’usa principalment per descriure el comportament dels electrons.
Conceptes aplicats als electrons: Quantització de l’energia L’energia dels àtoms i de les molècules només podrà agafar uns certs valors determinats.
L’espectre d’emissió de l’àtom d’hidrogen és un exemple de la quantització de l’energia.
Dualitat ona – partícula Les partícules petites a vegades presenten un doble comportament.
La difracció dels electrons és un exemple de la dualitat ona – partícula Principi d’incertesa Degut al doble comportament, no és possible conèixer la x i la v d’una partícula simultàniament.
2 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica Funció d’ona En mecànica quàntica es descriuen les partícules mitjançant la seva massa i una funció (Ѱ) que anomenarem funció d’ona = Ѱ - Aquesta Ѱ conté tota la funció del sistema però no té cap analogia amb la mecànica clàssica i no té sentit físic.
- Ens indica la probabilitat de trobar l’electró  La probabilitat de trobar una partícula 2 - en una determinada regió de l’espai ve donada pel quadrat de la funció d’ona = Ѱ L’electró, el 90% del temps, està en “x”.
Equació d’Schrödinger Les funció d’ona d’un sistema es pot determinar a partir de l’equació de Schrödinger.
- És una equació molt complexa i a la pràctica només es pot resoldre per sistemes molt senzills.
- L’àtom d’hidrogen és un d’aquests sistemes senzills, així com tots els àtoms hidrogenoides.
Vàries funcions fan que això sigui vàlid; cada funció dóna un valor diferent a “E”.
El conjunt de funcions d’ona que permeten resoldre l’equació d’Schrödinger per l’àtom d’hidrogen són els ORBITALS ATÒMICS.
3 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 4. ÀTOM D’HIDROGEN - Cada una d’aquestes funcions (orbital) te associada una energia E.
- Tots els orbitals són una funció matemàtica que depèn de tres nombres quàntics - Aquests nombres quàntics són: Nombre quàntic principal “n” - Ens indica l’energia i la “grandària” de l’orbital.
- n = 1, 2, 3, 4, … Nombre quàntic secundari “l” - Indica la forma i el número de plans nodals - l = 0, n ‐1 - També l = 0: s, l = 1: p, l = 2: d, l = 3: f (indica el bloc al qual pertany l’element) Nombre quàntic magnètic “ml” - Indica l’orientació - ml = ‐l, ‐l + 1, …,0, …, l ‐ 1, l - Cada combinació n, l, ml és un orbital atòmic - En el cas de l’àtom hidrogenoide l’energia només depèn d’un nombre quàntic.
- E depèn del nombre quàntic principal (n) - Tots els estats amb una mateixa n tindran la mateixa energia.
- Quan els orbitals tenen la mateixa energia s’anomenen estats degenerats E=f(n).
Representació dels orbitals atòmics Ens interessa és conèixer les regions de l’espai on és més probable trobar l’electró, per això es busca una manera gràfica de dibuixar els orbitals atòmics.
ORBITALS S Són esfèrics Com ↑n, ↑probabilitat que l’e- estigui més lluny del nucli 4 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica ORBITALS P Tenen un pla nodal (l=1) i 2 lòbuls (un en la direcció x i un en la direcció y).
El pla nodal correspon al pla perpendicular a l’eix del seu nom. És la regió on NO trobarem l’electró.
La probabilitat de trobar l’electró en els dos lòbuls és la mateixa.
Un lòbul és positiu i un és negatiu.
ORBITALS D Tenen dos plans nodals (l=2) i 4 lòbuls (4 regions en l’espai on serà més favorable trobar l’electró).
La funció ens dóna la probabilitat, i a partir d’aquesta tenim el pla/representació.
- Els orbitals amb un mateix valor de n es diu que pertanyen a la mateixa capa principal.
- Els orbitals amb mateix n i l es diu que pertanyen a la mateixa subcapa.
Quan “n” és igual, un valor de l menor indica que la probabilitat de trobar l’electró més a prop del nucli és major es diu que són orbitals més penetrants.
De més a menys penetrant: s > p > d > f (Els f són més grans, més difusos, els electrons estan més lluny).
Quart nombre quàntic Per poder explicar algunes propietats concretes de l’àtom d’hidrogen, es va veure que calia un quart nombre quàntic nombre quàntic magnètic d’espín (ms) L’spin no és de l’orbital, és de l’electró.
Pot prendre valors de +1/2 i -1/2.
5 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 5. ÀTOMS POLIELECTRÒNICS Construïm un model aproximat per descriure el comportament dels àtoms polielectrònics: considerem els electrons per separat com si es moguessin en un camp determinat pel nucli i la resta d’electrons.
Hi ha atracció nucli – e- i repulsió e- - e- .
Per tant, els orbitals atòmics d’un àtom polielectrònic són del mateix tipus que els orbitals hidrogenoides i depenen dels mateixos nombres quàntics.
Càrrega nuclear efectiva Càrrega situada al nucli que té en compte l’atracció i la repulsió = Zef Els electrons més interns (electrons penetrants) atenuen la força atractiva neta sobre l’electró = fan que la força atractiva del nucli baixi perquè apantallen els electrons més externs  Efecte pantalla: els electrons més externs “no veuen la càrrega positiva”.
Zef : Càrrega situada en el nucli que inclou la càrrega d’aquest i l’efecte de la resta d’electrons a la càrrega d’aquest.
Zef = Z – σ (on z és el nombre atòmic I σ és la constant apantallament que depèn de n i l).
En un àtom polielectrònic l’energia dels orbitals depèn de n i l  Z = Zef En un àtom hidrogenoide l’energia només depèn d’un nombre quàntic  Z = Z 6 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 6. OCUPACIÓ DELS O.A. EN ÀTOMS POLIELECTRÒNICS Per obtenir configuració electrònica C.E: distribució dels electrons en els orbitals de l’àtom Principi d’exclusió de Pauli En un àtom polielectrònic no poden haver dos electrons amb els quatre nombres quàntics iguals.
L’ocupació màxima de cada orbital és 2 electrons (spin =+1/2 i spin= ‐1/2).
Per totes les configuracions d’1 àtom polielectrònic, només una correspon a la de mínima energia.
Estat fonamental: Configuració electrònica de menor energia Estat excitat: Configuració electrònica que no és la de menor energia.
Estat no permès: Configuració electrònica que no segueix el principi d’exclusió de Pauli o bé que no compleix les relacions entre nombres quàntics Principi d’Aufbau Ens indica l’ordre amb el que s’omplen els orbitals per obtenir la configuració electrònica de mínima energia.
La configuració electrònica fonamental es fa omplint els orbitals en ordre creixent de n+l.
En cas d’igualtat de n+l s’omple primer l’orbital amb menor valor de n.
Regla de Hund Indica l’ocupació dels orbitals atòmics quan no s’ocupa completament una subcapa.
Quan varis electrons ocupen orbitals degenerats, ho fan ocupant el màxim nombre d’orbitals i amb espins paral·lels (els electrons han d’estar al màxim de separats).
7 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 7. TAULA PERIÒDICA Ordenació per Z dels elements, tot agrupant dins d’una mateixa columna elements de propietats semblants.
Grup 1  ns1; grup 2  ns2; grup 3  np3, etc.
Metalls de transició = orbitals “d” Terres rares = orbitals “f” Tots els elements d’un mateix grup tenen la mateixa ocupació dels orbitals de valència (orbitals externs).
El període ens indica el valor màxim que pren el nombre quàntic principal entre els orbitals plens.
Sabent el període i el grup, sabem l’última capa i viceversa.
• Bloc s i p, n major = període • Bloc d: Els orbitals d plens són període ‐1 • Terres rares: Els orbitals f plens són període ‐2 Les propietats venen marcades en part per l’ocupació de la capa de valència.
8 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica Propietats periòdiques Zef  càrrega nuclear efectiva Càrrega situada al nucli que inclou la càrrega real del nucli i l’efecte dels electrons més interns.
L’apantallament que exerceix l’electró és sempre menor que l’augment de càrrega del nucli.
Com la calculem?  Zef = [càrrega protons (nucli)] – [electrons que no són de l’última capa] – [si hi ha més d’1 electró en l’última capa, cada un resta 0’3].
- Com ↑força atractiva, ↓apantallament = ↑Zef (  ) - Com ↓força atractiva, ↑apantallament = ↓Zef (  ) La Zef, doncs, disminueix a mida que augmentes les capes d’apantallament al nucli.
- A mida que avancem per un període, ↑Z, els electrons estan a la mateixa capa, per tant no hi ha apantallament i la Zef↑↑ A mida que baixem per un grup, ↑Zef PERÒ hi ha més apantallament al nucli perquè hi ha més capes d’electrons. Augmenta però no tant com per un període.
9 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica Radi atòmic Distància internuclear entre dos àtoms adjacents enllaçats (2r). Depèn del tipus d’enllaç.
- R. Covalent: Meitat de la distància entre dos àtoms idèntics enllaçats covalentment.
- R. Metàl·lic: Meitat de la distància entre dos àtoms idèntics en el sòlid metàl·lic.
- R. iònic: Distància existent entre dos nuclis en un sòlid iònic.
Problema: establir la grandària de cada ió (els àtoms no són iguals).
Depèn del número de capes (n) i de la força atraient (Zef).
El valor del radi atòmic és aproximadament: Quan ↑Zef, ↑atracció entre electrons: 10 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica Radi iònic El radi d’un àtom és proporcional a n i inversament proporcional a Zef.
- Quan formem un anió, ↑repulsions, ↓Zef, ↑radi (menys atracció amb el nucli) - Quan formem un catió, ↓repulsions, ↑Zef, ↓radi (més atracció amb el nucli) Situacions - Quan comparem ió-neutre  (anions > element neutre > catió) - Per a elements i ions (cations i anions) de la mateixa càrrega, ↑radi en ↑n (grup) i ↓radi dins d’un mateix període.
- Per a ions amb la mateixa configuració electrònica (isoelectrònics), ↓radi en ↑Zef EX: Mg2+<Na+<F-<O2- (tots tenen 10 e-) - Els anions normalment tenen radis majors que els cations (si el catió té ↑protons no).
- Entre tots els anions, aquells amb ↑càrrega tindran ↑radi.
- El contrari és vàlid pels cations: ↑càrrega comporta ↓radi.
Els elements dels grups 1 i 2 tendeixen a formar cations.
Els elements dels grups 16 i 17 tendeixen a formar anions.
L’ió més estable és aquell que presenta estructura de gas noble.
11 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 1ª Energia de ionització Energia mínima necessària per arrencar (ionitzar) un electró d’un àtom en estat gasós i que es troba en el seu estat fonamental.
Formem un catió.
No confondre el procés d’excitar un àtom amb el d’ionitzar.
- Excitar: Transferir un (o varis) electró a un nivell energètic més alt.
- Ionitzar: Arrencar totalment un electró.
L’energia d’ionització es pot relacionar amb l’energia de l’orbital ocupat de més alta energia.
Per tant, arrencar electrons als últims grups és més difícil I arrencar electrons als primers grups és fàcil.
2 excepcions: Les configuracions electròniques ns2 i np3, tenen una estabilitat addicional (subcapa semiplena). Costa més arrencar l’electró en aquestes configuracions (E.I. més grans).
12 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica 2ª Energia de ionització La segona energia d’ionització és l’energia necessària per arrencar un electró d’un catió monovalent. SEMPRE és major que la primera ja que quan traiem un electró la Zef ↑ i els electrons són més atrets pel nucli = cal més E.
Per entendre la variació de la segona energia d’ionització a la taula periòdica cal considerar la configuració electrònica dels cations.
Afinitat electrònica Energia intercanviada en el procés de formació d’un ió negatiu a partir d’un àtom en estat gasós i en el seu estat electrònic fonamental (energia en afegir un electró).
L’afinitat electrònica pot ser positiva o negativa.
- Una afinitat electrònica positiva indica que la formació de l’ió és favorable energèticament (AE>0, AH<0).
Si és molt positiva, és que és molt fàcil formar l’anió.
- Una afinitat electrònica negativa indica que la formació de l’ió no és favorable.
(AE<0, AH>0) Casos on l’afinitat electrònica és negativa o nul·la (casos on tenim estabilitat): • Els gasos nobles • Els elements del grup 2 i • El nitrogen (0) 13 QUÍMICA Tema 1 – Estructura atòmica Els elements del bloc p de la taula periòdica presenten A.E. altes = tenen més tendència a formar l’anió.
Dins d’un grup, si A. E. és positiva, aquesta generalment disminueix; dins d’un període augmenta.
Els valors negatius d’afinitat electrònica estan associats a la formació d’anions que impliquen electrons en una nova capa o subcapa.
Excepcions: - Elements del grup 15 (subcapa semiplena - Ns2 Aquests dos casos no presenten valors negatius de AE però si que és menor que la dels elements que l’envolten.
Electronegativitat Capacitat d’un àtom per a atreure densitat electrònica de l’enllaç covalent que forma amb un altre àtom.
14 ...