HH (2007)

Otro Portugués
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Bioquímica - 5º curso
Asignatura HH
Año del apunte 2007
Páginas 8
Fecha de subida 19/10/2014
Descargas 36
Subido por

Vista previa del texto

QUÍMICA GENERAL TEMA 1: Estructura atòmica 1. Introducció 2. Estructura atòmica de l’àtom. Repàs històric; model actual, concepte d’orbital 3. Configuracions electròniques 4. La taula periòdica i les propietats periòdiques 1. Introducció 2. Estructura electrònica de l’àtom Estructura de l’àtom o Definició d’àtom: teoria atòmica de Dalton o Descobriment de l’electró: el model de Thomson (massa positiva amb electrons per allà) o Descobriment del protó: el model de Rutherford o Descobriment del neutró: el model de Chadwick Número atòmic (Z) = número de protons (un àtom d’un mateix element tindrà el mateix nombre de protons, no de massa).
Nombre màssic (A) = número de protons + número de neutrons (pot variar, diferents masses: isòtops).
1 La teoria quàntica de Planck Els àtoms i les molècules emeten o absorbeixen energia només en quantitat discretes (no per qualsevol valor). Un quanta és la mínima quantitat d’energia que es pot emetre o absorbir en forma de radiació electromagnètica.
L’energia d’un quanta està definida per l’equació de Planck: Planck i , on és la constant de la freqüència.
Recordem que , on és la longitud d’ona (distància entre màxims) i la velocitat de la llum.
També que la freqüència és l’invers del període i es mesura en Hz.
A més, l’energia s’emet o s’absorbeix sempre en múltiples sencers de .
Teoria de Bohr de l’àtom d’hidrogen Els àtoms en fase gasosa no emeten una distribució contínua de longituds d’ona, sinó amb un espectre de línia. Bohr dóna una explicació teòrica de l’espectre d’emissió de l’Hidrogen: o Els electrons es mouen al voltant el nucli en òrbites circulars a distàncies específiques del nucli.
o Només certes òrbites són possibles. Les transicions impliquen l’absorció o emissió d’energia.
o A cada òrbita li correspon una determinada energia de l’electró: constant de Rydberg i el número d’òrbita o nivell. (Recorda que , on és la .
Principi d’incertesa i concepte d’orbital Principi d’incertesa (De Broglie): No es pot conèixer amb exactitud alhora l’energia i la posició d’un electró.
Concepte d’orbital (Schrödinger): és la funció de la posició electrònica ( . El seu quadrat ens dóna la probabilitat de trobar l’electró en una posició de l’espai. És a dir, amb Bohr ens imaginàvem un àtom circular, ara, amb Schrödinger, ens imaginem un espai esfèric per on van voltant els electrons.
2 Els nombres quàntics i tipus d’orbitals Hi ha tres nombres quàntics que deriven de l’equació de Schrödinger (n, l i m) i un quart que és l’spin.
Nombre quàntic principal (n): determina la grandària (n=1, 2, 3...) Nombre quàntic azimutal o angular (l): determina la forma (l: s=0, p=1, d=2, f=3, g=4) si tenim 5d per exemple, tenim orbitals s, p, d i f i l=0,1,2,3.
Nombre quàntic magnètic (m): determina l’orientació a l’espai (-l,...,+l) Nombre quàntic spin: dins un orbital hi caben dos electrons, un amb spin positiu (+1/2) i un altre amb spin negatiu (-1/2).
ORBITAL S: té una forma esfèrica (un orbital, hi caben dos electrons) (l=0) ORBITAL P: té una forma de lòbul o infinit (tres orbitals, hi caben sis electrons) (l=1) ORBITAL D: té dos tipus de formes, dos lòbuls o un lòbul amb un anell al voltant (cinc orbitals, hi caben deu electrons) (l=2) ORBITAL F (set orbitals, catorze electrons) (l=3) ORBITAL G (l=4) Exemple numèric: m (orientació) quantitat d’electrons m=0 m= 1 possibilitat, 2 electrons m=0 m= 1 possibilitat, 2 electrons n=2 m=-1 (eix z) l=1 orbital p m= 3 possibilitats, 6 electrons m=0 (eix y) m=1 (eix x) l=0 orbital s m=0 m= 1 possibilitat, 2 electrons m=-1 (eix z) l=1 orbital p m= 3 possibilitats, 6 electrons m=0 (eix y) n=3 m=1 (eix x) m=-2 m= 5 possibilitats, m=-1 l=2 orbital d 10 electrons m=0 m=1 m=2 n=4 ....
...
...
...
*Forma: Calculem la probabilitat de trobar-me l’electró en una de les zones! n (grandària) n=1 l (forma) l=0 l=0 tipus d’orbital orbital s orbital s 3 3. Configuració electrònica Estat fonamental: Principi d’exclusió de Paul: Dos electrons d’un àtom no poden tenir els quatre nombres quàntics iguals. Per exemple, el màxim que poden tenir d’igual és el mateix n, l i m, però diferent spin: __ Principi d’Aufbau: construcció progressiva i minimització de l’energia.
L’energia no ve determinada pel nombre quàntic principal, sinó que també per l’azimutal.
Càrrega nuclear efectiva: influència que exerceixen.
En alguns casos l’energia de 4s i la de 3d s’intercanvia Regla de Hund: Els electrons ocupen inicialment els orbitals d’idèntica energia de forma desaparellada (màxima multiplicitat): __ __ __ Capa de valència: els electrons de l’última capa, són els què ens informen de la reactivitat dels àtoms.
Exemples de configuracions electròniques: C (Z=6): . Capa de valència: Ca (Z=20): i ocupació: __ __ __ . Capa de valència: i ocupació: __ (és per això que té tendència a perdre dos electrons, els de l’última capa i quedar-se amb el nivell tres omplert).
Cu (Z=29): . Omplim abans el que el perquè el fet de tenir els orbitals plens el fa més estable, tindria tots els orbitals del nivell tres omplerts (s, p, d). A més a més, l’orbital quedaria un electró sol, sense parella i els altres aparellats.
Cr (Z=24): . Posem enlloc de estable omplir tots els orbitals amb un electró que no pas deixar-ne de buits: : __ __ __ __ __ : __ __ __ __ __ (molt més estable, té els orbitals semiplens) 4 perquè és molt més Així doncs, veiem que el fet de tenir els orbitals plens o semiplens dóna molta estabilitat . És per això que molts elements tenen la tendència a guanyar o perdre electrons (ions).
Veiem l’exemple dels elements amb capa de valència a orbitals p. En el cas del Fluor, tendirà a guanyar un electró per aconseguir l’estabilitat del neó (gas noble).
Assolir l’estructura de l’octet (gasos nobles): (capa més externa de 8 electrons).
4. La taula periòdica Segons l’últim orbital emplenat, podem situar els elements en la taula periòdica: El nombre quàntic de l’últim orbital t’indica el període. El grup depèn de l’orbital (s, d, p, f) La configuració electrònica determina les propietats periòdiques: radi, potencial de ionització, afinitat electrònica i electronegativitat.
Càrrega nuclear efectiva (apantallament) És l’atracció que fa el nucli sobre un electró determinat.
, on és la càrrega total i la constant d’apantallament.
Regles de Slater (estimació càrrega nuclear efectiva): o Es considera que els electrons externs no apantallen (per exemple, si em demanen la càrrega nuclear efectiva del sofre en l’orbital 2p, no tindré en compte els orbitals externs 3s i 3p).
o Els electrons d’un mateix grup de Slater apantallen 0.35 (excepte pels de l’orbital 1s, que apantallen 0.30) (Grups: 1s, 2s i 2p, 3s i 3p, 3d, 4s i 4p, 4d, 4f).
5 o Pels electrons s i p: tots els electrons del grup anterior apantallen 0.85 i la resta de grups més interns apantallen 1.
o Pels electrons d o f: els electrons més interns apantallen 1.
En general, la càrrega nuclear efectiva creix com més a la dreta de la taula periòdica (ja que els electrons se senten més atrets pel nucli). Com més avall, no creix tant perquè només canvia el número quàntic principal.
Exemple: càlcul de la càrrega nuclear efectiva d’un electró 3p d’un àtom de S i d’un àtom de Cl: *Els electrons del 3d se senten més atrets pel nucli que els del 4s. Tot i que primer omplim els 4s i després els 3d. Energèticament els 4s estan més avall, més a prop del nucli, i necessiten més energia. En aquest cas, el càlcul és fins a 3p, per tant, mirem des d’un electró d’aquest grup quant apantallen la resta i, per tant, posem 0,35x5 en el sofre (l’electró estudiat no compta).
El radi Radi atòmic efectiu: distància del nucli fins on hi ha un 90% de la densitat de càrrega electrònica.
Ho definim així perquè la probabilitat de trobar un electró disminueix a mesura que t’allunyes del nucli, però mai és zero.
El què podem mesurar, doncs, és la distància internuclear (entre dos àtoms adjacents). Aquesta distància, però, varia segons el tipus d’enllaç. En el cas de l’enllaç químic, podem dir que un radi covalent o un radi metàl·lic equival a: En el cas del radi iònic, que és la distància entre nuclis iònics units per enllaç iònic, al no ser neutres no podem aplicar la mateixa fórmula. Els ions no són iguals i s’ha de repartir bé entre anions i cations.
RADIS ATÒMICS GRUP: En general, com més capes electròniques més gran serà (cap a les últimes capes no es nota tant la diferència). Així, dins un mateix grup el radi creix cap avall.
6 PERÍODE: Dins un mateix període creixerà cap a l’esquerra, ja que com més a la dreta més electrons hi ha dins la mateixa capa i, per tant, senten més atracció pel nucli (entre els elements de més cap a la dreta la diferència no és tant notable perquè també hi ha el factor repulsió: com més electrons junts, més repulsió i se separen; no passa com amb els ions perquè hem d’entendre que com més a la dreta, més protons té un element!!!).
Pels elements de transició (mig taula periòdica) no és ben bé així perquè tenen radis similars, ja que el número d’electrons a la capa externa és constant i omplim les capes internes (recorda que primer s’omplia el nivell 4s i després el 3d, de manera que quan guanyen electrons són electrons de capes internes), RADIS IÒNICS CATIONS: Els cations són més petits que els àtoms dels que venen (perden un electró pel mateix nombre de protons, hi ha més densitat de càrrega positiva; com més protons més atrets estaran perquè hi haurà menys repulsió entre electrons).
ANIONS: Els anions són més grans que els àtoms dels que venen (guanyen un electró pel mateix nombre de protons, hi haurà més densitat de càrrega negativa i sentiran repulsió entre ells i, per tant, s’espaiaran, se separaran).
El potencial de ionització És la quantitat d’energia que ha d’absorbir un àtom en estat gasos per poder-li arrencar un electró (ió positiu). Per arrencar electrons cal vèncer l’atracció que hi ha entre els electrons i el nucli i, per tant, cap energia. D’aquesta manera, és un procés endotèrmic, en general, perquè cal energia.
, on és la constant de Rydenberg i n el número quàntic.
Com més gran el radi, els electrons es trobaran més lluny del nucli i menys atrets i, per tant, serà més fàcil arrencar-ne i caldrà menys energia (l’energia de ionització disminuirà). Així, podem establir el següent: GRUP: Creix cap amunt (els electrons de valència estan més a prop del nucli perquè hi ha menys capes i són més difícils d’arrencar perquè estan més atrets, requerirà més energia).
PERÍODE: Creix cap a la dreta (el radi és més petit i hi ha més atracció pel nucli, serà més difícil arrencar un electró, requerirà més energia; cap a la dreta la càrrega nuclear efectiva també augmenta).
*Fixa’t que a dalt si anem amunt i cap a la dreta trobem els gasos nobles, que són els que costaria més d’arrencar un electró, ja que ells són extremadament estables.
7 L’afinitat electrònica És la variació d’energia quan un àtom en estat gasós guanya un electró i s’allibera energia, és a dir, és l’energia que s’allibera quan un àtom capta un electró (ió negatiu). Aquest és un procés exotèrmic, en general (probable, energia negativa, s’allibera).
Si ho definim com a la tendència d’un anió a perdre un electró, aleshores englobem tant a variacions d’energia negatives com a variacions d’energia positives (encara molt menys probables, com en el cas dels gasos nobles).
L’electró sent la força d’atracció >>> força de repulsió (allibera energia i guanya estabilitat).
GRUP: Creix cap amunt (cap avall el radi creix i l’electró extern s’incorpora a un nivell més extern, hi haurà més repulsió que no força d’atracció, perquè estan més lluny del nucli, això vol dir que alliberarà menys energia, serà un procés menys probable).
PERÍODE: Creix cap a la dreta (és molt més probable que guanyin un electró, estan més a prop d’aconseguir l’octet i serà més probable el procés: alliberaran més energia).
*Si un element té la capa semiplena o plena no li cal captar o alliberar electrons, ja que està estabilitzat.
Resum visual de configuració electrònica i propietats *Electronegativitat: és la tendència que té un àtom a quedar-se amb els electrons d’altres àtoms.
L’element més electronegatiu és el Fluor (quan el faig reaccionar amb un altre element li pren electrons), després l’Oxigen, després el Clor (per la proximitat de la capa al nucli)... I el menys electronegatiu és el Cesi o el Franci (ull, el Fr és radioactiu). (NO tenim en compte els gasos nobles).
*Reactivitat: tendència a reaccionar (agafar o donar electrons). Cap a l’extrem dret de dalt la taula periòdica hi ha molta facilitat a formar ions negatius i cap a l’extrem esquerra de baix de la taula periòdica hi ha molta facilitat a formar ions positius. Els elements menys reactius són els del mig.
8 ...