tema 2 (2016)

Apunte Catalán
Universidad Universidad de Barcelona (UB)
Grado Nutrición Humana y Dietética - 1º curso
Asignatura Química general
Año del apunte 2016
Páginas 12
Fecha de subida 10/09/2017
Descargas 0
Subido por

Vista previa del texto

TEMA 2. ESTRUCTURA ATÒMICA I ENLLAÇ QUÍMIC 1.ESTRUCTURA DE L’ÀTOM LA MECÀNICA QUÀNTICA Segons la mecànica quàntica, els electrons es col·loquen en regions concèntriques del nucli. A cada regió se li denomina capa o nivell i cada capa s’identifica per un nombre quàntic principal (n), sent n=1 per a la capa de menor energia (més propera al nucli). En augmentar n, les capes estan més allunyades del nucli, té energia més alta i poden contenir més electrons. Cada capa, conté subnivells que són els orbitals atòmics.
Tamany dels orbitals ORBITALS     El primer nivell (n=1) conté només l’orbital s i consisteix en una regió esfèrica al centre del qual hi ha un nucli. Tots els orbitals s tenen simetria esfèrica, la qual cosa vol dir que són no direccionals.
El segon nivell quàntic conté: - 1 orbital s (més gran que 1s) -3 orbitals p.
El tercer nivell quàntic conté: - 1 orbital s (més gran que 2s) - 3 orbitals p (més grans que 2p) - 5 orbitals d El quart nivell quàntic conté - 1 orbital s (més gran que 3s) Orbital s Orbital p - 3 orbitals p (més grans que 3p) - 5 orbitals d - 7 orbitals f Orbital d Orbital f PRINCIPIS I REGLES GENERALS     El principi d’exclusió de Pauli diu que un orbital com a màxim pot allotjar 2 electrons, de manera que els seus spins estiguin aparellats.
Regla de Hund: afirma que quan hi ha dos o més orbitals de la mateixa energia, els electrons preferentment s’allotgen en orbitals diferents abans d’aparellar-se en un mateix orbital Els electrons que es troben movent-se al voltant del nucli es troben en orbitals. El principi d’incertesa de Heisenberg diu que mai es pot determinar amb exactitud on es troba l’electró; però, es pot determinar la densitat electrònica, la probabilitat de trobar l’electró en una determinada zona de l’orbital.
El principi de aufhau explica com establir la configuració electrònica d’un àtom en el seu estat fonamental (el de major estabilitat). Es comença amb l’orbital d’energia més baixa i es van omplint ordenadament de menor a major energia fins que s’han col·locat tots els electrons.
ORDRE D’OMPLIMENT DELS ORBITALS PRINCIPÌ D’AUFBAU CONFIGURACIÓ ELECTRÒNICA La configuració electrònica indica com estan distribuïts els electrons en els diferents orbitals atòmics Nº d’electrons a l’orbital o subcapa Nº quàntic principal n Nº quàntic de momento angular l Estat fonamental: la configuració electrònica correspon a l’estat de més baixa energia de l’àtom.
Diagrama orbitàlic: H CONFIGURACIÓ ELECTRÒNICA: CATIONS Cations: es perden electrons per a assolir la configuració de gas noble en la capa externa de valència (octet complet).
I ANIONS Anions: es guanyen electrons per a assolir la configuració de gas noble en la capa externa de valència (octet complet).
Els metalls tendeixen a perdre electrons, mentre que els no-metalls tendeixen a guanyar electrons.
ÀTOMS ISOELECTRÒNICS Els àtoms isoelectrònics són àtoms o ions monoatòmics que tenen igual nombre d’electrons, independentment de la composició del seu nucli.
Na, Al, F, O i N són isoelectrònics amb el Ne 2. L’ENLLAÇ QUÍMIC ELECTRONS DE VALÈNCIA Els electrons de valència són els que ocupen la capa més externa de l’àtom.
Participen en la formació d’enllaços.
GRUP 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A CONFIGURACIÓ ELECTRÒNICA ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 NOMBRE D’ELECTRONS DE VALÈNCIA 1 2 3 4 5 6 7 REPRESENTACIÓ DE LEWIS DELS ELEMENTS Per reconèixer els electrons de valència s’utilitzen el sistema de punts desenvolupar per Lewis que consta del símbol de l’element i un punt per cada electró de valència que presenta.
TEORIA DE LEWIS Els electrons de valència juguen un paper fonamental en la formació d’enllaços.
Els electrons es transfereixen o comparteixen amb la finalitat de donar a cada àtom la configuració de gas noble a la capa de valència: el octet (8 electrons).
La transferència d’electrons origina enllaços iònics.
La compartició d’electrons origina enllaços covalents.
TIPUS D’ENLLAÇ ENTRE ÀTOMS Regla de l’octet. Els àtoms transfereixen o comparteixen electrons per tal d’aconseguir vuit electrons de valència per als elements de la segona fila de la taula periòdica.
Hi ha dues formes en què els àtoms poden interaccionar per adquirir configuracions de gas noble: Enllaç iònic: d’electrons.
Enllaç covalent: compartició d’electrons transferència ENLLAÇ IÒNIC La transferència d’un electró dóna a cada un dels elements la configuració de gas noble. Els ions resultants tenen càrregues oposades i s’atrauen un a l’altre formant un enllaç iònic.
L’enllaç iònic és molt freqüent en els compostos inorgànics, però bastant inusual en els orgànics.
Transferència d’un electró Configuració de l’He Configuració del Ne Enllaç iònic ENLLAÇ RETICULAR Una mesura quantitativa de l’estabilitat de qualsevol sòlid iònic és la seva energia reticular, que es defineix com l’energia necessària per separar completament un mol d’un compost iònic sòlid en els seus ions en estat gasós.
Q+ és la càrrega del catió Q+Q- E=k Q- és la càrrega de l’anió d d és la distancia entre ions no és possible mesurar l’energia reticular directament. Es pot calcular mitjançant la aplicació de la llei de Coulomb, la qual estableix que l’energia potencial entre dos ions és directament proporcional al producte de les seves càrregues i inversament proporcional a la longitud que els separa.
L’energia reticular augmenta en augmentar Q o en disminuir d.
ENLLAÇ COVALENT: COMPARTICIÓ D’ELECTRONS L’enllaç covalent, en el qual es comparteixen electrons en lloc de transferir per adquirir la configuració de gas noble (vuit electrons, octet pels elements de la segona fila taula periòdica), és la forma més habitual d’enllaç en els compostos orgànics.
Enllaç pur o no polar. Electrons compartits per igual Enllaç polar. Electrons no són compartits per igual.
L’ENLLAÇ COVALENT Una estructura de Lewis és una representació d’un enllaç covalent, on el parell d’electrons compartits s’indica amb línies o com parells de punt entre dos àtoms, i els parell lliures no compartits s’indiquen com parells de punts en els àtoms individuals.
Estructura de Lewis de l’aigua H + O + H H 2e- Enllaços covalents senzills O H H O H 8e- 2e- L’ENLLAÇ COVALENT EN ENLLAÇOS MULTIPLES Els àtoms poden formar diferents tipus d’enllaços covalents. En un enllaç senzill, dos àtoms s’uneixen per mitjà d’un parell d’electrons, mentre que en els enllaços múltiples, els dos àtoms comparteixen dos o més parells. Els enllaços múltiples són més curts que els enllaços covalents senzills.
 Doble enllaç: dos àtoms comparteixen dos parells d’electrons O  C O O C O Triple enllaç: dos àtoms comparteixen tres parells d’electrons N N ESTRUCTURES DE LEWIS Les estructures de Lewis un enllaç es representa amb dos punts o una línia.
Cada línia té dos electrons, de manera que un enllaç senzill és una línia (2electrons), un enllaç doble es representa mitjançant dues línies (4electrons) i un enllaç triple a través de tres línies (6electrons).
Cal representar els parells d’electrons sense compartir o no enllaçants.
COM REPRESENTAR ESTRUCTURES DE LEWIS   Escriure l’estructura del compost mostrant quins àtoms estan units a quins. Posar l’element menys electronegatiu al centre N menys electronegatiu que F; N al centre.
Comptar el nombre total d’electrons de valència. Afegir-ne un per cada càrrega negativa i treure’n un per cada càrrega positiva.
N: 5 F:7 F N F 5+(3x7) = 26 electrons de valència F   Completar l’octet en tots els àtoms excepte l’hidrogen Si l’estructura conté masses electrons, cal formar dobles i triples enllaços en l’àtom central.
ESTRUCTURES DE LEWIS DE CATIONS I ANIONS Estructures iòniques: els àtoms tenen a la capa de valència més electrons (anions) o menys (cations) dels que hi pertoquen.
Càrrrega: (#e- en l’àtom neutre) – (#e- no compartits) -1/2 (#e- enllaçants) Ex: C: 4e- en l’àtom neutre Ex: S: 6e- en l’àtom neutre -0e- no compartits -6e- no compartits -1/2 6e- enllaçants -1/2 2e- enllaçants +1 (càrrega positiva) -1 (càrrega negativa) Patrons d’enllaç més comuns: HÍBRIDS EN RESSONÀNCIA Moltes molècules/ions es descriuen millor escrivint varies estructures de Lewis.
Es diu que aquestes molècules/ions presenten ressonància. La molècula/ió afectat és un híbrid ponderat de les diverses estructures possibles.
Entre les estructures ressonants s’escriuen fletxes de dobles punta.
Ex: ozó (O3) O O O O O O Híbrid Les estructures en ressonància han de:    Tenir el mateix nombre d’electrons de valència Diferir només en la distribució dels electrons de valència, la posició dels nuclis ha de ser la mateixa.
Tenir el mateix nombre de parells d’electrons compartits i no compartits.
FORMES RESSONANTS REPRESENTATIVES En ocasions diverses estructures de Lewis són possibles. Les formes ressonants més representatives venen determinades per les següents premisses:    En molècules neutres és preferible que l’estructura de Lewis no tingui càrregues formals. La càrrega formal ha de ser la més baixa possible.
Les càrregues formals negatives s’han de situar sobre els àtoms més electronegatius Les càrregues del mateix signe sobre àtoms adjacents són poc freqüents.
LONGITUD DE L’ENLLAÇ COVALENT Longituds d’enllaç: Triple enllaç < Doble enllaç < Enllaç senzill EXCEPCIONS DE LA REGLA DE L’OCTET Els àtoms del segon període (C, N, O) utilitzen els orbitals 2s i 2p per a establir enllaços amb altres àtoms.
Beril·li i bor: octet incomplet Ex1: BeH2 (Be) -2electrons (2H) -2 x 1electró 4electrons H Be H Ex2: BF3 3 enllaços senzills (3x2) = 6 9 parells no compartits (9x2) = 18 F B F F 24 electrons Els àtoms del tercer període (P, S) utilitzen els orbitals 3s, 3p i 3d. Poden ampliar l’octet.
L’ENLLAÇ COVALENT POLAR És la conseqüència de l’electronegativitat dels àtoms que desplaça la densitat electrònica de l’enllaç cap a un dels dos àtoms ellaçats.
Regió pobre en e- Regió rica en e- Electronegativitat: és la capacitat d’un àtom per a atraure els electrons d’un enllaç covalent.
CLASSIFICACIÓ D’ENLLAÇOS Els enllaços es poden classificar en base a la diferència d’electronegativitat dels àtoms que hi intervenen.
DIFERÈNCIA D’E 0 0<X<2 ≥2 Covalent (e- compartits) TIPUS D’ENLLAÇ Covalent Polar covalent Iònic covalent polar (transferència parcial d’e-) iònic (transferència d’e-) Diferencia d’electronegativitat creixent ENLLAÇOS PER PONT D’HIDROGEN En química, un enllaç d’hidrogen (en bioquímica es diu pont d’hidrogen) ´`es una interacció atractiva entre molècules. Tot i que és el tipus d’interacció molecular més important, és un tipus d’enllaç feble en comparació amb els enllaços covalent i iònic.
S’estableix entre un àtom d’hidrogen enllaçat a un heteroàtom electronegatiu, anomenat donador d’hidrogen (oxigen, nitrogen o fluor), i un segon àtom electronegatiu que actua com a acceptor a través dels seus parells d’electrons sense compartir.
L’enllaç d’hidrogen també s’utilitza extensivament en processos de reconeixement molecular, i determina en gran part l’estructura tridimensional de proteïnes i àcids nucleics.
METALLS Elements dotats de les següents propietats:    Elevada conductivitat elèctrica (bons conductors) Mal·leabilitat (poden formar làmines) Ductilitat (poden formar fils)  Plasticitat Enllaç metàl·lic: els electrons de valència no estan lligats a un àtom en particular sinó que es distribueixen uniformement (mobilitat). Teoria de bandes.
Teoria de bandes. Els orbitals dels àtoms metàl·lics es solapen per a donar un nombre discret d’orbitals moleculars en els que els electrons es poden moure lliurement (conductivitat).
...

Comprar Previsualizar