Conceptes Fonamentals de Química: Enllaços, Estructura i Propietats

Enllaços Químics

Els àtoms s’uneixen per assolir l’estabilitat, generalment aconseguint la configuració de gas noble (regla de l’octet: 8 electrons a la darrera capa). Hi ha tres tipus principals d’enllaç:

• Enllaç Iònic

  Es forma entre un metall i un no metall. Implica la transferència d’electrons, formant-se ions (cations i anions). Les substàncies iòniques solen formar estructures cristal·lines. Exemple: NaCl (clorur de sodi).

• Enllaç Covalent

  Es forma entre no metalls. Els àtoms comparteixen electrons. Poden formar molècules (com H₂O) o xarxes covalents (com el diamant).

• Enllaç Metàl·lic

  Es forma entre metalls. Consisteix en un "mar" de nuclis positius envoltats per electrons lliures i deslocalitzats, que són els responsables de la bona conductivitat elèctrica i tèrmica. Exemple: Coure (Cu).

Substàncies

Les substàncies es classifiquen segons la composició dels seus àtoms:

• Substàncies Elementals

  Formades per un sol tipus d’àtom. Exemples: O₂ (oxigen), diamant (carboni pur).

• Substàncies Compostes

  Formades per més d’un tipus d’àtom. Exemples: H₂O (aigua), NaCl (clorur de sodi).

Tant les substàncies elementals com les compostes poden formar molècules (com H₂O) o xarxes cristal·lines (com NaCl).

Propietats de les Substàncies

• Propietats Iòniques

  Són sòlids a temperatura ambient, durs i generalment solubles en aigua. Condueixen bé l’electricitat si estan dissolts o fosos, però no en estat sòlid.

• Propietats Covalents

  • Moleculars: Tenen punts de fusió baixos i generalment no condueixen l’electricitat.
  • Cristal·lines (xarxes): Tenen punts de fusió molt alts i tampoc no condueixen l’electricitat (excepte el grafit). Exemple: Diamant.

• Propietats Metàl·liques

  Són generalment sòlids (excepte el mercuri), bons conductors elèctrics i tèrmics, mal·leables (es poden deformar sense trencar-se) i dúctils (es poden estirar en fils). Els seus punts de fusió són variats.

Polaritat en Enllaços Covalents

En els enllaços covalents, si els àtoms units tenen una diferència significativa d’electronegativitat, l’enllaç és polar (com en l’aigua, H₂O). La polaritat pot donar lloc a la formació de ponts d’hidrogen i altres forces intermoleculars (com les forces de Van der Waals), que influeixen en les propietats físiques de les substàncies.

Formulació i Nomenclatura Química

La formulació i nomenclatura es basen en la valència o l’estat d’oxidació dels elements. Els sistemes més comuns són:

• Nomenclatura Sistemàtica

  Utilitza prefixos numèrics (mono-, di-, tri-, tetra-, etc.) per indicar el nombre d’àtoms de cada element. Exemple: Cl₂O₃ es nomena triòxid de diclor.

• Nomenclatura de Stock

  Indica la valència o l’estat d’oxidació de l’element metàl·lic (o del menys electronegatiu) amb nombres romans entre parèntesis. Exemple: FeCl₂ es nomena clorur de ferro (II).

Tipus de Compostos Químics

A continuació, es presenten alguns dels tipus de compostos més comuns:

• Òxids

  Compostos formats per oxigen i un altre element. Exemple: Fe₂O₃ (òxid de ferro (III)).

• Peròxids

  Compostos que contenen el grup -O-O- (oxigen amb estat d’oxidació -1). Exemple: H₂O₂ (peròxid d’hidrogen).

• Hidrurs Metàl·lics

  Compostos d’hidrogen amb metalls. L’hidrogen actua amb estat d’oxidació -1. Exemple: FeH₃ (hidrur de ferro (III)).

• Hidrurs No Metàl·lics

  Compostos d’hidrogen amb no metalls (especialment dels grups 16 i 17). L’hidrogen actua amb estat d’oxidació +1. Exemple: H₂S (sulfur d’hidrogen o àcid sulfhídric).

• Sals Binàries

  Compostos formats per un metall i un no metall (sense oxigen ni hidrogen). Exemple: CaSe (selenur de calci).

• Hidròxids

  Compostos formats per un metall i el grup hidroxil (OH^-). Exemple: Cu(OH)₂ (hidròxid de coure (II)).

Taula Periòdica dels Elements

La Taula Periòdica és una organització dels elements químics ordenats per nombre atòmic (Z) creixent. Permet predir les seves propietats.

• Grups (Columnes)

  Els elements en un mateix grup tenen el mateix nombre d’electrons de valència i, per tant, propietats químiques similars.

• Períodes (Files)

  En un mateix període, el nombre atòmic (Z) augmenta d’esquerra a dreta, i els elements tenen el mateix nombre de capes electròniques.

• Blocs

  Els elements es classifiquen en blocs s, p, d, f segons l’orbital on es troba l’últim electró de la seva configuració electrònica.

• Tipus d'Elements

  • Metalls: Situats a l’esquerra de la taula, tendeixen a donar electrons i formar cations.
  • No-metalls: Situats a la dreta, tendeixen a acceptar electrons i formar anions.
  • Metal·loides: Presenten un comportament mixt, amb propietats intermèdies entre metalls i no-metalls.
  • Gasos Nobles: Grup 18, són molt estables i generalment no formen enllaços químics.

Configuració Electrònica

La configuració electrònica és la distribució dels electrons d’un àtom en els seus orbitals atòmics. Es realitza seguint el diagrama de Moeller, que ordena els orbitals segons l’energia creixent:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s...

Cada orbital pot contenir un nombre màxim d’electrons:

• Orbital s: màxim 2 electrons (2e^-)
• Orbital p: màxim 6 electrons (6e^-)
• Orbital d: màxim 10 electrons (10e^-)
• Orbital f: màxim 14 electrons (14e^-)

Els nombres quàntics descriuen els electrons en els orbitals:

• El nombre quàntic principal (n) indica el nivell d’energia (1, 2, 3...).
• El nombre quàntic azimutal (ℓ) indica el tipus de subnivell (s: ℓ=0, p: ℓ=1, d: ℓ=2, f: ℓ=3).

Cada subnivell té un nombre d’orbitals:

• Subnivell s: en té 1 orbital.
• Subnivell p: en té 3 orbitals.
• Subnivell d: en té 5 orbitals.
• Subnivell f: en té 7 orbitals.

Cada orbital conté com a màxim 2 electrons amb spin oposat (Principi d'Exclusió de Pauli). Els electrons es col·loquen omplint primer els orbitals de menys energia i després els superiors (Principi d'Aufbau).

Exemple de Configuració Electrònica

Carboni (Z=6): 1s² 2s² 2p². L'última capa (2s²2p²) és la capa de valència, que determina la reactivitat química de l'àtom.

Models Atòmics

L’evolució del coneixement sobre l’estructura de l’àtom s’ha reflectit en diferents models:

• Model de Dalton (1803)

  Proposava que els àtoms eren indivisibles, indestructibles i neutres, i que els àtoms d’un mateix element eren idèntics.

• Model de Thomson (1897)

  Conegut com el "púding de panses", descrivia l’àtom com una esfera de càrrega positiva amb electrons incrustats.

• Model de Rutherford (1911)

  Basat en el seu experiment de la làmina d’or, va proposar un nucli petit i positiu al centre, amb els electrons girant al voltant en una gran regió buida.

• Model de Bohr (1913)

  Va introduir el concepte d’òrbites definides per als electrons, amb energia quantitzada. Els electrons només podien ocupar certes òrbites estables.

• Model de Sommerfeld (1916)

  Va estendre el model de Bohr, permetent òrbites el·líptiques i introduint el concepte de subnivells d’energia dins de cada nivell principal.

• Model de Schrödinger (1926)

  És el model actual. Descriu els electrons com a núvols de probabilitat (orbitals), on no hi ha trajectòries fixes, sinó zones on és més probable trobar els electrons.

Regla de l’Octet

La regla de l’octet estableix que els àtoms tendeixen a tenir 8 electrons a la seva capa de valència per assolir una configuració electrònica estable, similar a la dels gasos nobles. Les excepcions notables són l’hidrogen i l’heli, que busquen tenir 2 electrons a la seva capa de valència.

Aquesta regla explica la formació de:

• Cations: Àtoms que perden electrons per assolir l’octet (o el duet), adquirint una càrrega positiva.
• Anions: Àtoms que guanyen electrons per assolir l’octet, adquirint una càrrega negativa.

Exemples de Configuració Electrònica

Els electrons de l’últim nivell són els de valència i determinen la reactivitat química.

• Carboni (Z=6): 1s² 2s² 2p²
• Oxigen (Z=8): 1s² 2s² 2p⁴
• Alumini (Z=13): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

Exemples de Formulació i Nomenclatura

• Fe₂O₃: Òxid de ferro (III)
• HCl: Àcid clorhídric
• NaH: Hidrur de sodi
• NH₃: Amoníac
• Cl₂O: Monòxid de diclor

Classificació d'Elements Importants

• Metalls: Tendeixen a donar electrons.
• No-metalls: Tendeixen a acceptar electrons.
• Metal·loides: Presenten un comportament mixt.
• Gasos Nobles: Són inerts (poc reactius).

Altres Exemples de Compostos

• CO: Monòxid de carboni
• H₂O₂: Peròxid d’hidrogen
• Fe(OH)₃: Hidròxid de ferro (III)
• CuCl: Clorur de coure (I)
• CuCl₂: Clorur de coure (II)
• CaH₂: Hidrur de calci
• H₂S: Sulfur d’hidrogen
• CaF₂: Fluorur de calci
• NaOH: Hidròxid de sodi
• Cl₂O₇: Heptaòxid de diclor

Isòtops

Els isòtops són àtoms d’un mateix element que tenen el mateix nombre de protons (mateix Z) però diferent nombre de neutrons. Això implica que tenen diferent massa atòmica. Exemple: Carboni-12 i Carboni-14.

Ions

Els ions són àtoms o molècules que han guanyat o perdut un o més electrons, adquirint una càrrega elèctrica neta.

• Cations: Ions amb càrrega positiva. Es formen quan un àtom perd electrons (típicament metalls).
• Anions: Ions amb càrrega negativa. Es formen quan un àtom guanya electrons (típicament no-metalls).