QU´IMICA 1r Batxillerat
Grup Hipernova Pep Forteza Ferrer (Coordinador) Carlos Alonso Arias Josep Llu´ıs Borr`as Juan Agust´ı Ceba Herrero Llucia Sancho de la Jordana
Versi´o: 2.0 Darrera actualitzaci´o: 24/08/2015
Imatge de portada Alex Abian
´Index
1 Teoria at` omica i enlla¸ c qu´ımic 1.1 Com s’identifiquen els ` atoms . 1.1.1 Ions . . . . . . . . . . . 1.1.2 Is` otops . . . . . . . . . . 1.2 Model mecanoqu` antic . . . . . 1.2.1 Nombres qu` antics . . . 1.2.2 Configuraci´ o electr` onica 1.3 Taula peri` odica . . . . . . . . . 1.4 Enlla¸c qu´ımic . . . . . . . . . . 1.4.1 Enlla¸c i` onic . . . . . . . 1.4.2 Enlla¸c covalent . . . . . 1.4.3 Forces intermoleculars . 1.4.4 Enlla¸c met` al·lic . . . . . Activitats . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
7 7 7 8 8 9 10 10 11 12 13 15 16 17
2 Formulaci´ o inorg` anica 2.1 Definicions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.1.1 Val`encia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.1.2 Nombre d’oxidaci´ o . . . . . . . . . . . . . 2.1.3 Nomenclatura sistem`atica . . . . . . . . . 2.2 Subst` ancies simples . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.3 Ions simples . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.4 Composts binaris . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.4.1 Hidrurs i composts binaris amb hidrogen 2.4.2 Composts binaris amb oxigen . . . . . . . 2.4.3 Altres composts binaris . . . . . . . . . . 2.5 Composts ternaris i quaternaris . . . . . . . . . . 2.5.1 Hidr` oxids . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.5.2 Oxo` acids . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.5.3 Oxosals . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.5.4 Sals ` acides . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.6 Ions heteropoliat` omics . . . . . . . . . . . . . . . 2.6.1 Cations derivats dels hidrurs progenitors . 2.6.2 Anions derivats d’oxo`acids . . . . . . . . . 2.6.3 Anions derivats d’hidr`acids . . . . . . . . Activitats . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
19 19 19 20 20 21 22 23 24 24 25 26 26 26 27 28 29 29 29 29 30
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Models moleculars . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
31 31 32 33 33 34 35 36 38 39 40
. . . . . . . . . . . . .
3 Qu´ımica del carboni 3.1 Qu´ımica del carboni . . . . . . . 3.2 L’` atom de carboni . . . . . . . . 3.3 F´ ormules dels composts org`anics. 3.4 Propietats generals . . . . . . . . 3.5 Fam´ılies i s`eries hom` ologues . . . 3.6 Hidrocarburs . . . . . . . . . . . 3.6.1 Alcans . . . . . . . . . . . 3.6.2 Alquens . . . . . . . . . . 3.6.3 Alquins . . . . . . . . . . 3.6.4 Hidrocarburs arom` atics .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . .
3
´INDEX 3.7 3.8
Derivats halogenats dels hidrocarburs Composts oxigenats . . . . . . . . . . 3.8.1 Alcohols . . . . . . . . . . . . . 3.8.2 Fenols . . . . . . . . . . . . . . ` 3.8.3 Eters . . . . . . . . . . . . . . . 3.8.4 Aldehids i cetones . . . . . . . ` 3.8.5 Acids carbox´ılics . . . . . . . . 3.8.6 Sals d’` acids carbox´ılics . . . . . ` 3.8.7 Esters . . . . . . . . . . . . . . 3.9 Composts nitrogenats . . . . . . . . . 3.9.1 Amines . . . . . . . . . . . . . 3.9.2 Amides . . . . . . . . . . . . . 3.9.3 Nitrils . . . . . . . . . . . . . . 3.9.4 Nitroderivats . . . . . . . . . . 3.10 Isomeria . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.10.1 Isomeria estructural . . . . . . 3.10.2 Isomeria espacial . . . . . . . . Activitats . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
41 42 42 43 43 44 45 45 46 46 46 47 48 48 49 49 50 52
4 Lleis i conceptes b` asics en qu´ımica 4.1 La mat`eria . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.1.1 Propietats de la mat`eria . . . . . . . . . . . . . . 4.1.2 Densitat . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.1.3 Formes de presentaci´ o de la mat`eria . . . . . . . 4.2 Lleis ponderals . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.2.1 Llei de conservaci´ o de la massa o llei de Lavoisier 4.2.2 Llei de les proporcions definides o llei de Proust . 4.2.3 Llei de les proporcions m´ ultiples o llei de Dalton 4.3 Teoria at` omica de Dalton . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.4 Lleis volum`etriques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.4.1 Llei dels volums de combinaci´o o de Gay-Lussac 4.4.2 Hip` otesis d’Avogadro . . . . . . . . . . . . . . . 4.4.3 Teoria at` omicomolecular . . . . . . . . . . . . . . 4.5 La mesura de la quantitat de subst`ancia . . . . . . . . . 4.5.1 Massa molecular relativa . . . . . . . . . . . . . . 4.5.2 El mol . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.5.3 Massa molar . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.5.4 Constant d’Avogadro . . . . . . . . . . . . . . . 4.6 La f´ormula de les subst` ancies . . . . . . . . . . . . . . . 4.7 Les lleis dels gasos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.7.1 Llei de Boyle i Mariotte . . . . . . . . . . . . . . 4.7.2 Llei de Charles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.7.3 Llei de Gay-Lussac . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.7.4 Equaci´ o general dels gasos ideals . . . . . . . . . 4.7.5 Equaci´ o d’estat dels gasos ideals . . . . . . . . . 4.7.6 Llei d’Avogadro. Volum molar . . . . . . . . . . 4.7.7 Llei de Dalton de les pressions parcials . . . . . . 4.7.8 Teoria cin`etica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Activitats . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
57 57 57 57 58 59 59 59 59 60 60 60 61 61 62 62 62 63 63 63 64 64 64 64 65 65 65 65 66 66
4
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . .
´INDEX 5 Reaccions qu´ımiques 5.1 Teoria de les reaccions qu´ımiques . . . . . . . . . . . . . . 5.2 Energia de les reaccions qu´ımiques . . . . . . . . . . . . . 5.3 Velocitat de les reaccions qu´ımiques . . . . . . . . . . . . 5.4 Equaci´ o qu´ımica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.5 Tipus de reaccions qu´ımiques . . . . . . . . . . . . . . . . 5.5.1 Segons la transformaci´o que es produeix . . . . . . 5.5.2 Reaccions de combusti´o . . . . . . . . . . . . . . . 5.5.3 Reaccions de neutralitzaci´o . . . . . . . . . . . . . 5.6 C` alculs estequiom`etrics . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.6.1 C` alculs en massa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.6.2 C` alcul amb volums de gasos . . . . . . . . . . . . . 5.6.3 C` alculs amb reactius no purs (riquesa) . . . . . . . 5.6.4 C` alculs amb reactiu limitant . . . . . . . . . . . . 5.6.5 Rendiment de les reaccions qu´ımiques . . . . . . . 5.7 Dissolucions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.7.1 Concentraci´ o . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.7.2 Solubilitat . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.7.3 Propietats col·ligatives . . . . . . . . . . . . . . . . 5.7.4 C` alculs estequiom`etrics amb reactius en dissoluci´o Activitats . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
73 73 73 74 75 76 76 77 77 77 77 78 80 80 81 82 82 84 85 87 87
6 Termoqu´ımica 6.1 Introducci´ o a la termodin` amica . . . . . . . . . . . . . . 6.1.1 Sistemes termodin` amics . . . . . . . . . . . . . . 6.1.2 Variables termodin` amiques i funcions d’estat . . 6.1.3 Equilibri i transformacions termodin`amiques . . 6.2 Temperatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.3 Treball mec` anic d’expansi´ o i compressi´o d’un gas . . . . 6.3.1 Diagrames p-V . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.4 Transfer`encia d’energia en forma de calor . . . . . . . . 6.4.1 Capacitat calor´ıfica . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.4.2 Calor espec´ıfica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.4.3 Calor espec´ıfica molar . . . . . . . . . . . . . . . 6.4.4 Calor latent . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.5 Equivalent mec` anic de la calor . . . . . . . . . . . . . . 6.6 Primer principi de la termodin`amica . . . . . . . . . . . 6.6.1 Reaccions qu´ımiques a volum constant . . . . . . 6.6.2 Variaci´ o d’energia interna en processos adiab`atics 6.6.3 Entalpia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.6.4 Relaci´ o entre ∆H i ∆U . . . . . . . . . . . . . . 6.7 Termoqu´ımica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.7.1 Equacions termoqu´ımiques . . . . . . . . . . . . 6.7.2 Diagrames ent` alpics . . . . . . . . . . . . . . . . 6.7.3 Entalpia de reacci´ o . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.7.4 Entalpia de formaci´o . . . . . . . . . . . . . . . . 6.7.5 Entalpia d’enlla¸c . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.7.6 Llei de Hess . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.8 Segon principi de la termodin`amica . . . . . . . . . . . . 6.8.1 Espontane¨ıtat dels processos . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
93 93 93 93 94 95 95 96 97 97 97 97 98 98 99 100 100 100 101 102 102 102 102 103 104 105 107 107
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
5
´INDEX 6.8.2 Entropia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.8.3 Segon principi de la termodin`amica . . . . . . . 6.8.4 Tercer principi de la termodin`amica . . . . . . 6.8.5 C` alcul de la variaci´ o d’entropia d’una reacci´o . 6.9 Criteris d’espontane¨ıtat . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.9.1 Energia lliure de Gibbs . . . . . . . . . . . . . 6.9.2 Influ`encia de la temperatura en l’espontane¨ıtat Activitats . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
. . . . . . . .
108 108 109 110 111 111 113 114
A Operadors matem` atics i alfabet grec 123 A.1 Operadors i s´ımbols matem` atics . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 123 A.2 Alfabet grec . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 123 B Solucions B.1 Teoria at` omica i enlla¸c qu´ımic . . . B.2 Formulaci´ o inorg` anica . . . . . . . B.3 Qu´ımica del carboni . . . . . . . . B.4 Lleis i conceptes b` asics de qu´ımica B.5 Reaccions qu´ımiques . . . . . . . . B.6 Termoqu´ımica . . . . . . . . . . . . C Constants i taules de valors
6
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
. . . . . .
125 125 125 125 125 126 126 129
1
Teoria at`omica i enlla¸c qu´ımic 1.1 Com s’identifiquen els ` atoms Els `atoms es diferencien en el nombre de part´ıcules que els formen. Aquesta informaci´o queda definida per dues caracter´ıstiques: Nombre at` omic (Z): indica el nombre de protons del nucli i determina l’element de que es tracta (tots els ` atoms d’un mateix element tenen el mateix nombre de protons) i coincideix amb el nombre d’electrons si l’` atom ´es neutre. Nombre m` assic (A): indica el nombre de nucleons, ´es a dir neutrons i protons, que composen el nucli. Per tal d’indicar el nombre de part´ıcules que cont´e un `atom s’utilitza el seu s´ımbol i els nombres A i Z a m´es de la c` arrega i` onica, disposats de la seg¨ uent manera: Nombre m`assic (A) (Q) C`arrega i`onica X ` Nombre at`omic (Z) (n) Atoms presents
1.1.1
Ions
Quan els ` atoms perden la seva neutralitat electr`onica es converteixen en ions. La c`arrega de l’i´o coincideix amb el nombre d’electrons que l’`atom guanya o perd: • I´ o positiu o cati´ o: quan un `atom perd electrons, adquireix c`arrega el`ectrica positiva. • I´ o negatiu o ani´ o: quan un `atom guanya electrons, adquireix c`arrega el`ectrica negativa. El nombre d’electrons ser` a el mateix que de protons quan l’`atom ´es neutre, superior quan l’i´o ´es negatiu i inferior quan ´es positiu. Podem obtenir la c` arrega el`ectrica d’un i´o a partir del nombre de protons, Z, i del nombre d’electrons, ne− : Q = Z − ne−
1.1 7
` CAP´ITOL 1. TEORIA ATOMICA I ENLLAC ¸ QU´IMIC
1.1.2
Is` otops
El 1912, Thomson va observar que quan es mesurava la massa dels `atoms de ne´o emprant un espectr`ograf de masses s’obtenien masses de 20 u i altres masses de 22 u. En el cas de l’oxigen es trobaven tres part´ıcules de 16, 17 i 18 u i pel clor dues, de 35 i 37 u. Els is` otops s´ on ` atoms del mateix element qu´ımic que difereixen u ´nicament en la seva massa, ´es a dir, tenen el mateix nombre de protons pero diferent nombre de neutrons. Per anomenar un is` otop s’indica el nom d’element (o el seu s´ımbol) seguit del seu nombre m`assic. Per exemple, carboni-12 (C-12). Existeixen uns 280 is` otops naturals dels 90 elements naturals. A m´es, al laboratori s’han aconseguit sintetitzar m´es de 2000 is` otops artificials a partir del bombardeig de nuclis amb part´ıcules radioactives. La majoria dels elements es presenten a la natura com una mescla de diversos is`otops, en una proporci´o, referida al nombre d’atoms, que s’anomena abund` ancia isot` opica. ´ molt important no confondre la massa at`omica d’un element amb la massa isot`opica d’un `atom. Es La massa at` omica d’un element qu´ımic, la que apareix a la taula peri`odica, es calcula com la mitjana ponderada de la massa dels is` otops que la formen.
Exemple 1.1 A la natura existeixen tres is` otops radioactius del clor: Cl-35 amb una abund` ancia del 75,77 %, Cl-36 amb una abund` ancia del 7 · 10−13 % i Cl-37 amb una abund` ancia del 24, 23 %. Calcula la massa at` omica de l’element clor. Si ens fixam amb les dades d’abund` ancia ens adonam que el Cl-36 ´es menyspreable ja que la seva abund`ancia ´es molt m´es petita a les altres dues (14 ordres de magnitud m´es petita). La massa at`omica es calcula a partir de la mitjana ponderada del Cl-35 i el Cl-37: m 35Cl · A 35Cl + m 37Cl · A 37Cl 35 · 75, 77 + 37 · 24, 23 = = 35, 48 u 100 100 La massa at` omica d’un element no coincideix amb el seu nombre m`assic, ja que s’obt´e a partir de la massa at`omica exacte de cada ` atom i la seva abund`ancia a la natura.
1.2 Model mecanoqu` antic Durant la d`ecada dels vint del segle XX es va trobar evid`encia que les part´ıcules elementals de la mat`eria, com ara l’electr´ o, es comportaven, sota certes condicions, com ones. Aquest fet es coneix com dualitat ona-part´ıcula. Per tal de tenir en compte aquest fet, es va proposar un nou model atomic en el qual l’electr´ o ja no es descriu com una part´ıcula si no a trav´es d’una funci´o anomenada funci´o d’ona Ψ. L’equaci´o d’ona de l’electr´ o es coneix com equaci´o d’Schr¨odinger i la seva soluci´o exacta u ´nicament es coneix pel cas de l’` atom d’hidrogen. L’aspecte m´es radical de la descripci´ o ondulat`oria de l’electr´o ´es la interpretaci´o de la funci´o d’ona. El quadrat de la funci´ o d’ona expressa la probabilitat per unitat de volum de trobar l’electr´o en una determinada zona de l’espai. Ja no podem seguir la traject`oria d’un electr´o, no es pot mantenir la noci´o d’`orbita i es substitueix pel concepte d’orbital, el qual ´es la regi´o de l’espai en qu`e hi ha una probabilitat elevada (superior al 90 %) de trobar l’electr´o. El model mecanoqu` antic estableix que els electrons es troben al voltant del nucli i ocupen posicions m´es o menys probables, per` o la seva posici´ o no es pot predir amb exactitud. Els orbitals es poden visualitzar mitjan¸cant diagrames de punts als quals la densitat de punts a una determinada zona ´es proporcional a la probabilitat de trobar-hi l’electr´o.
8
` 1.2. MODEL MECANOQUANTIC
1.2.1
Nombres qu` antics
A les solucions de l’equaci´ o d’Schr¨ odinger apareixen una s`erie de quatre nombres anomenats nombres qu`antics: n, l, m i s. Cadascun d’ells est`a relacionat amb una magnitud f´ısica de l’electr´o, els tres primers determinen l’orbital i el darrer serveix per diferenciar els dos electrons que es poden trobar dins un orbital. Un electr´ o lligat a un `atom es troba perfectament definit si es coneixen els seus quatre nombres qu` antics. • Nombre qu` antic principal, n: indica el nivell d’energia o capa de l’electr´o. n = 1, 2, 3, . . . • Nombre qu` antic secundari, l: indica el subnivell o subcapa i determina la forma de l’orbital. 0≤l ≤n−1 A qu´ımica el m´es habitual ´es utilitzar la notaci´o espectrosc`opica per especificar l’estat de cada electr´ o. En aquesta notaci´ o el nombre qu`antic secundari es substitueix per lletres: Valor del nombre l Notaci´o espectrosc`opica
0 s
1 p
2 d
3 f
4 g
• Nombre qu` antic magn` etic, m: descriu l’orientaci´o de l’orbital. −l ≤ m ≤ l Els possibles valors de m ens donen el nombre d’orbitals que hi caben a cada subnivell. Per exemple, el subnivell 2p, tendr`a tres orbitals: m = −1, 0, 1. • Nombre qu` antic d’esp´ın, s: determina l’alineaci´o paral·lela o antiparal·lela a un camp magn`etic extern. A cada orbital podrem tenir fins a dos electrons, un amb cada valor d’esp´ın. s = ±1/2 El nombre m` axim d’electrons en cada nivell energ`etic ´es 2n2 i a cada subnivell 2(2l + 1) 9
` CAP´ITOL 1. TEORIA ATOMICA I ENLLAC ¸ QU´IMIC
1.2.2
Configuraci´ o electr` onica
La distribuci´o dels electrons a l’escor¸ca d’un a`tom determinat rep el nom de configuraci´ o electr` onica. La qual es determina mitjan¸cant tres regles: • Principi de m´ınima energia. Els electrons s’aniran col·locant als nivells de m´ınima energia que estiguin lliures segons el seg¨ uent ordre:
Si agafam d’exemple l’orbital 1s2 , l’1 correspon al valor de n, la s correspon al nombre qu`antic l en notaci´ o espectrosc` opica i el super´ındex 2 indica el nombre m`axim d’electrons que hi pot haver en aquesta subcapa. • Principi d’exclusi´ o de Pauli. Al mateix `atom no podem tenir dos electrons amb els quatre nombres qu` antics iguals. Aix´ı doncs, a cada orbital nom´es hi caben dos electrons, els quals es diferencien pel valor de l’esp´ın. • Principi de m` axima multiplicitat de Hund. Els electrons es col·loquen dins els diferents orbitals de la subcapa de manera que hi hagi el m`axim nombre d’electrons desaparellats, ´es a dir, amb els esp´ıns paral·lels. Per tal d’aclarir aquesta idea es poden utilitzar els diagrames de capses en els que cada orbital es representa per una capsa quadrada i cada electr´o per una fletxa (cap a dalt si l’esp´ın ´es 1/2 i cap a baix si ´es −1/2).
En el cas dels ions, la configuraci´ o electr`onica ´es la mateixa que la de l’`atom neutre tenint en compte els electrons que ha guanyat o perdut.
1.3 Taula peri` odica Quan els electrons es col·loquen en ordre creixent del seu nombre at`omic, t´e lloc una repetici´o peri`odica de certes propietats f´ısiques o qu´ımiques. L’origen d’aquesta periodicitat a les propietats qu´ımiques dels elements radica en la configuraci´o dels seus electrons m´es externs o electrons de val`encia, i aquesta es repeteix peri`odicament. Actualment, els elements s’ordenen en ordre ascendent del nombre at`omic i es classifiquen d’acord amb la configuraci´ o electr` onica dels ` atoms a l’estat fonamental. La taula actual s’estructura en set per´ıodes (files) i 18 grups (columnes). El nombre de per´ıodes coincideix amb el nombre de nivells energ`etics, mentre que els elements d’un mateix grup tenen la mateixa configuraci´o electr`onica externa (mateix nombre d’electrons de val`encia ubicats al mateix tipus d’orbital), i per aix`o, tenen propietats semblants.
10
1.4. ENLLAC ¸ QU´IMIC Els elements d’un mateix per´ıode tenen els seus electrons interns ordenats com el gas noble del per´ıode anterior. Reben el nom de kernel, i ´es habitual abreujar la configuraci´o electr`onica reempla¸cant el kernel pel s´ımbol del gas noble entre claus, seguit de la configuraci´o electr`onica dels electrons de val`encia. Fe −→ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 −→ [Ar] 4s2 3d6
1.4 Enlla¸c qu´ımic La gran varietat de propietats que presenten les subst`ancies qu´ımiques pures s´on degudes, no nom´es a que estan constitu¨ıdes per diferents elements, sin´o tamb´e al tipus de forces que els mantenen units. La for¸ca responsable de la uni´ o estable entre els ions, `atoms o mol`ecules que formen les subst`ancies s’anomena enlla¸ c qu´ımic. Actualment, sabem que els electrons de l’`atom situats al nivell m´es extern, tamb´e anomenat nivell de val`encia, tenen especial import` ancia en la formaci´o dels enlla¸cos. Els electrons de val`encia s´ on els que estan lligats m´es d`ebilment als nuclis de cada `atom, i per aix`o s´on susceptibles de ser atrets pels dos nuclis, de manera que constitueixen un vincle d’uni´o entre els `atoms. La formaci´ o de qualsevol tipus d’enlla¸c estable suposa que el sistema resultant tindr`a menys energia ´ m´es, quant major sigui la disminuci´o d’energia, major que el que constitu¨ıen les part´ıcules a¨ıllades. Es ser`a l’estabilitat de l’enlla¸c i del sistema format.
La corba d’estabilitat energ`etica (c) representa la variaci´o de l’energia potencial quan dos `atoms o ions s’acosten l’un a l’altre. Resulta de la combinaci´o de dues: l’energia de repulsi´o (a) i la corresponent a l’energia d’atracci´ o (b). S’observa que hi ha una dist`ancia internuclear, anomenada dist`ancia d’enlla¸c, per a la qual el sistema ´es m´es estable, ja que la suma algebraica de les forces atractives i repulsives ´es m´ınima. L’energia de repulsi´ o (a) ´es l’energia absorbida degut a l’exist`encia de forces repulsives (curt abast) ´ responsable de desestabilitzar el sistema. entre els n´ uvols electr` onics. Es L’energia d’atracci´ o (b) ´es l’energia despresa degut a la pres`encia de forces atractives (llarg abast) entre ions de c` arrega oposada. Disminueix quan els nuclis s’acosten, estabilitzant el sistema. Regla de l’octet En general, quan s’uneixen els ` atoms dels elements segueixen la regla de l’octet electr`onic, ´es a dir, en la formaci´ o de l’enlla¸c, els ` atoms tendeixen a cedir, guanyar o compartir electrons fins que el nombre d’aquests sigui igual a 8 (ns2 np6 ) al seu nivell de val`encia, ja que aix`o suposa l’estabilitat m`axima. 11
` CAP´ITOL 1. TEORIA ATOMICA I ENLLAC ¸ QU´IMIC Aix´ı, els `atoms tendeixen a assolir la configuraci´o electr`onica del gas noble m´es proper. Els metalls tendeixen a perdre electrons (convertint-se en ions positius) i el no metalls tendeixen a guanyar electrons (convertint-se en ions negatius). La gran estabilitat dels gasos nobles ´es deguda als 8 electrons de la seva estructura electr`onica. El cas de l’heli ´es especial, ja que la seva estructura ´es 1s2 , a la que tendiran, per exemple, el liti i el beril·li. La regla de l’octet electr` onic ´es u ´til per predir la formaci´o d’enlla¸cos, pero nom´es es compleix, i no sempre, als ` atoms inclosos als tres primers per´ıodes. L’hidrogen necessita u ´nicament 2 electrons (mateixa configuraci´o electr`onica que l’heli) i el bor ´es estable amb 6. A partir del tercer per´ıode hi ha elements que tenen orbitals d i que poden estar envoltats de m´es de 8 electrons: octet expandit. Per exemple en el cas de l’hexafluorur de sofre, SF6 , el sofre est`a envoltat de 12 electrons. A m´es de la configuraci´ o d’octet, ns2 np6 , existeixen altres configuracions, que presenten els u ´ltims nivells plens o semiplens, que tamb´e s´ on estables: (n − 1)d10 ns2 ; (n − 1)d5 ns1 i (n − 1)d5 ns2 .
1.4.1
Enlla¸c i` onic
L’enlla¸ c i` onic es produeix quan un element de car`acter met`al·lic s’uneix amb un element de car`acter no met`al·lic. El metall cedeix electrons al no metall i es transformen tots dos en ions (un de positiu i un de negatiu, respectivament). El nombre d’electrons intercanviats per cada element s’anomena electroval`encia o val`encia i`onica. En el cas dels elements representatius (grups 1, 2, 13, 14, 15, 16 i 17), l’electroval`encia correspon, en el cas dels metalls, amb el nombre d’electrons que ha de perdre per arribar a tenir la configuraci´o electr`onica del gas noble anterior i, en el cas dels no metalls, amb el nombre d’electrons que ha de guanyar per arribar a la configuraci´ o del gas noble seg¨ uent. Els metalls de transici´o tenen v`aries electroval`encies.
Na : Cl :
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
−→ −→
Na+ : Cl− :
1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
−→ −→
perd 1 e− guanya 1 e−
=⇒ NaCl
Mg : Cl :
1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
−→ −→
Mg2+ : Cl− :
1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
−→ −→
perd 2 e− guanya 1 e−
=⇒ MgCl2
L’enlla¸c i`onic consisteix en l’atracci´ o electrost`atica entre ions carregats amb c`arrega de diferent signe. A causa d’aix` o, les subst` ancies i` oniques no es presenten en forma de mol`ecules, sin´o que, a fi d’estabilitzar-se energ`eticament, apareixen formant xarxes cristal·lines. La f´ormula dels compost i`onics indica la proporci´ o amb la que es combinen els ions, per tant, es tracta d’una f´ormula emp´ırica, ja que aquests composts no formen mol`ecules. El nombre d’ions d’un signe que rodegen un i´o de l’altre signe rep el nom de nombre de coordinaci´ o. Existeixen xarxes cristal·lines amb diferents disposicions espacials o geom`etriques (c´ ubica, hexagonal, monocl´ınica, . . . ). La geometria d’una xarxa cristal·lina dep`en del nombre de coordinaci´o i de la mida relativa dels ions. Propietats • S`olids durs i fr` agils a temperatura ambient al trobar-se a la natura formant xarxes cristal·lines. • Solubles en aigua o altres dissolvents que, com l’aigua, tenguin mol`ecules polaritzades.
12
1.4. ENLLAC ¸ QU´IMIC • Conductivitat el`ectrica nul·la en estat s`olid, ja que els ions resten fixos en posicions determinades del cristall, i elevada en dissoluci´o o fosos, ja que aix´ı els seus ions s´on molt lliures i ser`a senzill despla¸car-los mitjan¸cant un potencial el`ectric.
1.4.2
Enlla¸c covalent
L’enlla¸ c covalent es produeix quan s’uneixen dos no metalls. La difer`encia d’electronegativitat entre els dos ` atoms no ´es prou gran com perqu`e es produeixi una transfer`encia d’electrons d’un `atom a un altre com en el cas de l’enlla¸c i` onic. Aquest enlla¸c resulta de la compartici´o d’electrons entre `atoms per aconseguir estructura d’´ ultima capa plena. El parell electr`onic implicat en cada enlla¸c es comporta, a tots els efectes pr` actics, com si pertany´es exclusivament a cada un dels `atoms que uneix. La teoria que explica l’enlla¸c covalent es diu teoria de l’enlla¸c de val`encia. Aquesta teoria suposa que els enlla¸cos entre no metalls es produeixen compartint electrons desaparellats de la capa de val`encia (la darrera capa). Aquesta teoria prediu l’exist`encia de mol`ecules com Cl2 o HCl. Existeixen tres tipus d’enlla¸cos covalents en funci´o del nombre de parells d’electrons compartits: • Enlla¸ c simple: uni´ o de dos a`toms mitjan¸cant un parell d’electrons. • Enlla¸ c doble: compartici´ o de dos parells d’electrons entre dos `atoms. • Enlla¸ c triple: compartici´ o de tres parells d’electrons entre dos `atoms. Per exemple, el cas de la uni´ o de H i Cl, ambd´os elements tenen un electr´o desaparellat a la capa de val`encia, aquests dos electrons formen un enlla¸c covalent simple. La teoria d’enlla¸ c de val` encia, tal i com l’hem exposada fins ara, no pot explicar l’exist`encia de determinades mol`ecules formades per no metalls i que s’observen a la naturalesa, com ara el CH4 o el BH3 . Recordem que els enlla¸cos qu´ımics es formen perqu`e els `atoms enlla¸cats (els compostos) s´on m´es estables que els ` atoms individuals. Per tant, ´es plausible que els `atoms formin el m`axim nombre d’enlla¸cos possible. A la nostra teoria tenim un enlla¸c per cada electr´o desaparellat.
Existeix un mecanisme, la promoci´o d’electrons, que permet la formaci´o de m´es enlla¸cos. Es diu que un electr´ o promociona quan passa del seu nivell d’energia m´es baix, el nivell fonamental, a un altre nivell d’energia m´es elevada o nivell excitat. Aquest mecanisme produeix un nombre m´es gran d’electrons desaparellats a un ` atom, per tant un nombre m´es gran d’enlla¸cos i major estabilitat del compost resultant.
Anomenam val` encia covalent o coval` encia d’un element al nombre d’enlla¸cos covalents que pot formar. Aquest nombre coincideix amb el nombre d’electrons desaparellats al seu estat fonamental o despr`es de promocionar un electr´ o o m´es a subcapes d’energia superior dins de la capa de val`encia. 13
` CAP´ITOL 1. TEORIA ATOMICA I ENLLAC ¸ QU´IMIC Propietats Els composts covalents es poden presentar en forma molecular o de xarxes. Subst` ancies covalents moleculars • En condicions ambientals poden ser gasos (O2 i CH4 ), l´ıquids (H2 O i benz`e) o s`olids (I2 i glucosa). • En estat s` olid, totes elles formen xarxes cristal·lines constitu¨ıdes per mol`ecules unides mitjan¸cant d`ebils forces intermoleculars. • Punts de fusi´ o i ebullici´ o, generalment, baixos ja que per fondre o bullir aquestes subst`ancies ser`a prec´ıs rompre les d`ebils forces existents entre les seves mol`ecules. • Les mol`ecules polars s´ on solubles en dissolvents polars (com l’aigua) i les mol`ecules apolars s´on solubles en dissolvents apolars (com el benz`e). • Conductivitat pr` acticament nul·la. Subst` ancies at` omiques o s` olids reticulars • A aquest redu¨ıt grup pertanyen, per exemple, els elements carboni (en les seves formes alotr`opiques cristal·lines de diamant o grafit), bor, silici (que constitueix la s´ılice SiO2 , que forma minerals com el quars i l’` opal) i germani. • Punts de fusi´ o i ebullici´ o alts. • Elevada duresa. • Mals conductors de l’electricitat en general, ja que els electrons, localitzats als enlla¸cos covalents, no tenen mobilitat. • Insolubles en general. Estructures de Lewis Els diagrames o estructures de Lewis s´ on una notaci´o abreujada aplicable a cada mol`ecula a fi d’intentar facilitar la descripci´ o i visualitzaci´ o de les unions at`omiques covalents. S’indica cada ` atom envoltat d’uns punts que representen els electrons de la capa de val`encia. Aquests electrons es poden representar tamb´e mitjan¸cant aspes (×) per diferenciar-los dels de l’altre `atom o en forma de ratlles en cas de representar parells d’electrons.
Les regles per dissenyar les estructures de Lewis s´on: 1. Col·loca els ` atoms de la mol`ecula de la manera m´es sim`etrica possible (l’`atom central sol ser el que necessita m´es electrons per completar el seu nivell de val`encia). En els oxo`acids, els `atoms d’hidrogen s’uneixen a ` atoms d’oxigen i l’altre element ocupa la posici´o central. En el cas dels composts org` anics, els carbonis s’enllacen entre si. 2. Determina els electrons disponibles en la capa externa de cadascun dels `atoms de la mol`ecula (A).
14
1.4. ENLLAC ¸ QU´IMIC 3. Calcula el nombre total d’electrons que caben en la capa de val`encia de tots els `atoms de la mol`ecula (N ). 4. El nombre total d’electrons compartits s’obt´e en restar els disponibles dels que caben (C = N − A). 5. Col·loca el resultat anterior, ´es a dir, els parells electr`onics compartits, enlla¸cant els `atoms. 6. Col·loca la resta dels electrons com a parells no compartits per a completar l’octet de tots els `atoms.
Exemple 1.2 Determina l’estructura de Lewis de la mol` ecula d’` acid carb` onic H2 CO3 . En el cas de l’` acid carb` onic el carboni tendria la posici´o central i estaria envoltat pels `atoms d’oxigen. Els `atoms d’hidrogen aniran enlla¸cats amb dos `atoms d’oxigen.
A = 4 e− (C) + 3 · 6 e− (O) + 2 · 1 e− (H) = 24 e− N = 8 e− (C) + 3 · 8 e− (O) + 2 · 2 e− (H) = 36 e− C = N − A = 36 − 24 = 12 e− (6 parelles) En total hi ha A − C = 24 − 12 = 12 e− no compartits.
1.4.3
Forces intermoleculars
Les forces intermoleculars tenen lloc quan les mol`ecules amb enlla¸c covalent exerceixen forces electrost` atiques de tipus atractiu entre si. Aquestes forces s´on m´es d`ebils que els enlla¸cos entre `atoms. S´on conseq¨ u`encia de l’electronegativitat dels `atoms que formen la mol`ecula covalent, ´es a dir, de la tend`encia que t´e un ` atom a atreure cap a si mateix el parell d’electrons que el mant´e unit amb l’altre `atom. Quan dos ` atoms diferents s’enllacen, es produeix una distorsi´o en la distribuci´o de la c`arrega el`ectrica en l’espai: augmenta pels voltants de l’`atom m´es electronegatiu i disminueix al voltant de l’altre, per la qual cosa es crea un exc´es de c`arrega negativa en el primer, i un defecte en el segon. Es forma un dipol el`ectric. En aquest cas es parla d’enlla¸ c covalent polar. Les mol`ecules apolars poden ser-ho degut a que els enlla¸cos entre els `atoms que la formen s´on apolars (com per exemple el cas del H2 ) o per la geometria de la mol`ecula amb enlla¸cos polars (com el CH4 ). Quan les mol`ecules polars s´ on a prop les unes de les altres, exerceixen entre si forces d’atracci´o a causa dels pols que hi existeixen. Les forces intermoleculars poden ser, principalment, de dos tipus: pont d’hidrogen i forces de Van der Waals. 15
` CAP´ITOL 1. TEORIA ATOMICA I ENLLAC ¸ QU´IMIC Pont d’hidrogen Els ponts d’hidrogen es produeixen entre mol`ecules que contenen hidrogen i un `atom molt electronegatiu i petit (F, O i N). En aquests casos, l’element unit a l’hidrogen atreu gran part de la c`arrega de l’enlla¸c que els mant´e units, es carrega negativament, i provoca l’aparaci´o d’una certa c`arrega positiva sobre l’hidrogen. D’aquesta manera es crea un enlla¸c polar que permet a les mol`ecules unir-se entre si per atracci´o electrost` atica. Els composts que exeperimenten aquestes interaccions presenten anomalies en els punts de fusi´o i d’ebullici´o i, per tant, en el seu estat f´ısic a temperatura ambient. Encara que les energies mitges de l’enlla¸c per pont d’hidrogen s´on baixes, s´on bastants m´es altes que les interaccions dipol-dipol, el que es tradueix en que les subst`ancies que posseeixen enlla¸c per pont d’hidrogen tenen punts de fusi´ o i ebullici´o anormalment elevats. Forces de Van der Waals Les forces de Van der Waals s´ on m´es febles que els ponts d’hidrogen i poden ser de tres tipus. Dipol permanent - dipol permanent: S´on les que uneixen mol`ecules amb enlla¸cos polars que no estan unides per ponts d’hidrogen. S´ on m´es febles que els ponts d’hidrogen i les m´es intenses de les forces de Van der Waals. Els dipols existents entre aquestes mol`ecules poden interaccionar i es produeixen unions febles entre s´ı. Dipol permanent - dipol indu¨ıt: Una mol`ecula polar pot induir un dipol instantani sobre una mol`ecula apolar per despla¸cament dels seus electrons. Dipol instantani - dipol indu¨ıt: En un instant determinat els electrons d’una mol`ecula apolar es poden concentrar en una zona provocant l’aparici´o d’un dipol instantani. Aquest dipol instani ´es capa¸c d’induir un dipol en una mol`ecula ve¨ına. Aquest tipus de forces intermolecular, tamb´e conegudes com forces de dispersi´ o de London, expliquen perqu`e el brom ´es l´ıquid i el iode ´es s`olid.
1.4.4
Enlla¸c met` al·lic
L’enlla¸ c met` al·lic ´es l’enlla¸c que es d´ ona entre `atoms d’elements met`al·lics. Els metalls tenen tend`encia a perdre electrons. Quan s’enllacen tots els `atoms perden electrons de la capa de val`encia. Els cations resultants formen una xarxa cristal·lina envoltada per un nigul format pels electrons alliberats. Aquest mar d’electrons lliures ´es el que compensa la repulsi´o electrost`atica entre els cations. Propietats • S`olids a temperatura ambient, excepte el mercuri que ´es l´ıquid. • Punts de fusi´ o i ebullici´ o elevats, en general. • Brillantor platejada. Tenen superf´ıcies polides i pr`acticament no absorbeixen llum, sin´o que la reflecteixen. • Conductivitat t`ermica elevada. • Conductivitat el`ectrica elevada en estat s`olid. Els electrons responsables de l’enlla¸c tenen una gran llibertat i facilitat de moviment amb aportacions energ`etiques petites. • S´on d´ uctils i maleables.
16
ACTIVITATS
Activitats 1. Indica el nombre at` omic i el nombre m`assic i calcula el nombre de protons, neutrons i electrons que cont´e cadascun dels seg¨ uents 1 235 `atoms neutres i ions: 37 U, 214 17Cl, 82Pb, 1H, 3+ 2+ 19 − 24 Mg , 127I− , 27Al , 9F 2. Un is` otop de carboni, pot tenir el mateix nombre m` assic que un is` otop de nitrogen? I el mateix nombre at` omic? Justifica la resposta. 3. En quins dels aspectes seg¨ uents poden ser diferents els ` atoms d’un mateix element: (a) estructura at` omica, (b) nombre d’electrons externs, (c) massa nuclear, (d) suma de protons i neutrons. 4. A partir de les seg¨ uents dades d’abund`ancies relatives, calcula la massa at` omica dels elements gal·li i silici: (a) (b)
69 31Ga : 68, 95 71 31Ga : 70, 95 28 14Si : 27, 985 29 14Si : 28, 990 30 14Si : 29, 986
u; 60, 16 % u; 39, 84 % 792 u; 93, 05 % 654 u; 3, 90 % 320 u; 3, 05 %
5. El magnesi est` a format per tres is`otops de masses 23, 98 u, 24, 99 u i 25, 98 u. L’abund` ancia relativa de cadascun ´es 78, 60 %, 10, 11 % i 11, 29 %, respectivament. Amb aquestes dades, calcula la massa del magnesi. 6. El nitrogen est` a format per dos is`otops naturals 147N i 157N, de masses 14, 0031 u i 15, 0001 u, respectivament. Calcula l’abund` ancia relativa de cada is` otop al nitrogen natural si la massa at` omica del nitrogen ´es 14, 007 u. 7. La massa at` omica del coure ´es 63, 55 u i est` a format per dos is` otops. Si sabem que
l’abund`ancia de l’is`otop de coure-63 ´es del 69, 10 % i que la seva massa ´es 62, 93 u, calcula la massa de l’is`otop de coure-65. 8. Per als ions Na+ , Cl− , Ca2+ i Se2− , indica el nombre at`omic, nombre d’electrons, configuraci´o electr`onica. 9. Dels elements qu´ımics seg¨ uents, escriu Z, la configuraci´o electr`onica, indica quina ´es la capa de val`encia i quin ´es el nombre d’electrons de val`encia: f`osfor, clor, calci, oxigen, estany, alumini, xen´o, rubidi. 10. Quines de les seg¨ uents subst`ancies s´on solubles en aigua: CH4 , MgCl2 , Na2 S i NaCl? 11. Per a les seg¨ uents subst`ancies: dihidrogen, bromur d’hidrogen, plata, ne´o, sulfur de sodi. Indica raonadament: (a) El tipus d’enlla¸c. (b) L’estat a temperatura ambient. (c) Quins s´on conductors d’electricitat? Quan? (d) Quins s´on solubles en aigua? (e) Quins s´on solubles en tetraclorur ´ un dissolvent apolar? de carboni? Es 12. Assenyala quins dels compostos seg¨ uents es formen amb enlla¸cos i`onics: (a) CO; (b) Cl2 ; (c) HBr; (d) H2 S; (e) MgO. 13. De les subst`ancies seg¨ uents, quines formaran xarxes i quines mol`ecules: KBr, NH3 , H2 S, N2 , Fe, CO2 , CCl4 , CaF2 , HNO2 i H2 CO2 . 14. Dibuixa les estructures de Lewis de les molecules seg¨ uents: Br2 , N2 , HF, H2 O i CH4 . 15. En el cas de l’aigua: (a) Quins enlla¸cos hem de rompre perqu`e passi de l’estat l´ıquid a l’estat gas`os? (b) Quins enlla¸cos hem de trencar per a separar-ne els `atoms? 16. Indica quin tipus de forces intermoleculars estan presents en el H2 , el HBr i el NH3 .
17