1- El sistema periòdic dels elements i les seves agrupacions.

INTRODUCCIÓ Aquesta unitat didàctica estarà dividida en dues parts que són la taula periòdica i els tipus d’enllaços. Cada part té una part teòrica per introduir el tema i unes activitats per ajuda-.te a comprendre millor la teoria. Cal fer totes les activitats, unes són veure un vídeo, altres fer activitats on-line o bé jugar.També trobaràs tests per veure el teu nivell d’assoliment del tema. Trobaràs unes activitats per lliurà al professor i al final de cada part els criteris d’avaluació. Si tens algun dubte pots enviar un correu al professor o fer una consulta personal.

1ra PART

1-La taula periòdica

En el segle XIX Mendelelev va presentar una taula, on els elements estan agrupats per famílies i ordenats per ordre creixent de la seva massa atòmica.Més tard Moseley els va ordenar per ordre creixent del nombre atòmic (nombre de protons).

Com pots veure els elements estan agrupats en períodes (files) i grups (columnes).Com pots observar hi ha 7 períodes .

En cada grup apareixen els elements que presenten el mateix nombre d’electrons en l’últim nivell ocupat.

a)Practica amb aquesta web(1) http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Mendeleiev/TablaBasica.htm

b)Observa les diferents famílies(2) http://nea.educastur.princast.es/repositorio/VIDEOS/2_1_nea_colab08_BACH_05%20La%20estructura%20de%20la%20materia%20B.swf

c)En aquesta taula dinàmica pots veure les diferents propietats dels elements (3) http://www.ptable.com/?lang=es

d)Configuració electrònica

Els electrons d’un element estan situats en orbitals, estan col.locats en capes seguint un ordre ,mira el diagrama de Moeller L’orbital s té simetria esfèrica al voltant del nucli atòmic. Caben 2 electrons. La forma geomètrica dels orbitals p és la de dos esferes aplatades cap al punt de contacte,el qual és el nucli atòmic, i orientades segons els eixos de coordenades.En cada orbital caben 2 electrons com hi ha tres (px, py, i pz) en total caben 6 electrons. Els orbitals d tenen una forma més diversa.Hi ha orbitals dxy, dyz,dyx, dx^2-y^2 i dz^2, com en cada un caben 2 electrons , en total caben 10 electrons. Els orbitals f són més complexos hi caben 14 electrons.

e)Cada família té una configuració electrònica semblant, es ha dir tenen el mateix nombre d’electrons en la última capa

Bloc s: Els últims electrons de la conf. electrònica ocupen un orbital
tipus s.
Bloc p: Els últims electrons de la conf. electrònica ocupen un orbital
tipus p.
Bloc d: Els últims electrons de la conf. electrònica ocupen un orbital
tipus d.
Bloc d: Els últims electrons de la conf. electrònica ocupen un orbital
tipus f.

Aquests últims electrons es coneixen amb el nom d’electrons de valència, aquests electrons són els responsables de tota la reactivitat dels elements.

Ara podem entendre perquè tots els elements dins d’un mateix grup
tenen propietats químiques i físiques similars ja que tenen
una configuració electrònica semblant.

f)Per escriure l’estructura electrònica d’un element hem de saber el seu nombre atòmic (Z), es poden escriure d’aquesta forma:

Com pots observar hi ha varies formes d’escriure la configuració electrònica. Pots veure que cada electró està representat per una fletxa i que si estan en el mateix orbital cada fletxa apunta en una direcció, en química aquest fet s’anomena desaparellats.

En la web següent pots veure diferents configuracions http://www.edu365.cat/batxillerat/ciencies/taula/configuracion.html

Exercicis per practicar:

http://www.educaplus.org/play-333-Ejercicios-de-configuraci%C3%B3n-electr%C3%B3nica.html

http://tablaperiodica.in/ejercicios-de-configuracion-electronica-2

http://tablaperiodica.in/ejercicios-de-configuracion-electronica-1

test per realitzar sobre configuració:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celectron.htm

g)estructura electrònica segons al grup o família que pertany:

Grup 1: Tots els elements del grup 1 acaben en ns1 (n=1,2,3…) alcalins

Grup 2: Tots els elements del grup 2 acaben en ns2 alcalins-terris

Grup 13: Tots els elements del grup 13 acaben en ns2 np1 terris

Grup 14: Tots els elements del grup 14 acaben en ns2 np2 grup de bor

Grup 15: Tots els elements del grup 15 acaben en ns2 np3 carbonoides

Grup 16: Tots els elements del grup 16 acaben en ns2 np4 anfìgens

Grup 17: Tots els elements del grup 17 acaben en ns2 np5 halogens

Grup 18: Tots els elements del grup 18 acaben en ns2 np6 (configuració electrònica molt estable) gasos nobles.

Si vols ampliar els teus coneixements i veure les configuracions dels metalls de transició, dels lantànids i actínids pots anar a aquesta web:

http://blocs.xtec.cat/quimica1rbat/files/2009/05/tema-10-la-taula-periodica.pdf

d)Aquí tens més informació dels elements(4) http://www.lenntech.es/periodica/tabla-periodica.htm http://pse.merck.de/merck.php?lang=ES

e)Pots practicar els teus coneixements (5)

http://clic.xtec.cat/db/jclicApplet.jsp?project=http://clic.xtec.cat/altres/tauclic1/tauclic1.jclic.zip&lang=ca&title=La+taula+peri%F2dica+dels+elements&skin=@simple.xml

f)Jocs basats en la taula periòdica (6) http://www.quimitris.com/

g)Pots fer el següent test(7) http://www.iesalandalus.com/joomla3/images/stories/FisicayQuimica/flash/formulacion/test_tablaperiodica_3eso.swf

Per comprovar si et saps la taula (8)

http://www.thatquiz.org/es-m/ciencia/tabla-periodica/

h)Per acabar has de presentar un Mydocumenta d’un element de la taula períodica (9) que et cridi l’atenció amb els següents apartats: -Propietats més significatives ( estat en que es troba a la natura, punt de fusió, etc).Classificar en metall, no metalls, etc. -Quan es va descobrir. -Obtenció i aplicacions. -Efectes en la salut. -Efectes ambientals.

Aqui tens una plantilla

http:/www.mydocumenta.com/index.php?proyecto_token=CFDC9FD78E6090087CA9C5693DA1AA7A

El treball es té que lliurar al correu del professor en la data que se indicarà. —-Per acabar que millor que veure un vídeo dels elements quan es combinen.(10) [youtube]http://youtu.be/T14D61PdYko[/youtube]

2-Propietats de la taula periòdica

Algunes propietats físiques i químiques es repeteixen amb certa regularitat al llarg dels grups i els períodes del Sistema Periòdic.Això es degut a la configuració electrònica.

2.1-Radi atòmic

És la meitat de la distància entre els nuclis de dos àtoms iguals enllaçats entre si.

Per veure com varia el radi em de tenir en compte la càrrega nuclear efectiva. Els protons del nucli fan una força d’atracció sobre els electrons i això farà variar al radi. L’atracció dels electrons pel nucli està debilitada per la repulsió que exerceixen els altres electrons, que provoquen un fenomen que s’anomena d’ apantallament.

Axí la càrrega nuclear real (efectiva) serà el número el número de protons (Z) menys un valor que es pot calcular que s’anomena apantament, que depèn dels electrons que hi ha en les capes internes.

En un període:Augmenta el nombre atòmic, per tant s’incrementa la càrrega nuclear (Z) però el nombre de nivells ocupats no varia. En el període del 2, el liti té una configuració Li=1s²2s¹ i el neó Ne=1s²2s²2p⁶ , tots dos tenen dos nivells que es van omplint d’electrons, el nucli cada vegada té més protons i l’atracció és més forta, per tant hi ha una disminueix la distància entre ells. Podem dir que en un període el radi si anem capa la dreta serà més petit el radi.

En un grup: Al anar capa baix augmenta el nombre d’electrons d’un mateix grup o família, però ara s’incrementa el nombre de nivells ocupats, cada vegada hi ha mès capes que impedeixen als protons actuar ( més apantallament), això provoca que un grup al anar capa baix augmenti el radi.

2.2-Energia d’ionització

Per arrancar un electró d’un àtom es necessita una certa energia. Aquesta energia s’anomena energia d’ionització : X + 1ªE.I. X⁺ + e^–

En un període: En augmentar el nombre atòmic, es a dir al anar capa la dreta, s’incrementa l’atracció nuclear sobre l’electró més extern, ja que el radi es menor, i necessitaré més energia per treure el electró. L’energia d’ionització augmentarà.

En un grup: Si baixem en el grup augmenta el nombre atòmic, però disminueix l’atracció nuclear sobre l’electró més extern, ja que augmenta el radi atòmic,per tant necessitaré menys energia per treure un electró.

Com sempre hi haurà irregularitats si observem els valors de les energies d’ionització.

Si un element té energia d’ionització baixa donarà amb facilitat cations.Això és el cas del grup I i II de la taula periòdica.

2.3-Afinitat electrònica

L’afinitat electrònica o electroafinitat d’un àtom és l’energia despresa quan s’afegeix un electró a un àtom neutre per formar un ió negatiu (anió).

X + e⁻ → X⁻

Aquesta energia ens informa de la tendència que té un àtom a formar anions.Com més energia es desprengui més fàcilment es formarà un anió, aquests elements són els no metalls, es a dir els elements de la dreta de la taula periòdica.

Així en la taula periòdica:

2.4-Electronegativitat

És la tendència que té un àtom per atraure els electrons d’altres àtoms. Quant més a la dreta de la taula periòdica es troba un àtom més tendència té a agafar electrons per tenir l’estructura de gas noble i per tant més gran és la seva electronegativitat.

2na PART

Després de col·locar els elements en la taula periòdica i veure les configuracions electròniques i les seves propietats, podem passar a estudiar com es combinen els diferents elements, per obtenir una estructura estable.

3-Agrupacions d’àtoms

Es poden distingir els elements formats per àtoms iguals (estudiats en la taula periòdica) i els compostos formats per molècules iguals que es poden descompondre en altres materials més senzills.(11) [youtube]http://youtu.be/TvhQDmBvQgE[/youtube]

3-La regla de l’octet

Els àtoms dels elements tendeixen a guanyar, perdre o compartir electrons per tal d’aconseguir que el seu nivell més extern adquireixi la configuració de gas noble.(12) [youtube]http://youtu.be/uvZCFupdI4U[/youtube] 3.1.Excepcions a la regla de l’octet. •A més de l’hidrogen, hi ha altres elements, com el beril·li o el bor, que es queden amb menys de vuit electrons al nivell de valència una vegada formats els enllaços covalents corresponents.

4-L’enllaç químic

És la unió que s’estableix entre els àtoms. En aquest esquema pots veure els diferents tipus d’enllaços químics:

Activitats per entendre l’enllaç:(13) http://clic.xtec.cat/projects/enlace/jclic/enlace.jclic.zip

4.1.Mira aquest vídeo per entendre millor l’enllaç iònic i covalent (14)

5.Esctructura electrònica

.Per saber el tipus d’enllaç que tindrà lloc entre els àtoms, és necessari saber l’estructura electrònica, fes aquestes activitats per recordar com es fa:(15)

http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1162/html/35_ejercicios_de_configuracin_electrnica.html

http://www.educaplus.org/play-333-Ejercicios-de-configuraci%C3%B3n-electr%C3%B3nica.html

6–L’enllaç iònic

Aquest enllaç té lloc entre elements d’electronegativitat molt diferent, un dels elements dona els electrons, hi es queda amb carga positiva (catió) i l’altre agafa aquests electrons i queda carregat amb carrega negativa (anió).Així tots els àtoms tenen 8 electrons en el últim nivell electrònic.

Mira aquest vídeo:(16) [youtube]http://youtu.be/_BslF3FVYEk[/youtube] Per tant els enllaços iònics es formen mitjançant la unió de compostos metàl·lics i no-metal·lics.El metall dona un o més electrons, formant cations amb una configuració electrònica estable. Aquestos electrons, ingressen en el no-metall, originant un anió, també amb una configuració electrònica estable. El dos són estables, ja que han complit la regla del octet. Gràcies a l’atracció electrostàtica entre els ions de carga oposada, fa que s’unisquen i formen un compost. El gran nombre d’enllaços que s’efectuen donen pas als cristalls iònics, formant xarxes cristal·lines.

6.1.Força de l’enllaç iònic

Les forces d’enllaç iònic són electrostàtiques, és a dir, que es donen entre els ions de diferent signe, un electropositiu i un altre electronegatiu (que posseeix una alta afinitat electrònica).

Per exemple, en el clorur de sodi, un ió Na+ exercirà la seva força atractiva sobre els ions *Cl- amb igual intensitat en totes les adreces de l’espai per a una distància donada. Aquesta característica de les forces d’enllaç iònic dóna lloc a la formació d’estructures iòniques espacials i regulars en les quals cada ió està lligat a un grup ordenat d’ions de signe contrari que li envolta.(veure dibuix anterior del NaCl).
Aquest tipus d’enllaços és molt comú entre els elements de les columnes o grups I i II, amb menor energia d’ionització( tendeixen a donar els electrons de la última capa)i els elements dels grups XVI i XVII (VI i VII respectivament)què tenen una major afinitat electrònica (tendeixen a gafar electrons).

6.2.Propietats dels enllaços i els compostos iònics

Punts de fusió i ebullició elevats Degut a la forta atracció dels ions de càrrega oposada, els cristalls tenen punts de fusió i ebullició elevats, els àtoms són més estables, i necessitaran un nivell d’energia molt alt per a perdre la seva estabilitat i trencar l’estructura i arribar a fondre’s i convertir-se en líquids.

Formen xarxes cristal·lines formant sòlids.

Sòlids durs i trencadissosSón sòlids durs, la duresa, entesa com la oposició a ser ratllat, es molt gran en els compostos iònics.El ser ratllat suposa la ruptura dels enllaços, però això resulta difícil degut a l’estabilitat de l’estructura cristal·lina. però a la vegada són fràgils, que es poden trencar amb facilitat, és més fàcil que els seus anions i cations s’alineen amb àtoms del mateix signe, i això fa que es repulsen, i es trenquen amb facilitat.

Són solubles en dissolvents polars com l’aiguaÉs fàcil que es dissolen en dissolvents polars, com per exemple l’aigua.

Baixa conductivitat elèctrica i tèrmica al estat sòlid.En estat sòlid no condueixen ni l’electricitat ni la calor, ja que els àtoms estan molt junts i estables i hi estan inmovilitzats, i per tant, no poden conduir ni l’electricitat ni la calor.

Quan es tracta de substancies dissoltes tenen una conductivitat alta.Quan estan dissoltes en aigua o un altre dissolvent polar, tenen una conductivitat molt alta, condueixen l’electricitat i la calor més fàcilment.

7-L’enllaç covalent

Com ja s’ha vist és la unió de dos o més àtoms que comparteixen un o més parells d’electrons. Aquest tipus d’enllaç segon el nombre d’electrons compartits serà: 7.1.Enllaç senzill-Cada àtom aporta un electró al enllaç, un exemple es la molècula de hidrògen. 7.2.enllaç doble– -cada àtom aporta dos electrons al enllaç, comparteixen dos pars d’electrons, aquest és el cas de l’oxigen (O₂): 7.3-Enllaç triple-cada àtom aporta tres electrons al enllaç, comparteixen tres pars d’electrons, un exemple és el nitrògen. En aquesta web tens exercicis per practicar:(17) http://www.fullquimica.com/2013/08/ejercicios-y-problemas-resueltos-sobre.html

8.Estructura de Lewis

Passos per a representar el diagrama de Lewis d’una molècula senzilla: 1. Comptem tots els electrons de valència 2. Es tria quin és l’àtom central que generalment és el menys electronegatiu. Mai és l’hidrogen, ni l’oxígen. 3. Formem els enllaços entre l’àtom central i els perifèrics 4. Els electrons restants es situen com a parells solitaris per a completar els octets. 5. Hem de comprovar si la distribució electrònica és correcta i si d’aquesta distribució en resulta una espècie elèctricament neutra.

9-Tipus d’enllaç covalent

-Segon estiguin compartits els electrons del enllaç tenim: a)Enllaç covalent pur o apolar-Es tracta d’un enllaç on els dos àtoms són iguals ,per exemple l’hidrogen, l’oxigen, etc.No hi ha cap desplaçament de la carrega. b)Enllaç covalent polar-Quan el àtoms són d’electronegativitat molt diferent, per exemple HCl, aigua i amoníac.Hi ha un desplaçament de la carrega i es forma un dipol. c)Enllaç covalent coordinat o datiu-En aquest enllaç el parell d’electrons compartits son donats per un sol àtom, un exemple és l’ió amoni (es pot formar un compost com el clorur d’amoni).

10-Estructura espacial de les molècules

Les molècules covalents es poden representar en l’espai, mira aquesta pàgina i observa les seves estructures espacials.(18) http://www.iesrdelgado.org/tomasgomez/2%C2%BA%20Bachillerato/QUIMICA/enlace%20covalente/punto3d.htm

11-Forces intremoleculars

També hi ha enllaços entre les molècules amb enllaç covalent. a)FORCES DE VAN DER WAALS ENTRE MOLÈCULES POLARS: són forces febles de caràcter electrostàtic entre els dipols de les molècules de substàncies polars (μ≠0). Es denominen forces dipol-dipol.

b)FORCES DE VAN DER WAALS ENTRE MOLÈCULES APOLARS O FORCES DE LONDON: són forces molt febles de caràcter electrostàtic entre les molècules de substàncies apolars, a causa de la distribució asimètrica de la càrrega que genera un dipol instantani. Es produeixen entre molècules d’H2, F2, Cl2 o I2. Aquestes forces augmenten amb la grandària dels àtoms i les molècules ja que depenen fortament de la geometria de les molècules.

Si vols aprofundir més:(19)

http://www.quimitube.com/videos/fuerzas-de-london-o-de-dispersion-dipolo-instantaneo-dipolo-inducido

c)ENLLAÇOS D’HIDROGEN: L’enllaç d’hidrogen es produeix quan un àtom d’hidrogen unit covalentment a un àtom molt electronegatiu (F, O, N) interacciona amb un parell d’electrons no compartit d’altre àtom petit i electronegatiu. És característic de substàncies que contenen enllaços N-H, O-H i F-H. La força d’aquest enllaç augmenta amb la diferència d’electronegativitat entre els àtoms implicats i com més petita sigui la grandària d’aquests. Així es justifiquen l’increment dels punts d’ebullició dels alcohols i algunes solubilitats en aigua.

13-Propietats dels compostos covalents

La formació d’enllaços covalents pot donar lloc a dos tipus de substàncies amb estructures i propietats completament diferents. Aquestes dues substàncies són els cristalls covalents i les substàncies moleculars 13.1-Els cristalls covalents^[8] estan constituïts per xarxes tridimensionals que s’estenen al llarg de tot el cristall on trobem els àtoms units entre si mitjançant enllaços covalents. Normalment els àtoms que formen els cristalls covalents són per exemple: carboni,silici i oxigen.

Tenen una gran duresa mecànica.
Tenen punts de fusió elevats ja que per fondre’s, s’han de trencar els enllaços covalents entre els àtoms i, per a això, es necessita una gran temperatura. Així, són en general sòlids.
Els cristalls covalents són aïllants elèctrics ja que no presenten càrregues en moviment a causa del fet que els electrons de valència estan units als enllaços covalents molt fermament.
Són molt resistents i insolubles en qualsevol tipus de substàncies ja que no formen interaccions amb altres àtoms pel fet que es necessita molta energia per trencar els enllaços covalents entre els àtoms dels cristalls.

13.2-Les substàncies moleculars són un conjunt de molècules, cada una d’elles formada per àtoms units entre si mitjançant enllaços covalents. Aquestes molècules s’uneixen mitjançant forces intermoleculars.

Les substàncies moleculars, degut a la debilitat de les forces intermoleculars, són sòlids tous, ja que quan es ratllen es trenquen les forces intermoleculars; i, en general, no mal·leables.
Tenen punts de fusió i ebullició baixos el que implica que la majoria d’aquestes substàncies siguin gasos a temperatura ambient.
Degut a l’absència de càrregues elèctriques en moviment, les substàncies moleculars no són conductores de l’electricitat sinó que són aïllants.
La solubilitat de les substàncies moleculars depèn de si es tracta de substàncies formades per molècules polars o per molècules apolars. Així, les primeres es dissoldran en dissolvents polars com l’aigua mentre que les segones ho faran en dissolvents apolars com el tetraclorur de carboni.

Exemples: Hi ha moltes substàncies moleculars, però entre elles hi ha l’hidrogen (H₂), l’aigua (H₂O), l’amoníac (NH₃), els compostos orgànics…(20)

https://youtu.be/-yLlhOmkvy4

14-Enllaç metal·líc

L’enllaç metàl·lic es produeix entre els àtoms metàl·lics.

Els àtoms metàl·lics perdren els electrons de valència, els cations formen una estructura ordenada en la qual els electrons es mouen amb llibertat, formant un núvol electrònic.
Les forces d’atracció entre els ions positius i els electrons són molt fortes.

14.1.Propietats de l’enllaç metàl·lic

Les forces d’atracció entre els cations i els electrons són fortes, i això determina que els punts de fusió i ebullició dels metalls siguin elevats.

La mobilitat dels electrons permet justificar la conductivitat elèctrica dels metalls.

Les propietats de deformació sense trencament del cristall (ductilitat i mal·leabilitat), s’expliquen per la possibilitat de lliscament de les capes de cations sense canviar l’entorn dels ions.

Pots veure aquest vídeo per comprendre millor aquest enllaç(21)

14-Test sobre enllaços

Pots respondre a les següents preguntes:(22) a)Es pot formar un enllaç iònic entre àtoms del matiex element? b)Són verdaderes o falses les afirmacions següents:

El enllaç iónic origina cristalls.
Un sólido iónic es dissol en aigua
Els cristalls iònics són tous.

c)Per què es formen molècules individuals en els compostos iònics? Ara pots anar a la web següent i respondre a les qüestions que es planteixen.(23 i 24) http://www.edu.xunta.es/centros/iesvirxedomar/system/files/ActividadesENLACE.pdf http://es-puraquimica.weebly.com/enlaces-quimicos-ejercicios.html

15-Resum sobre els enllaços

Aquí tens un enllaç que explica molt bé tot el que has estudiat(25) http://slideplayer.es/slide/169141/

16-Jugar al trivial amb els enllaços (26)

http://www.testeando.es/test.asp?idA=43&idT=hzkchkio

AVALUACIÓ

Aquesta segona part de l’unitat didàctica té com a finalitat conèixer els diferents enllaços i veure les propietats que tenen les substàncies. Es realitzaran les activitats que es proposen i s’entregarà el myDocumenta,amb les definicions de cadascun dels enllaços i les propietats de les substàncies. S’avaluarà les competències bàsiques: 1.Comunicativa lingüística :expressió i ortografia correcta. 2.Tractament de l’informació :Es valorarà positivament la tria de les propietats i característiques més importants dels elements. 3.Competència digital: Bon ús del myDocumenta i de les pàgines web. 4.Autonomia i iniciativa personal. Treballar de forma responsable quan es realitzen les activitats tant a classe com a casa. 5.Expressió oral correcta, amb vocabulari específic. Es realitzarà una exposició oral davant els companys.

4t Física i química