Estructura atòmica, propietats periòdiques i enllaços químics

Enviado por Comunidad Xuletas y clasificado en Química

Escrito el en catalán con un tamaño de 3,21 KB

Estructura de la matèria

Teoria de Dalton

Àtoms: partícules esfèriques indivisibles. Elements diferents formats per àtoms de mida i massa diferent.

Limitacions: No explica isòtops ni components de l'àtom.

Teoria de Thomson

Àtom format per un conjunt d'electrons incrustats en una massa esfèrica de càrrega positiva. Explica ions i naturalesa elèctrica de la matèria.

Limitació: No diferencia entre nucli i escorça.

Model de Rutherford

Distingeix càrregues al nucli i escorça, parla de protons i electrons, i de partícules neutres.

Limitació: No explica espectres atòmics.

Model de Bohr

L'electró es mou en òrbites al voltant del nucli, energia quantitzada. Quan un electró canvia d'òrbita, emet o absorbeix energia.

Model Quàntic d'Orbitals

L'electró es descriu amb una funció matemàtica (orbital): S2, P6, D10, F14. Cada orbital té uns nombres quàntics:

  • NQ principal (n): mida i energia orbital (1s, 2s, 3s, 4s...).
  • NQ moment angular (l): forma orbital (s=0, p=1, d=2, f=3).
  • NQ moment magnètic (ml): orientació espacial (-l,...,0,...,l).
  • NQ d'espín (ms): alineació de l'electró (+-1/2).

Propietats periòdiques

Radi atòmic

Augmenta en baixar en un grup perquè cada cop es col·loquen electrons en capes més allunyades del nucli. Disminueix cap a la dreta d'un període perquè cada cop hi ha més protons que atrauen els electrons cap al nucli.

Potencial d'ionització

Energia necessària per arrencar un electró d'un àtom en estat fonamental gasós. Augmenta a mesura que el radi disminueix perquè els electrons estan més propers al nucli (més atracció).

Afinitat electrònica

Energia alliberada o absorbida per un àtom quan capta un electró. L'afinitat electrònica augmenta a mesura que disminueix el radi perquè els electrons estan més propers al nucli.

Electronegativitat

Tendència dels àtoms a atraure electrons d'un enllaç. Augmenta segons disminueix el radi, ja que el nucli atrau electrons amb més força.

Enllaç químic

Enllaç iònic

Àtoms amb electronegativitat diferent (metall - no metall). El no metall agafa electrons del metall.

Enllaç metàl·lic

Metall - metall. Formen xarxes cristal·lines per on circulen electrons.

Enllaç covalent

No metall - no metall. Comparteixen parells d'electrons. Únic enllaç que forma molècules.

Estructures de Lewis

  1. Calcular electrons de valència (si és ió, sumar o restar la càrrega).
  2. Col·locar els àtoms: el menys electronegatiu al mig (excepte H).
  3. Col·locar els electrons per parells.
  4. Completar l'octet convertint parells no enllaçants en enllaçants.
  5. Comptar càrregues formals de cada àtom:
    CFx= (electrons de valència) - (electrons compartits)/2 - electrons no compartits
  6. Fer que el màxim de càrregues formals siguin 0.
  7. Fer formes ressonants.