Enllaç covalent: compartim?

Ja hem comentat en el blog que tots els àtoms volen tenir 8 electrons en la capa de valència (amb l'excepció del primer període) per aconseguir estabilitat. Alguns àtoms tenen tendència a perdre electrons, i altres tenen tendència a guanyar els que els falta. Però, quan reaccionen dos àtoms que volen guanyar electrons (succeeix amb els no metalls), com poden els dos aconseguir els electrons que necessiten?

El 1916, Lewis va suggerir que l'enllaç covalent podria ser degut a la compartició de parells d'electrons de valència que se situarien entre els nuclis positius dels àtoms que s'uneixen. Així s'originen forces atractives entre els nuclis i els electrons d'enllaç (model de Lewis).


Font: conceptodefinicion.de

Diagrames de Lewis

Lewis va desenvolupar uns diagrames per representar aquest tipus d'enllaços.

El nucli i tots els electrons interns (el cos de l'àtom) s'indiquen pel símbol de l'element i, al voltant, s'indiquen amb punts els electrons de valència.


Font: http://quimica-villa.blogspot.com

 En els diagrames moleculars de Lewis, els parells d'electrons que formen un enllaç s'anomenen parells compartits o enllaçants, i els parells no compartits s'anomenen parells solitaris o no enllaçants.




En algunes molècules, els àtoms que formen l'enllaç covalent no compleixen la regla de l'octet. Això és degut al fet que en tenen orbitals buits on poden allotjar més electrons, o bé no tenen electrons suficients per complir la regla de l'octet.

Font: es.slideshare.net



L'enllaç iònic

Hem vist fins ara que l'enllaç químic és la unió entre àtoms o ions per a formar molècules o estructures gegants. De la mateixa manera, les molècules es poden unir mitjançant forces intermoleculars per formar estructures moleculars.

També hem observat que els àtoms dels gasos nobles, que no mostren tendència a reaccionar, tenen 8 electrons en l'última capa, excepte l'heli, que en té dos. Això ens fa pensar que tenir 8 electrons en la capa de valència, significa a completar la capa; és com si estiguerem fent un puzle que, un cop complet, és més estable.

Lewis va suggerir que els àtoms reaccionen guanyant o perdent electrons, o compartint-los amb altres àtoms de manera que aconsegueixen 8 electrons en la capa de valència, o dos en el cas de l'hidrògen. D'aquesta manera tindran la mateixa distribució electrònica del gas noble més proper en la taula periòdica.

Regla de l'octet: Quan es produeix un enllaç químic, els àtoms que s'uneixen tendeixen a guanyar, perdre o compartir electrons fins a completar la capa de valència amb 8 electrons.

Font: quimica-organica.com

Els electrons de valència són els que ocupen el nivell més extern de l'escorça atòmica. Quan el sodi, per exemple, perd l'electró que té en l'últim nivell, adquireix la configuració electrònica del gas noble anterior (el neó) amb 8 electrons en la capa de valència.





Cal dir que la regla de l'octet és una regla aproximada. Hi ha moltes excepcions, sobretot per als elements a partir del tercer període, però sí que ens serveix com una guia molt útil per conèixer tant el tipus d'enllaç que es produirà, com la distribució dels electrons al voltant dels àtoms que formen una molècula.

Hem vist en l'exemple anterior com el sodi en perdre un electró es converteix en un ió positiu o catió. Si, al mateix temps, un altre element guanya un electró es convertirà en un ió negatiu o anió. Quan dues càrregues amb signe oposat s'acosten es produeix una atracció electrostàtica serà la responsable de l'enllaç iònic.


Aquí veiem com el fluor "li furta" un electró a l'àtom de liti. En fer-ho, tots dos adquireixen configuració de gas noble i es converteixen en ions; així doncs, l'enllaç iònic es produeix per atracció electrostàtica d'ions de signe contrari.

La força elèctrica que exerceixen els ions actua en totes les direccions de l'espai. Per tant, cada ió positiu atrau els ions negatius veïns i s'envolta del màxim nombre possible d'aquests, i viceversa. Com a conseqüència d'això, els parells d'ions no formen molècules aïllades sinó estructures gegants iòniques, el que anomenem cristalls iònics.

El nombre d'ions de signe contrari que envolta cada ió depèn de la càrrega i la mida dels ions presents. Així, quan s'uneixen els ions formant xarxes cristal·lines, la disposició pot ser de diversos tipus: cubica centrada en les cares,  ubicació dels cossos cetera. A continuació podeu veure algunes de les estructures que poden tenir les xarxes.


Font: slideplayer.es











Tipus d'enllaç

Els àtoms, les molècules i els ions s'uneixen mitjançant enllaços químics per formar estructures més estables. Hi ha una relació entre la classe d'espècies químiques que s'enllacen i el tipus d'estructures que originen.

Font: eapablogiraldo.blogspot.com

  • Els àtoms dels elements no metàl·lics s'uneixen per formar molècules, que generalment són agrupacions discretess d'uns quants àtoms. La unió d'aquests àtoms es denomina enllaç covalent.
  • Les molècules en l'interval de temperatures en què les substàncies són sòlides, s'agrupen d'una manera ordenada i formen estructures multimoleculars (cristalls moleculars). Les forces d'atracció que mantenen unides les molècules es diuen forces intermoleculars.

  • Alguns àtoms com el carboni i el silici es poden enllaçar de manera ininterrompuda i formar xarxes o estructures gegants covalents que donen lloc a cristalls covalents molt durs amb elevats punts de fusió, com el diamant.

Font: Wikipèdia

Font: quimica.laguia2000.com 















    Font: pinterest.com
  • Els àtoms dels elements metàl·lics s'uneixen entre si per enllaç metàl·lic i formen estructures gegants metàl·liques(cristalls metàl·lics). Els electrons de valència dels àtoms es mouen per tot el cristall entre ions positius formats pel nucli i la resta d'electrons. La majoria d'aquestes estructures són sòlids a temperatura ambient, conductors del corrent elèctric, dúctils i mal·leables.





    Font: experimentoscientificos.
  • Els ions positius i negatius s'uneixen mitjançant enllaç iònic a causa de forces electrostàtiques i formen estructures gegants iòniques (cristalls iònics). Aquests cristalls tenen temperatura de fusió elevada, per tant són sòlids a temperatura ambient i, en general, fràgils.





Propietats periòdiques dels elements

Avui veurem com varien al llarg i ample de la taula periòdica algunes de les propietats químiques que presenten els diferents elements.

Ja hem comentat anteriorment que moltes de les propietats, per no dir totes, dels diferents elements, estàn relacionades directament amb la seva configuració electrònica; en concret la reactivitat i la forma en què es comporten els diferents elements està directament relacionada amb els electrons presents en la capa de valència, que és la capa d'electrons més externa.

Com també hem vist, en un grup de la taula periòdica tots els elements tenen la mateixa configuració electrònica en l'última capa; és per això que tots aquests elements presenten propietats similars. Però, què passa quan baixem en un grup? Hi estem introduint nous nivells energètics on podem allotjar electrons, això fa que, per exemple, la mida de l'àtom vaja augmentant.

D'altra banda, també hem comentat que els gasos nobles presenten una reactivitat molt baixa, és a dir, són molt estables. De fet són els únics elements que podem trobar aïllats en la naturalesa. Això fa que ens preguntem el perquè d'aquesta estabilitat especial. Si ens fixem en la capa de valència d'aquests elements veiem que tots ells tenen el nivell energètic corresponent al seu període complet. A més si fem la configuració electrònica veiem que tots ells tenen, excepte l'heli perquè en el primer nivell només caben 2 electrons, 8 electrons de valència en l'últim nivell, això és el que anomenem la regla de l'octet: quan els àtoms tenen 8 electrons en la capa de valència diem que la capa està completa i l'àtom serà, per tant, més estable.


VARIACIÓ DEL RADI ATÒMIC

Estrictament parlant, la mida d'un àtom és un concepte podríem dir aproximat, ja que els àtoms no tenen una forma concreta i el núvol d'electrons que envolta el nucli no té una frontera definida. Per conveni, els àtoms són considerats esfèrics i es pren com a radi atòmic la meitat de la distància mínima entre dos nuclis d'un element.

En general, el radi atòmic augmenta en baixar en un grup. Això és degut com hem comentat a que en baixar en un grup introduïm un nou nivell energètic, és a dir, una nova capa d'electrons. Cada capa nova està més allunyada del nucli, fent que la mida sigua cada vegada més gran.

Font: iiquimica.blogspot.com

En avançar en un període, però, es produeix el que anomenem contracció atòmica. A causa que els àtoms d'un mateix període estan en un mateix nivell, conforme avancem cap a la dreta no hi trobem noves capes però augmentem el nombre de protons (que són, com sabem, càrregues positives). En augmentar el nombre de càrregues positives els electrons (tenen càrrega negativa) se senten més atrets per forces electrostàtiques, fent que els àtoms siguen cada vegada més "compactes". Així doncs, en avançar en un període disminueix el radi atòmic.

VARIACIÓ DE L'ENERGIA DE IONITZACIÓ

Definim l'energia d'ionització com l'energia necessària per arrancar un electró d'un àtom (el més extern). El fet que siga més o menys dificultós arrancar un electró depèn de forces electrostàtiques i de la configuració electrònica. També parlem de segona energia d'ionització com l'energia necessària per arrencar un segon electró.

L'energia d'ionizacion disminueix en baixar en un grup. El motiu és que la mida de l'àtom, com hem comentat anteriorment, va en augment i tenim cada vegada més capes d'electrons. Això fa que els electrons externs estiguen menys atrets pel nucli i coste menys arrencar-los.

Pel mateix motiu, quan avancem en un període l'energia d'ionització va en augment, ja que la mida de l'àtom és cada vegada menor. A més, conforme ens acostem a la configuració de gas noble als diferents àtoms li falten cada vegada menys electrons per aconseguir completar la seva capa de valència. Això fa que els elements situats més a la dreta de la taula periòdica tinguen més tendència a guanyar, que a perdre electrons.

Font: Wikipèdia


Hi ha altres propietats ( les veurem en un altre curs com) que varien periòdicament al llarg de la taula periòdica, com ara el radi iònic, l'afinitat electrònica o l'electronegativitat.

Font: quimica1plantel7.blogspot.com









La taula periódica

Benvinguts i benvingudes de nou al meu blog!

Hem vist fins ara els diferentes models atòmics desenvolupats al llarg de la història. A continuació veurem com s'organitzen els elements al llarg de la taula periòdica. En aquesta taula ordenem tots els elements químics coneguts de menor a major nombre atòmic. A cadascuna de les 7 files li diem període i a cadascuna de les 18 columnes li diem grup.

Aquí podeu veure un exemple de la taula periòdica dels elements. Tots els elements d’un mateix grup tenen la mateixa configuració electrònica en els electrons de la capa de valència. Això fa que les propietats d'aquests elements siguen similars.

Font: Wikipedia

Alguns dels grups principals són els següents:

  • Grup 1: Alcalins. Tenen 1 electró a l'últim nivell (capa de valència). Han de perdre 1 electró per a aconseguir una configuració més estable (última capa completa): es converteix en un ió amb càrrega +1.
Resultado de imagen de precauciones del sodio
Explosió de sodi en contacte amb l'aigua.
Font: Wikipedia

  • Grup 2: Alcalinoterris. Tenen 2 electrons a l'ùltim nivell.  Han de perdre 2 electrons per a aconseguir una configuració més estable: es converteix en un ió amb càrrega +2.
  • Grup 16: Amfígens. Tenen 6 electrons a l'últim nivell. Han de guanyar 2 electrons per a aconseguir una configuració més estable: es converteix en un ió amb càrrega -2.
  • Grup 17: Halògens. Tenen 7 electrons a l'últim nivell. Han de guanyar 1 electró per a aconseguir una configuració més estable: es converteix en un ió amb càrrega -1.
  • Grup 18: Gasos nobles. Tenen 8 electrons a l'ultim nivell, és a dir, tenen completa la capa de valència. Això fà que no necessiten guanyar o perdre electrons. Com a conseqüència, són els elements més estables de la taula periòdica.

Tots els elements dels grups 1 i 2, a excepció de l'hidrògen, son metalls. Els elements dels grups 3 al 12 s'anomenen metalls de transició; entre aquests hi trobareu alguns molt coneguts, com l'or, el coure o el ferro. Del grup 13 al 17, el caràcter metàl.lic va augmentant a mesura que descendim en el grup. Per exemple, en el grup 16 tots són no-metalls menys el poloni, i en el grup 17, dels halògens, tots són no-metalls.


Mecànica quàntica: Els orbitals

El model atòmic actual és l'anomenat model mecanicoquàntic, que fou establit per Edwing Schrödinger (1887-1961). Aquest model associa funcions matemàtiques a les partícules subatòmiques.


En el model atòmic actual passem de la idea de que els electrons estan girant al voltant del nucli a dir que els electrons ocupen certs orbitals, que són una regió de l'espai en què hi ha una probabilitat màxima de trobar l'electró.

 Hi ha diferents tipus d'orbitals depenent del nivell i subnivell energètic.

Font: study.com


La configuració electrònica és la distribució dels electrons al voltant del nucli. Per fer-ho, utilitzarem el diagrama de Moeller, el qual veurem a continuació amb un exemple. Anomenem electrons de valència als que estan situats a l'últim nivell.

Exemple: Configuració electrónica de l’àtom de sofre (S):

Si volem fer ara la configuració electrònica de l'àtom de sofre, el primer és conèixer el nombre d'electrons que hi tenim. A continuació, situarem els electrons en els nivells que ens va dient el diagrama de Moeller. Cal tenir en compte el nombre d'electrons que hi caben en cada nivell.



Nombre atòmic del S = 16
Tenim 16 electrons
Allotgem els electrons segons l’ordre d’ompliment que ens mostra el diagrama
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4


Diagrama de Moeller
Font: wikipedia
 
 



Càlculs amb els nombres atòmic i màssic

Font: 540-Los elementos químicos

Per representar qualsevol àtom s'utilitza un símbol i dos nombres: El símbol és normalment la inicial del nom llatí de l'element, o seguit d'una altra lletra si hi ha coincidències (C, Co, Ca,...)



  • El nombre atòmic (Z) indica el nombre de protons que tenim a ún àtom.
  • El nombre màssic (A), indica el nombre de protons més el nombre de neutrons.


Si volem conèixer el nombre de protons, neutrons i electrons d'un element químic, hem de tenir en compte també la càrrega elèctrica d'aquest (q). Un àtom neutre té el mateix nombre d'electrons que de protons (ambdós tenen la mateixa càrrega elèctrica però amb signe contrari)


NomSímbolCàrrega (C)Càrrega relativaMassa (kg)Masa (uma)
electróe-1.6*10^(-19)-19.11*10^(-31)0
protóp1.6*10^(-19)11.673*10^(-27)1
neutrón001.675*10^(-27)1

Com podem veure a la taula anterior, la massa de l'electró és pràcticament despreciable si la comparem amb la dels neutrons o els protons, que és, si fa no fa, la mateixa. La càrrega depén del nombre de protons i electrons, ja que els neutrons no tenen càrrega elèctrica.

Quan un àtom guanya o perd electrons, es converteix en un amb càrrega elèctrica:
  • Si perd electrons, la càrrega global serà positiva i en diem catió.
  • Si guanya electrons, la càrrega global serà negativa i en diem anió.
Així doncs, si volem conèixer el nombre d'aquestes partícules subatòmiques que hi ha dins d'un àtom determinat, o d'un ió, podem fer servir les següents relacions:

Z = p
A = p + n
q = p - e

on:

Z = nombre atòmic
A = nombre màssic
q = càrrega
p = nombre de protons
n = nombre de neutrons
e = nombre d'electrons

A l'apartat "AVALUACIÓ" hi trobareu activitats on podreu practicar els càlculs.