1. L’ Àtom. La taula periòdica

ÍNDEX DELS CONTINGUTS

1. Teoria atòmica. Models atòmics.

2. L’àtom: estructura i propietats

2.1 Nombre atòmic i Nombre màssic

2.2 Isòtops. Ions.

2.3 Els orbitals atòmics

3. Configuració electrònica.

4. La taula periòdica dels elements.

1. Teoria atòmica. Models atòmics.

Tota la matèria està formada per partícules molt petites que s’anomenen àtoms.

El nom àtom prové del llatí atomum, i aquest del grec atomos(= indivisible);  és a dir a+tomo: deriva de a- (‘no’) i tómo (divisible). Tot i que la paraula àtom vol dir indivisible, els àtoms estan formats per partícules encara més petites, les partícules subatòmiques.

Més d’un 99,94% de la massa del àtom està concentrada en el seu nucli, en general repartida de manera aproximadament equitativa entre protons i neutrons. El nucli d’un àtom pot ser inestable i patir una transmutació mitjançant desintegració radioactiva.

Els electrons en el núvol de l’àtom estan repartits en diferents nivells d’energia o orbitals, i determinen les propietats químiques del mateix. Les transicions entre els diferents nivells donen lloc a l’emissió o absorció de radiació electromagnètica en forma de fotons, i són la base de l’espectroscòpia.

Cada element químic està format per àtoms del mateix tipus (amb el mateix nombre de protons i la mateixa estructura electrònica bàsica), i que no és possible dividir mitjançant processos químics.

Podríem dir que els àtoms són els maons de l‘univers, el “Lego” de la natura.

El concepte d’àtom com a bloc bàsic i indivisible que compon la matèria de l’univers ja va ser postulat per l’escola atomista en l’Antiga Grècia. La proposta atòmica va tenir menys acceptació que l’altra. Era més fàcil imaginar que la matèria estava formada per aigua, aire, terra o foc, totes elles substàncies conegudes, que no pas per unes partícules invisibles anomenades àtoms. Gràcies al prestigi que tenia Aristòtil, la teoria continuista es va mantenir vigent en el pensament de la humanitat durant més de 2000 anys.

Fins a principis del segle XIX (1803) la química va avançar de la mà dels alquimistes. L’alquímia pretenia explicar com una substància es podia transformar en una altra. Un dels objectius principals era la recerca de la pedra filosofal*, que hauria de permetre transformar qualsevol metall en or i aconseguir la fórmula de l’elixir de la vida.

* [La pedra filosofal, era una substància ansiosament buscada pels alquimistes i cobejada perquè se li suposaven virtuts meravelloses, no només la d’aconseguir l’or sinó la de guarir algunes malalties i atorgar la immortalitat. Per a la fabricació d’or es buscava un material que facilités la barreja de mercuri i sofre perquè se suposava que aquest era el camí encertat. A partir d’aquesta barreja trobarien el noble metall]

Uns vint segles després (1661), el físic i químic anglès Robert Boyle, al segle XVII, va trencar amb l’alquímia i va definir els elements com aquelles substàncies que no podien ser descompostes en altres més simples. Va ésser el naixement d’una nova ciència: la química.

Però fou John Dalton qui va proposar, al principi del segle XIX, una teoria atòmica basada en les lleis fonamentals de la química que en aquell moment es coneixien.

Durant molts segles, la teoria atòmica havia caigut en l’oblit fins que la idea d’àtom esdevingué imprescindible, el segle XIX, per explicar la ciència moderna. Amb el desenvolupament de la física nuclear al segle XX es va comprovar que l’àtom pot subdividir-se en partícules més petites.

Fins al model actual que tenim de l’àtom i a partir de la teoria atòmica de Dalton s’han succeït una sèrie de models atòmics.

I aquí teniu la presentació que hem vist a l’aula:


Enllaços d’interès per ampliar i millorar  els teus apunts:

Iniciació interactiva a la matèria (castellà)

Les substàncies pures (unitat didàctica de McGraw-Hill)

L’àtom i els models atòmics (castellà)

L’evolució del model atòmic (castellà)

Els primers models atòmics: de Thomson a Bohr (en castellà)

Els models atòmics

El model atòmic de Dalton

El model atòmic de Rutherford també explicat a la web 100cia Química: El átomo de Rutherford . L’experiment de RutherfordErnest Rutherford va ser Premi Nobel de Química (tot i que ell es considerava físic!) el 1908 per les seves investigacions en la desintegració dels elements i en la química de les substàncies radioactives

El model atòmic de Bohr. Si la teva curiositat et porta a voler saber més sobre la Teoria quàntica que va servir de fonament per al model atòmic proposat per Bohr, aquí tens un enllaç amb una explicació simplificada (encara que difícil!) de la Teoria quàntica.

Apunts complets del tema (en castellà)

2. L’ àtom: estructura i propietats

La matèria està formada per partícules molt petites que s’anomenen àtoms.

Un àtom és la part més petita que forma part d’un sistema químic. És la mínima quantitat d’un element químic que presenta les mateixes propietats de l’element.

Els àtoms són les unitats bàsiques de la química, i es conserven durant les reaccions químiques, durant les quals els àtoms es reorganitzen, canviant els enllaços entre ells, però no es creen ni es destrueixen.

Els àtoms s’agrupen formant molècules. Cada tipus de molècula és la combinació d’un cert nombre d’àtoms disposats d’una manera concreta. Per exemple, la molècula d’aigua (H2O) conté dos àtoms d’hidrogen enllaçats a un d’oxigen, i la molècula de metà (CH4) conté sempre quatre àtoms d’hidrogen, units a un àtom de carboni.

Vull tornar a dalt

2.1 Nombre atòmic. Nombre màssic. Isòtops. Ions.

La identitat d’un àtom i les seves propietats vénen donades pel nombre de partícules que conté.

El que distingeix a uns elements químics d’altres és el nombre de protons que tenen els seus àtoms en el nucli. , ja que aquest és fix per als àtoms d’un mateix element. Tots els àtoms amb un mateix nombre de protons pertanyen al mateix element i tenen les mateixes propietats químiques. Quan un àtom perd o guanya protons, es transforma en un àtom d’un altre element.

Els àtoms queden identificats amb dos nombres:

El nombre atòmic (Z)

El nombre atòmic és el nombre de protons d’un àtom. Es representa amb la lletra Z i s’escriu com a subíndex a l’esquerra del símbol de l’element: ZX

Exemples: 1H, 8O, 26Fe.

Els àtoms s’identifiquen pel nombre atòmic. Per exemple: Tots els àtoms d’hidrogen tenen 1 protó en el seu nucli, tots els àtoms d’oxigen tenen 8 protons en el seu nucli, tots els àtoms de ferro tenen 26 protons en el seu nucli.

En un àtom neutre, el nombre de protons coincideix amb el nombre d’electrons. Per tant, Z també representa el nombre d’electrons de l’àtom neutre.

El nombre màssic (A)

El nombre màssic és la suma del nombre de protons i de neutrons d’un àtom. Es representa amb la lletra A i s’escriu com superíndex a l’esquerra del símbol de l’element: AX.

Exemples: 1H, 8O, 26Fe.

 2.2 Els ions i els isòtops

Els ions: cations i anions

Els àtoms tenen el mateix nombre de p+ que d’e¯ i són neutres electrònicament. Quan un àtom guanya o perd electrons es converteix en ió i queda carregat elèctricament.

El procés de guanyar o perdre electrons (respecte a l’àtom o la molècula neutres) s’anomena ionització. Depenent d’això distingim:

Cations: Un catió és un àtom que ha perdut electrons i té una càrrega elèctrica positiva.

Anions: Un anió és un àtom que ha guanyat electrons i té una càrrega elèctrica negativa.

Se solen representar els cations i els anions amb el símbol de l’àtom corresponent acompanyat del subíndex”+” o “-“, respectivament (per exemple, Na+ o F¯)

Si el nombre d’electrons guanyat o perdut és més gran que un, això també s’indica (per exemple, Mg2+ o O2-).

Vull tornar a dalt

Els isòtops

Pot haver-hi àtoms d’un mateix element amb nombre diferent de neutrons (mai de protons), i per tant amb un nombre màssic diferent: són els isòtops.

Els isòtops d’un element químic són àtoms amb el mateix nombre atòmic però diferent nombre màssic. És a dir, els seus nuclis atòmics tenen el mateix nombre de protons però diferent nombre de neutrons. El nom ve del grec isos, mateix, i topos, lloc, a causa del fet que ocupen el mateix lloc en la Taula periòdica dels elements.

Els isòtops d’un element, tenen el mateix nombre atòmic, Z, però diferent nombre màssic, A.
Per exemple, aquests són els principals isòtops de l’hidrogen;

1H o hidrogen-1 : hidrogen amb un protó i cap neutró, Z=1, A=1, també anomenat proti.
2H o hidrogen-2 : hidrogen amb un protó i un neutró, Z=1, A=2, també anomenat deuteri.
3H o hidrogen-3: hidrogen amb un protó i dos neutrons, Z=1, A=3, també anomenat triti.

IMPORTANT: Recorda que tots els àtoms d’un element químic tenen el mateix nombre atòmic Z, és a dir, tots tenen el mateix nombre de protons, però no necessàriament han de tenir el mateix nombre màssic A. Els isòtops són els àtoms que tenen el mateix nombre de protons i diferent nombre de neutrons. Els isòtops són àtoms d’un mateix element químic.

Vull tornar a dalt

2.3 Els orbitals atòmics

La teoria acceptada actualment és que l’àtom es compon d’un nucli de càrrega positiva, format per protons i neutrons, en conjunt coneguts com nucleó. La major part de la massa d’un àtom es concentra en el nucli (format per protons i neutrons, els quals són 1836 i 1838 vegades més pesants que l’electró, respectivament).

Orbitant al voltant d’aquest nucli es troba un núvol d’electrons de càrrega negativa. Els electrons orbiten en nivells d’energia, també coneguts com a orbitals.  En la descripció d’un àtom en el context de la mecànica quàntica, se substitueix el concepte d’òrbita pel d’orbital atòmic.

Un orbital atòmic és la regió de l’espai al voltant del nucli en el qual la probabilitat de trobar un electró és màxima.

Per descriure la situació d’un electró en un àtom cal utilitzar quatre nombres quàntics:

tres d’aquests nombres fan referència a l’orbital: nombre quàntic principal o n, nombre quàntic secundari o del moment angular o l i el nombre quàntic magnètic o ml. Aquests tres nombres descriuen la mida, la forma i l’orientació en l’espai dels orbitals en un àtom.

i un quart nombre quàntic referit al propi electró . És el nombre quàntic de spin o s.


Continua: Apunts ampliats sobre els orbitals atòmics

Lliçó interactiva sobre els orbitals atòmics

Vull tornar a dalt

3. Configuració electrònica

El terme configuració electrònica, és usat en la química  per a referir-se a la distribució dels electrons, en els orbitals al voltant del nucli d’un o més àtoms. Les propietats químiques dels elements depenen de la configuració electrònica.

La configuració electrònica d’un àtom a l’estat fonamental, o de mínima energia, es troba tenint en compte el principi d’exclusió de Pauli, la regla d’Aufbau i la regla de màxima multiplicitat de Hund.

Principi d’exclusió de Pauli

Estableix que en un àtom no pot haver-hi dos electrons amb els quatre nombres quàntics iguals.

Per tant, com que un orbital ja ve fixat per tres nombre quàntics, els electrons s’han de diferenciar en el quart nombre quàntic (nombre quàntic de spin). Com que el nombre quàntic spin només pot tenir dos valors (+1/2 o -1/2), en un orbital nombres pot haver-hi dos electrons amb spins oposats.

Aquesta regla defineix doncs el nombre màxim d’electrons que pot contenir cada nivell o capa. Aquest nombre ve donat per la següent expressió:

Nombre d’electrons = 2n2        on n és el nombre de nivell o capa

 1r nivell n = 1…  2 · 12 = 2 electrons

 2n nivell n = 2 2 · 22 = 8 electrons

 3r nivell n = 3 … 2 · 32 = 18 electrons

 4t nivell n = 4  2 · 42 = 32 electrons

 Orbitals s = 2 electrons

 Orbitals p (hi ha 3) = 6 electrons

 Orbitals d (hi ha 5) = 10 electrons

 Orbitals f (hi ha 7) = 14 electrons

Regla d’Aufbau

En un àtom els electrons ocuparan orbitals de manera que la seva energia sigui la menor possible.

L’energia dels orbitals per àtoms de diversos electrons ve determinada pels nombres quàntics n i l. A cada orbital, també anomenada nivell, li correspon un determinat valor d’energia. Com més proper està un nivell del nucli, més baixa és la seva energia.

Els electrons, absorbint o cedint energia, poden canviar de nivell. Si un electró absorbeix energia, pot saltar cap a una òrbita més llunyana del nucli i si, en canvi, emet energia, passarà a una òrbita més propera al nucli.

L’energia dels orbitals no coincideix exactament amb l’ordre dels nivells. Per exemple, el subnivell 4s té una menor energia que el 3d.

Segons el principi d’Aufbau, la configuració electrònica d’un àtom s’expressa mitjançant la seqüència següent:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p 66s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

L’ordre d’ocupació dels orbitals està recollit a l’anomenat Diagrama de Moeller, on s’hi representen els tipus d’orbitals, és a dir, quan s’escriu un 2p, es representen els tres orbitals 2p (2px, 2py, 2pz); si s’escriu 3d, es representen els cinc orbitals 3d; i si s’escriu 4f es representen els set orbitals 4f.

És un esquema molt útil per recordar en quin ordre es van omplint els orbitals. Has de saber, però, que hi ha uns pocs elements als que no se’ls hi pot aplicar aquest diagrama per conèixer la seva configuració electrònica.


Vull tornar a dalt

4. La taula periòdica

La taula periòdica dels elements és un sistema de classificació, ordenació i distribució de tots els elements químics conforme a les seves propietats i característiques. Actualment està estructurada  en 7 files i 18 columnes que agrupen els 118 elements coneguts fins ara. Aquesta taula va ser ideada per Dmitri Mendeléiev i Julius Lothar Meyer (treballant per separat) i ha estat corregida i modificada fins la versió actual.

4.1 Una mica d’història

Al llarg del segle XIX va augmentar espectacularment el nombre dels elements químics coneguts. Es va comprovar, a més, que entre alguns elements existien notables semblances en les seves propietats químiques i físiques. Davant d’aquest fet, i per tal de presentar de manera racional els coneixements de la Química, es va creure que podria ser molt útil ordenar els elements d’alguna manera que reflectís les relacions existents entre ells.

Després de diversos intents, el 1869 el químic rus Dimitri Ivánovich Mendelèiev va presentar una taula en la qual apareixien els elements distribuïts en files i columnes, agrupats ordenadament en diverses famílies, seguint un ordre creixent de masses atòmiques.

Un any després ho va fer Julius Lothar Meyer, que de manera independent a Mendelèiev  havia ordenat els elements basant-se en la periodicitat dels volums atòmics en funció de la massa atòmica dels elements.

Per aquesta data ja eren coneguts 63 elements dels 90 que hi ha a la natura. La classificació la van dur a terme els dos químics d’acord amb els criteris següents:

• Col·locar els elements per ordre creixent de les seves masses atòmiques.

• Van situar en el mateix grup elements que tenien propietats comunes com la valència.

Gràcies a la distribució que realitzà, Mendeléiev pogué predir l’existència d’elements químics encara no descoberts (gal·li, germani,…) i les propietats físiques  i químiques que tindrien. El descobriment d’algun d’aquests elements es realitzà poc després (el gal·li el 1875, el germani el 1886,…) i es confirmaren les prediccions fetes pel químic rus, la qual cosa donà un fort suport a la seva taula periòdica.

Posteriorment la taula periòdica original de Mendeléiev s’hagué de modificar per incloure grups d’elements que no havien estat predits (gasos nobles, lantànids) o que se sintetitzaren a laboratoris perquè no existeixen en la natura (actínids) donant lloc a la taula periòdica actual.

Quan es va descobrir que un element queda caracteritzat pel seu nombre atòmic, es va comprovar que el criteri correcte de classificació dels elements a la taula no era en base a l’ordre creixent de la massa atòmica sinó en base a l’ordre creixent del nombre atòmic.

Vull tornar a dalt

4.2 Estructura de la taula periòdica

Actualment es coneixen 118 elements diferents, dels quals només 92 es troben en la natura, la resta s’han obtingut al laboratori.

A la taula periòdica cada element es representa mitjançant el seu símbol, el nombre atòmic i la massa atòmica.

En la taula periòdica s’hi reflecteix la llei periòdica descoberta per Mendeléiev:

  • les propietats físiques i químiques varien amb regularitat periòdica en ordenar els elements per ordre creixent de nombre atòmic, i

  • s’observa una semblança dels elements en les seves propietats químiques cada cert número de nombres atòmics.

La taula periòdica s’estructura en en 7 files horitzontals anomenades períodes i 18 columnes que constitueixen els grups, de manera que els elements que tenen propietats químiques i físiques semblants queden situats en les mateixes columnes.

• Les 7 fileres s’anomenen períodes.

• Les 18 columnes s’anomenen grups o famílies.

Descobreix i aprèn més sobre períodes i famílies, ampliat els apunts aquí: Períodes i grups de la taula periòdica.

A la taula periòdica hi ha una divisió en forma d’escala que separa els elements metàl·lics dels no metàl·lics. Els elements que toquen la divisió són els semimetalls.

Els metalls són el grup majoritari d’elements de la taula periòdica. Ocupen la banda esquerra i el mig. Un element és metall quan té tendència a desprendre dels electrons de la seva última capa o capa de valència (formant cations). A temperatura ambient són sòlids (menys el mercuri, que és líquid) i brillants. Són bons conductors de la calor i de l’electricitat, dúctils, mal·leables.

Els no metalls estan situats a la regió superior dreta de la taula periòdica. Al contrari dels metalls, són mals conductors de la calor i de l’electricitat són molt fràgils i no poden estirar en fils ni en làmines. A temperatura ambient es troben en els tres estats de la matèria: són gasos (com l’oxigen, nitrogen, clor), líquids (brom) i sòlids (com el carboni). No acostumen a tenir brillantor metàl·lica i no reflecteixen la llum.

Els semimetalls o metal·loides se situen en diagonal, fent de frontera entre els metalls i no metalls. Tenen propietats químiques intermèdies entre les dels metalls i no metalls. La seva diferència principal amb els metalls és que tendeixen a ser semiconductors en lloc de conductors. Són semimetalls el bor (B), el silici (Si), el germani (Ge) i l’arseni (As). A temperatura ambient són sòlids.


 Els metalls alcalins

 Taula periòdica interactiva amb dades d’estructura electrònica, espectres, propietats físiques i tècniques, radis… Conté activitats.

Una excel·lent i completa taula periòdica dinàmica per conèixer la configuració electrònica de tots els elements. Molt recomanable!

Curiositats de la Taula Periòdica. Si vols conèixer més sobre els seu origen, la seva
estructura i les seves propietats. Explicacions molt senzilles i amenes (en castellà)

Aquestes lliçons virtuals us ajudaran a entendre millor els elements, les seves propietats i la seva classificació.

Taula periòdica de Lenntech

Unitat didàctica interactiva en Librosvivos que explica els fonaments del sistema periòdic i l’enllaç químic.

Vols imprimir-te una taula periòdica? Aquí tens una taula senzilla per imprimir i una altra taula més completa. També et pots imprimir la taula en català.

Vull tornar a dalt

2 thoughts on “1. L’ Àtom. La taula periòdica

  1. Mercè

    Hola Èlia, hola Josep i hola a tots els alumnes de 4t,
    Primer de tot dir-vos que estic contenta de veure que estudieu i entreu al bloc.
    La fórmula 2n2 ens indica el nombre MÀXIM d’electrons que pot contenir un nivell d’energia. Si us mireu els apunts que us vaig donar o entreu a l’apartat cofiguració electrònica de l’ennllaç “Taula periòdica interactiva” que teniu al bloc veureu que hi ha un nivell d’energia 3d.
    No us preocupeu, dilluns al matí si teniu algun dubte ho podem tornar a explicar.
    Molts petons
    Mercè

    Reply
  2. Èlia i Josep

    Hola Mercè! Hem estat estudiant la configuració electrònica i hi ha una cosa que no ens quadra… El nombre màxim d’electrons que pot contenir un orbital ve donat per la fórmula: 2n2. Al primer període va bé: 2·1^2=2, la configuració electrònica de l’heli és 1s2. Al segon també: 2·2^2=8, la configuració electrònica del neó és 1s2 2s2 2p6: 6+2 = 8. Però al tercer ja no va bé: 2·3^2=18. No correspon amb l’argó.
    S’aplica així, la fórmula?
    Gràcies!

    Reply

Deixa un comentari

L'adreça electrònica no es publicarà Els camps necessaris estan marcats amb *