Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

UNITAT 6: L’ESTRUCTURA DE L’ÁTOME. SISTEMA PERIÓDIC

El coneixement de la composició interna de la matèr ia ens pot ajudar a predir el seu comportament i per t ant aprofitar millor les seues propietats i fer noves substàncies amb propietats interessants. En este te ma dependrem com es per dins la matèria i quina es la millor classificació dels elements químics per tal de comprendre millor les seus propietats.

1 Antecedents dels models atòmics Els primer documents sobre química han aparegut en escritura cueniforme i en gerogífics en les

tombes egipcies. Des de l'antiguitat, els hòmens s'han preguntat de què estan fetes les coses. El primer del que tenim

notícies va ser un pensador grec, Tales de Milet, qui en el segle VII abans de Crist, va afirmar que tot estava constituït a partir d'aigua, que enrarint-se o solidificant-se formava totes les substàncies conegudes. Amb posterioritat, altres pensadors grecs van suposar que la substància primigènia era una altra. Així, Anaxímenes, en el segle VI a. C. creia que era l'aire i Heràclit el foc.

En el segle V, Empédocles va reunir les teories dels seus predecessors i va proposar no una, sinó quatre substàncies primordials, els quatre elements: Aire, aigua, terra i foc. La unió d'estos quatre elements, en distinta proporció, donava lloc a la vasta varietat de substàncies distintes que es presenten en la naturalesa. Aristòtil (s'IV A.C), va afegir a estos quatre elements un quint: el quint element, l'èter o quinta essència, que formava les estreles, mentres que els altres quatre formaven les substàncies terrestres.

Durant els segles VI a IV abans de Crist, en les ciutats gregues va sorgir una nova mentalitat, una

nova forma de veure el món no com quelcom controlat pels déus i em manejat al seu capritx, sinó com una immensa màquina governada per una lleis fixes i immutables que l'home podia arribar a comprendre. Va ser este corrent de pensament la que va posar les bases de la matemàtica i les ciències experimentals.

Demòcrit, un d'estos pensadors grecs, més brillants del segle IV abans de Crist, es va interrogar sobre

la divisibilitat de la matèria. A simple vista les substàncies són contínues i es poden dividir. És possible dividir una substància indefinidament? Demòcrit pensava que no, que arribava un moment en què s'obtenien unes partícules que no podien ser dividides més; a eixes partícules les va denominar àtoms, que en grec significa indivisible. Cada element tenia un àtom amb unes propietats i forma específiques, diferents de les dels àtoms dels altres elements.

No obstant això, després de la mort d'Aristòtil, gràcies a les conquistes d'Alexandre el Gran, les seues

idees es van propagar per tot el món conegut, des d'Espanya, en occident, fins a l'Índia, en l'orient, i les idees de Demòcrit, sense estar oblidades completament, van caure en desús durant més de dos mil anys.

La mescla de les teories d'Aristòtil amb els coneixements pràctics dels

pobles conquistats van fer sorgir una nova idea: l'alquímia. Quan es fonien certes pedres amb carbó, les pedres es convertien en metalls, al calfar arena i calcària es formava vidre i semblantment moltes substàncies es transformaven en altres. Els alquimistes suposaven que ja que totes les substàncies estaven formades pels quatre elements d'Empédocles, es podria, a partir de qualsevol substància, canviar la seua composició i convertir-la en or, el més valuós dels metalls de l'antiguitat. Durant segles, els alquimistes van intentar trobar, evidentment en va, una substància, la pedra filosofal, que

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

transformava les substàncies que tocava en or, i a la que atribuïen propietats meravelloses i màgiques, com concedir la vida eterna.

Les conquistes àrabs del segle VII i VIII van posar en contacte a este poble amb les idees alquimistes,

que van adoptar i van expandir pel món, i quan Europa, després de la caiguda de l'imperi romà va caure en la incultura, van ser els àrabs, gràcies a les seues conquistes a Espanya i Itàlia, els que van difondre en ella la cultura clàssica. El més important alquimista àrab va ser Yabir (també conegut com Geber) funcionari d'Harún al-Raschid (el califa de Les mil i una nits) i del seu visir Jafar (després transformat en el conegut malvat de la pel·lícula de Disney). Geber va afegir dos nous elements a la llista: el mercuri i el sofre. La mescla d'ambdós, en distintes proporcions, originava tots els metalls. Van ser els àrabs els que van cridar a la pedra filosofal al-iksir i d'ací deriva la paraula elixir.

Encara que els esforços dels alquimistes eren vans, el seu treball no

ho fou. Van descobrir l'antimoni, el bismut, el zinc, els àcids forts, les bases o àlcalis (paraula que també deriva de l'àrab), i centenars de compostos químics. L'últim gran alquimista, en el segle XVI, Theophrastus Bombastus Von Hohenheim, més conegut com a Paracels, natural de suïssa, va introduir un nou element, la sal.

Robert Boyle, en el segle XVII, va rebutjar totes les idees dels

elements alquímics i va definir els elements químics com aquelles substàncies que no podien ser descompostes en altres més simples. Va ser la primera definició moderna i vàlida d'element i el naixement d'una nova ciència: La Química.

Durant els segles següents, els químics, van oblidar les idees

alquimistes i van aplicar el mètode científic. En este punt va ser molt important la aportació en el segle XVIII de Antoine de Lavoissier introduïnt l’us sistemàtic de la balança al laboratori de química. D'eixa manera, van descobrir nous i importants principis químics, les lleis que governeu les transformacions químiques i els seus principis fonamentals. Al mateix temps, es descobrien nous elements químics. Precisament per a explicar algunes d'estes lleis, les lleis ponderals, Dalton, en 1808 va proposar la primera teoria atòmica moderna.

2 EL MODEL ATÒMIC DE DALTON

El model atòmic de Dalton reprenia la idea que va proposar el grec Demócrit el segle IV (A.C.) i es basava en els següents principis:

• Els àtoms d'un mateix element son, indivisibles i

indestructibles, tots iguals entre si en massa i propietats.

• Els àtoms d'elements diferents són diferents en massa i propietats. • La unió d'àtoms d'elements diferents dona lloc a la varietat de substàncies conegudes • La ruptura de les unions entre els àtoms per a formar noves unions és l'origen de les

transformacions químiques

L'àtom de Dalton va ser molt profitós per a explicar les lleis de proporcionalitat en les reaccions químiques i en la composició de les substàncies. Però durant tot el segle XIX es descriviren i s'estudiaren diversos fenòmens físics que donaren a entendre que la matèria presentava una nova propietat que no es podia explicar mitjançant l'àtom de Dalton: la càrrega elèctrica. Podem citar entre altres :

Símbols químics de Dalton. Dalton encara simbolitzava els elements mitjançant pictogrames que recordaven l’epoca de l’alquímia, va ser el suec Jöns Jacob Berzelius qui estrenà la notació actual de nomenar als elements amb símbols fets amb lletres (N: nitrogen, Cu: coure, O. Oxigen...)c

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

• La electricitat estàtica • La pila elèctrica. • El tub de raigs catòdics • L'electròlisi. • La radioactivitat natural.

3 EL MODEL DE THOMSON

El físic anglès John Joseph Thomson, analitzant els tubs de raig catòdics va descobrir l’electró en 1897. Açò va ser la prova definitiva de que l’àtom havia de tenir una estructura interna. El primer model d’àtom amb electrons va ser proposat per el mateix Thomson en 1904. Segons aquest model l’àtom constaria de una massa positiva en al que estaven incrustats els electrons, com les panses dins de un pastís. La càrrega positiva neutralitzaria la negativa dels electrons i d’eixa manera explicaríem la neutralitat de l’àtom. havia descobert

4 EL MODEL ATÓMIC NUCLEAR

4.1. L'EXPERIMENT DE LA LÀMINA D'OR

EL físic neozelandés E. Rutherford (1871-1937) i els seus deixebles Geiger i Marsden van bombardejar una fina làmina d'or amb raigs alfa (partícules amb càrrega positiva emeses per substàncies radioactives).

Si es confirmava el model de Thomson, que totes les partícules havien de travessar la làmina i els seus impactes s’havien de recollir de manera uniforme darrere de la làmina. No va ser així: algunes partícules eixien desviades o fins i tot rebotades en sentit contrari.

Rutherford va concloure que l'àtom reunia tota la massa i la càrrega positiva en un punt diminut que va anomenar nucli, el qual estava envoltat per una distant capa d'electrons.

4.2. EL MODEL ATÒMIC NUCLEAR

D’aquestes conclusions va nàixer el Model Atòmic Nuclear de Rutherford. Les hipòtesis d'aquest model d'àtom són:

• L’àtom està constituït per un nucli central amb quasi tota la massa de l'àtom, que conté partícules

amb càrrega positiva anomenades protons. • En l'escorça hi ha els electrons, amb una massa negligible amb relació a la del nucli. Giren en

òrbites circulars concèntriques entorn del nucli i la seua càrrega negativa equilibra la positiva.

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

• La mida del nucli és molt menuda en comparació de la mida de tot l'àtom, i entre el nucli i l'escorça hi ha un espai buit

Experiments posteriors van permetre comprovar que en la majoria dels nuclis hi havia altres partícules sense càrrega elèctrica denominades neutrons.

Ara per poder caracteritzar el nucli d’un àtom calia definir dos números:

1. El nombre atòmic representa el nombre de

protons que hi ha en el nucli. Es representa amb la lletra Z.

2. El nombre màssic és la suma del nombre de protons i de neutrons del nucli. Es representa amb la lletra A.

A més: Un element químic ve caracteritzat pel número Z, és a dir el número de protons del nucli.

Per tant podem tindre nuclis del mateix element (igual Z) amb diferent número de neutrons (diferent massa i per tant diferent A). Aquests són el que es denomina isòtops, per que ocupen el mateix (iso=igual) lloc (topos=lloc) en la taula periòdica.

La massa atòmica s’expressa en Unitats de Massa Atòmica (u) que es defineix com la 12ava part de la

massa del isòtop de carboni 12 es a dir::

kgmuC

2810·66,112

11 12

6

−==

Per a calcular la massa d’un element que té diversos isòtops es fa una mitjana ponderada de la massa

dels isótops tenint en compte la seua abundància relativa.

4.3. ESPECTRES ATÒMICS Quan parlem de radiació la paraula “espectre” es refereix a un conjunt de radiacion que emet o

absorbeix un cos. Per exemple “espectre visible” es refereix a totes les radiacions que composen la llum visible, en aquest cas com els podem vore podem dir que son els diferents colors que composen la llum visible. Quan es comunica energia (tèrmica, elèctrica, etc.) als àtoms d'un element en estat gasós, aquests emeten llum. L’espectre que emet, es a dir el conjunt de radiacions que emet, es com una emprenta dactilar de l’element i s’anomena espectre atómic de l’element. Aquesta emissió procedeix de moviments d'electrons en l'escorça. Així doncs, estudiant la llum emesa, es pot deduir la disposició dels electrons en l'escorça.

A1.- EXPERIÈNCIA: Assaig a la flama

Preparem dissolucions de sals diverses i comprovem el color que dona una gota de cada dissolució a la flama usant un fil de níquel.

XAZ

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

Sal Color

Clorur de Liti

Clorur de Sodi

Clorur de Potassi

Clorur de Bari

Sulfat de Coure

L’experiència que hem fet és la base dels focs d’artifici de colors.

Si en cada cas la llum de l’experiència anterior la férem passa per un prisma i la projectàrem en una pantalla obtindríem l’espectre d’emissió de cada substància com una distribució de ratlles lluminoses de colors. Cada un dels espectres mostra un patró que és únic per a les substàncies de cada mostra. L’espectre es com una “empremta dactilar” dels elements que composen cada mostra.

Desgraciadament l’àtom de Rutherford , que explica bé els fenòmens elèctrics, no era suficient per

explicar els espectres atòmics i es va fer necessari refinar un poc mes la idea que es tenia de l’àtom.

4.4. L’ÀTOM DE BOHR I L’ESPECTRE DE L’HIDROGEN

L'any 1913, el físic danés N. Bohr (1885-1962) va presentar un model atòmic per a l'hidrogen que explicava l'estructura de l'escorça electrònica i justificava l'espectre atòmic d'aquest element. Es basava en tres postulats:

• L'electró gira entorn del nucli en òrbites circulars

d'energia fixa. • Només hi ha òrbites en què els electrons tenen valors

d'energia determinats. Per això, les òrbites també s'anomenen nivells d'energia, designats amb la lletra n = 1, 2, 3, 4...

• Quan l'electró passa d'un nivell d'energia superior a un altre d'energia inferior, la diferència d'energia s'emet com a llum.

Ara per explicar els espectres podem recórrer al esquemes

A i B.: A) Si es subministra l’energia suficient a un electró, en

forma de llum o calor, l’electró passa a el que s’anomena un estat excitat, es a dir a un estat de energia superior.

B) Com que aquests estats són inestables, ràpidament torna a nivells inferiors i emet la diferencia de energia entre el nivell superior i el inferior en forma de llum.

Com la diferencia de energia entre nivells es constant, el

tipus de llum que s’emet sempre és la mateixa. El desenvolupament matemàtic del model de Bohr explica

de manera molt satisfactòria les equacions experimentals obtingudes per a l’espectre de l’hidrogen durant eixa època.

+

∆E=hν Energia

+

∆E=hν Fotó hν

A

B

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

4.5. QUE NO EXPLICA EL MODEL DE BOHR

A mesura que es van anar usant equips espectrals que tenien més resolució, algunes ratlles que semblaven senzilles eren en realitat doblets (dos ratlles juntes) o triplets (tres ratlles juntes). Això, unit a la mala predicció que el model de Bohr feia per a àtoms polielectrònics, va fer que es proposara un nou enfocament per la descripció de l’àtom.

5 EL MODEL ATÓMIC ACTUAL

5.1. Principis de la mecànica cuàntica El model modern, al igual que el de Rutherford, considera el nucli format per protons i

neutrons i també considera una estructura de capes per als electrons però més complexa. El model actual es basa en la MECÀNICA CUÀNTICA que al seu torn es va basar en els següents fets:

a) La hipòtesi de Planck (1901)

En 1901 el físic alemany Max Planck va publicar un treball que s’anomenava “La distribució de l’energia en l’espectre visible”. En este treball demostrà que per a poder explicar la radiació visible que emetia la matèria quan es posava a una certa temperatura era necessari considerar que la llum estava formada per xicotes partícules, “quantums”, i que la energia de cada “quantum” val E = h·ν (ecuació de Planck). On h es una constant anomenada “constant de Planck” (6,62·10-34 J·s) i ν la freqüència. El model de Bohr ja va tenir en compte la hipòtesi de Planck b) Explicació de l’efecte fotoelèctric. (Albert Ein stein, 1905)

(http://www.educaplus.org/play-112-Efecto-fotoeléctrico.html) Temps arrere s’havia observant que era possible arrancar electrons de

la superfície d’un metall irradiant amb la llum apropiada. En el seu treball publicat en 1905 Einstein explicava per què el fet d’arrancar electrons de la superfície d’un metall depenia de la freqüència (color) i no de la intensitat (quantitat de llum). Per explicar-ho va prendre mà de l’equació de Planck i va suggerir que es necessitava una energia mínima per arrancar electrons d’un àtom. Com la energia, segons Planck, depèn de la freqüència si no tenim una freqüència mínima no aconseguirem arrancar cap electró. c) Dualitat ona-corpuscle. (1924)

En 1924 Louis De Broglie va proposar que qualsevol partícula amb massa i en moviment hauria de tenir associada una ona. Per tant el moviment de una partícula es podria explicar mitjançant una ona. Aquest comportament només es pot observar a nivell atòmic. S’ha demostrat que protons, neutrons i electrons tenen comportament de ona. Aquestes consideracions també expliquen part de model de Bohr

d) Principi d’incertesa de Heisenberg (1927)

Werner Heisenberg enuncià el seu principi de la seguent manera: “No es pot conèixer amb total precisió al mateix temps la posició i la velocitat de una partícula”. El principi de Heisenberg es formula amb una equació on apareix la constant de Planck, per tant només es nota el seu efecte a nivell microscòpic.

Atoms monoelectrónics: Només tenen un electró: Ex: H, He+, Li+2 Àtoms polielectrónics: poseeixem més d’un electró: Ex: Pràcticament tota la resta: Ex: 2He: Poseeix dos electrons: Ex: 3Li: Poseeix tres electrons:

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

5.2. L’equació d’ona De tot el que estos principis es dedueix que la descripció de l’àtom ha de tenir en compte la

natura ondulatòria de la matèria (De Broglie). A més ara no podem saber amb certesa on es troba l’electró (Heissenberg) per tant el nou model es descriurà probabilitats de trobar l’electró. Per suposat també haurem de tenir en compte que l’energia no pren valors qualsevol si que te unitats mínimes (Plank) i que per a arrancar electrons dels atoms es necessita una energia mínima que depèn de cada substància(Einstein)

Amb tot açò Erwin Schrödinger va obtenir una equació que considera l’electró una ona vibrant

al voltant del nucli. Esta equació es coneix com l’equació d’ona. La solució de l’equació d’ona dona a entendre que els electrons es troben al voltant de nucli

en diversos nivells energètics (numerats des del 1 fins infinit), que al seu torn es troben desdoblats en altres subnivells, i que els electrons omplin primer els nivells amb el números més baixos. La manera en que estan organitzats els electrons al voltant d’un àtom s’anomena configuració electrònica.

5.3. Nivells i subnivells (orbitals).

Com hem dit els electrons en l’atom es troven organitzats en nivells i subnivells. Estos subnivells reben el nom d’orbitals i es designen amb les lletres s, p, d i f. Ara la denominació òrbita no es apropiada per que el electró no segueix una trajectòria predefinida al voltant de l’àtom . Un orbital estableix la probabilitat de trobar l’electró en un lloc de l’espai, aquest espai es pot representar. Les solucions de la equació d’ona contemplen que en cada orbital només caben dos electrons. A més també segons la solució de l’equació d'ona.

• Els subnivells s (orbitals s) apareixen a partir del nivell 1.

En un orbital s caben 2 electrons. • Els subnivells p (orbitals p) apareixen a partir del nivell 2, i

van de tres en tres. En total cabran 6 electrons. • Els subnivells d (orbital d) apareixen a partir del nivell 3,

van de 5 en 5, caben per tant 10 electrons. • Els subnivell f (orbital f) apareix a partir del nivell 4, van de

7 en 7, per tant caben 14 electrons. Fixeu-se en les regularitats:

Tipus d’orbital A partir del nivell En grups de Electrons que caben

s 1 1 2

p 2 3 6

d 3 5 10

f 4 7 14

Per tant

• En el nivell 1 només apareix un subnivell (orbital) de tipus s (2 electrons) • En el nivell 2 apareixen orbitals tipus s i p (2+6= 8 electrons en total) • En el nivell 3 apareixen orbitals de tipus s, p i d (2+6+10=18 electrons en total)

ÉS INTERESSANT SABER Les lletres que

designen els subnivells (s, p, d, f) procedeixen dels noms anglesos de les línies espectrals que originen: sharp, principal, diffuse i fundamental.

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

• En el nivell 4 apareixen orbitals de tipus s, p, d i f (2+6+10+14= 32 electrons en total)

5.4. Configuració electrònica

La configuració electrònica d’un àtom es la manera en que estan organitzats els electrons en l’escorça de l’àtom. De la configuració electrònica d’un àtom depenen, en gran mesura, les propietats químiques de l’element.

El criteri principal per saber com emplenen els electrons els orbitals és l’energètic. Dins cada nivell, l'energia dels orbitals (subnivells) creix en la seqüència s → p → d → f

Els electrons aniran a parar l’orbital lliure de menor energia disponible. L’ordre d’energia creixent és

el que es mostra en la figura. La notació 1s2 significa que hi

ha dos electrons situats en el nivell 1, subnivell s.

Igualment, 2p5 significa que hi

ha 5 electrons situats en el nivell 2, als orbitals p, en els quals caben un màxim de 6 electrons.

La notació 3d8 significa que hi

ha 8 electrons situats en els orbitals d del 3, en el quals caben un màxim de 10 electrons.

Usant la notació descrita es

possible representar la configuració electrònica de un àtom. Per a fer la configuració electrònica cal recordar que en l’àtom neutre hi ha el mateix nombre de electrons que de protons i per tant el número d’electrons de l’àtom neutre és igual al número Z.

Exemples de configuracions electròniques:

• C (Z=6) : 1s2 2s2 2p4 : • Cu (Z=29) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8:

A2.- Escriu la configuració electrònica dels següents elements: H, N, O, Al, He, Na, Ca, Cu, S, Cl-, Ne,

Fe, N3+, Ar, Mg, Li y Br.

Nota: Consulta en la taula periòdica el número atòmic de cada element.

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

6 LA TABLA PERIÒDICA

6.1. HISTÒRIA La necessitat de classificar les substàncies ve de molt antic, pero si el que se volia era fer una

classificació dels elements primer era necessari trobar-los i mesurar les seues propietats. Des de l’antiguitat fins al descobriment científic del fòsfor en 1669, per part de Hennig Brand, només es coneixien uns quants elements (Coure, Plata, Or, Plom, Estany, Mercuri, Ferro...). Des d’aleshores es descobriren poc a poc nous elements. En 1813 J. Berzelius ja establí una classificació en metalls i no metalls. En 1869, quan Mendeleyev proposà la seua taula. ja es coneixien 63 elemets, la qual cosa ja permetia buscar semblances per a poder establir una classificació sistemática.

En l’any 1865 el químic anglés J. A. Newlands es dona compte que si es col·locaven els

elements coneguts fins l’epoca en ordre creixent de masses atòmiques, semblava que les propietas dels elements es repetia cada 8 elements, Ell anomenà aço la Llei de les octaves. Va aconseguir ordenar algunes files, però aleshores no es coneixien els gasos nobles i no es van trobar llocs per a elements acabats de descobrir. Altres científics proposaren altres classificacions mes o menys útils basades també en la repetició de propietats.

Però el que més èxit va tenir fou el químic rus Dimitri Mendeléiev (1834-1907) que en el

1869, va presentar una taula periòdica on classificava els elements segons les masses atòmiques creixents. L’èxit de Mendeleyev esdevingué en que, a més de posar ordenades en vertical els elements amb propietats químiques similars, va deixar espais buits per a elements no descoberts dels quals va fer prediccions de les propietats que després, quan s’identificaren aquest nous elements, resultaren certes.

Només faltá que en 1911, Henry Gwyn Moseley proposara l’ordenació dels elements pel

nombre atòmic Z creixent i que seguint aquest criteri, A. Werner i F. Paneth, ja amb quasi tots els elements descoberts, proposaren el 1952, la taula periòdica actual, denominada taula periòdica llarga.

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

A3.- El bor es presenta en la naturalesa en forma de dos isòtops: el 10B (en un 20%) i el 11B (en un 80%). Calcula la massa atómica mitjana del bor.

6.2. Períodes i grups

En la taula periòdica definitiva les fileres s’anomenen períodes i les columnes grups. En els períodes cada element té un protó més que l’anterior. En els grups cada element té una capa més que l’anterior i tots tenen configuració electrònica similar. Es per això que tots elements d’un grup tenen propietats químics paregudes i els grups reben els noms que s’hi il·lustren en la figura següent.

1 PERIODE

2

3

4

5

6

7

6.3. Metalls i no metalls Una de les primeres classificacions dels elements fou la separació entre metalls i no metalls.

Des del punt de vista químic el comportament metàl·lic te a vore amb la tendència a cedir electrons en la formació d’enllaços. Des del punt de vista físic els metalls solen tindre la brillantor metàl·lica i la conductivitat elèctrica i del calor que no tenen els no metalls. Com els gasos nobles no solen formar compostos químics no cedeixen, ni agafen electrons per tant no son ni metalls ni no metalls. Finalment cal comentar sobre els semimetalls que tenen propietats intermitges entre metalls i no metalls. Allò que els fa més interessants és que molts son semiconductors, per la qual cosa es gasten per fer circuits electrònics.

AL

CA

LIN

S

AL

CA

LIN

OT

ER

RIS

METALLS DE TRANSICIÓ TÉ

RR

IS

CA

RB

ON

OID

EU

S

NIT

RO

GE

NE

IDE

US

HA

LÓG

EN

S

GA

SO

S N

OB

LES

LANTÁNIDS

ACTÍNIDS

AN

FÍG

EN

S

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

6.4. Interpretació electrònica del sistema periòdi c

El format modern de la taula periòdica és un reflex de l'estructura electrònica dels elements que la formen. En efecte, cadascun dels blocs coincideix amb el subnivell de l'escorça electrònica que va sent ocupat successivament pels electrons.

• Bloc s. Format pels elements dels grups 1 i 2. Es caracteritzen perquè són metalls lleugers i la seua capa de valència és del tipus ns1 o ns2.

• Bloc p. Comprèn els elements dels grups 13 al 18. Aquests elements omplin els subnivells des de np1 fins a np8.

• Bloc d. Constituït pels elements dels grups 3 al 12. Són els denominats metalls de transició. • Bloc f. Denominats metalls de transició interna. Els elements situats en la mateixa fila formen un període: cada

clement té en el nucli dels àtoms un protó més que l'anterior, i si és neutre, un electró més en l'escorça. El nombre del període és el mateix nombre (n) de l'últim nivell electrònic que es va omplint.

Els elements de propietats químiques semblants es col·loquen, segons la intuïció de Mendeléiev, en un grup o columna. Es numeren de l'1 al 18 i s'admeten noms col·lectius per a alguns grups. El nombre del grup està relacionat estretament amb el nombre d'electrons de la capa de valència (la més externa) de l'àtom.

• - Elements s i d: el nombre d'electrons de la capa de valència coincideix amb el nombre del grup.

• - Elements p: el nombre d'electrons de la capa de valència s'obté restant 10 del nombre del grup.

Tots els elements d'un grup tenen el mateix nombre d'electrons en l'última capa.

S'anomenen electrons de valència i determinen el comportament químic de l'element i les seues propietats.

Física i Química 4t ESO IES LA PATACONA

6.5. Propietats periòdiques L’estreta relació que hi ha entre l’estructura electrònica dels diferents elements i les seues

propietats físiques i químiques implica que, igual que les seues configuracions varien periòdicament, les diferents propietats del elements també varien periòdicament al llarg de la taula, vegem algunes.

6.5.1 Radi Atòmic

El radi atòmic augmenta en baixar en un grup: El numero de capes augmenta i per tant els electrons

externs es troben cada vegada mes lluny del nucli. Per exemple: en els elements alcalins el major volum correspon al Franci i el menor Liti

El radi atòmic decreix en avançar en un període. En afegir un protó més al nucli la càrrega nuclear augmenta i els electrons de valència, que es troben tots en un mateix nivell, seran atrets amb més força.

6.5.2 Electronegativitat L’electronegativitat és una propietat molt útil quan

considerem els electrons que enllacen els àtoms. Es defineix com la capacitat d’atracció que té un element sobre els electrons d’enllaç. La propietat es mesura amb una unitats arbitrària. Per conveni s’assigna el valor 4 a l’àtom més electronegatiu (el Fluor) i desprès es calcula la resta d’electronegativitats comparant els àtoms quan formen enllaç. L’electronegativitat disminueix amb la tendència a cedir electrons. Per tant disminueix quan baixem en un grup i augmenta quan avancem en un periode.

6.5.3 Reactivitat La reactivitat química es la tendència que té

un element a reaccionar amb els altres. La reactivitat de metalls i no metalls és diferent. El metalls son més reactius quan més tendència tinguen a perdre electrons. Per tant els metalls més reactius son els que tenen menys electronegativitat i es troben davall i a l’esquerra de la taula (Cs i Fr). Els no metalls més reactius es troben just a l’extrem oposat i corresponen als elements més electronegatius (F i O)