NÚMEROS D' OXIDACIÓ

 

Busca l' oxigen en la pestanya d' orbitals de la ptable i sel·lecciona'l per a observar la configuració electrònica que té i com es distribueixen (ho veus en el diagrama de caixes que està en la part central dalt de la taula periòdica) en el orbitals de l' última capa (coneguda com capa de valència).

 

Què és lo més fácil (lo que li costa menys energia) que pot fer un àtom d' oxigen per a satisfer la regla de l' octet? Guanyar dos electrons. Si guanya 2 electrons aconsegueix tenir-ne 8 en l' última capa (en aquest cas la corresponent a n = 2) i això fa que siga més estable. Si guanya dos electrons, quina será la càrrega "neta" de l' ió en el que es convertirá? -2.

 

Observa el número que hi ha baix del símbol de l' oxigen en la pestanya indicada de la ptable: -2. Aquest és el seu número d' oxidació. Te n' adones que:

• si necessita guanyar electrons: el seu número d' oxidació será negatiu.
• si necessita cedir electrons: el seu número d' oxidació será positiu.

Fes-li una ullada als números d' oxidació dels elements químics de la taula periòdica. La majoria d' ells només en tenen un posible. Però alguns en poden tenir varis. Posem, per exemple, el ferro. Veiem que pot tenir 2 possibles números d' oxidació: +2 i +3. Per què?

 

Lo que dota de major estabilitat a un element químic és tenir l' última capa plena amb tots els electrons que hi caben (8). Però això, en ocasions, "costa" massa energía, perquè serien masses els electrons que s' haurien de guanyar o de perdre. A vegades, hi ha situacions "intermitjes" que fan que l' àtom d' un element químic puga ser més estable que en el seu estat neutre, tot i que no tant com seria si satisfera la regla de l' octet. Aquestes situacions intermitjes poden ser:

• tenir tota l' última capa semiplena; és a dir, amb un únic electró en cada orbital.
• tenir una subcapa en l' última capa semiplena.
• tenir una subcapa en l' última capa totalment buida.

Observa la configuració electrónica del ferro i com es distribuiexen els seus electrons. Quines opcions té:

• per a quedar amb la tercera capa totalment plena hauria de guanyar 4 electrons. Però això li costaría molta energía. Pensa que una vegada haguera guanyat algún electró, guanyar-ne més li costarà més perquè serà un anió, un ió negatiu, i les càrregues elèctriques del mateix signe es repel·len. Per tant, en la pràctica, això no passarà.
• podria optar per a cedir els 6 electrons dels orbitals 3d. Però per a arrancar 6 electrons fa falta molta energia també. De manera, que en la pràctica, això tampoc passarà.
• podria cedir un electró de l' orbital 3d que en té dos i un de l' orbital 4s. Així es quedaria amb dos orbitals semiplens i només li costaria dos electrons. Això sí que pot passar i justifica el número d' oxidació +2.
• podria també cedir un electró de l' orbital 3d que en té dos i els dos de l' orbital 4s. Així no quedaria cap electró en la quarta capa i l' orbital 3d semiple. És un preu raonable, algo "més car que cedir-ne 2 d' electrons", però li confereix un carácter més estable. Així també passa i justifica el número d' oxidació +3.

Quan es combinen l' oxigen (amb número d' oxidació -2) i el ferro (amb número d' oxidació +3) formen el compost del que en veiem la fórmula en la part superior de l' entrada: Fe2O3. el qual s' anomena:

• triòxid de diferro (en la nomenclatura sistemática)
• òxid de ferro (III) (en la nomenclatura d' Stock)
• òxid fèrric (en la nomenclatura tradicional)

Per tant, per a justificar tots els possibles números d' oxidació hem de veure que li passa a nivel de distribució d' electrons en capes i subcapes del/s últim/s nivel/s a l' element químic considerat.

 

Per exemple, els principals números d' oxidació del nitrogen son -3, +3 i +5. Però, tot i que son menys probables (tant menys que ni tan sols apareixen en la ptable, però sí en altres taules periòdiques) també pot tenir números d' oxidació +1, +2 i +4 . Si volguera justificar tots els seus possibles números d' oxidació ho faria de la següent manera.

TASCA: seguint un procediment semblant que el que es mostra pel nitrogen justifica els possibles números d' oxidació dels següents elements químics: sodi, magnesi, sofre i  clor. Envia'm fotos de la tasca abans de la data i hora indicades. Ànims!



REGLA DE L' OCTET

Els elements químics de la taula periòdica tendeixen a combinar-se entre sí perquè al fer-ho aconsegueixen una configuración electrónica més estable. S' ha comprovat que els únics elements que pràcticament no es combinen per a formar compostos son els gasos. Això ha servit per a entendre que els gasos nobles son especialmente estables i que quan els elements químics formen enllaços és per a obtindre la configuració electrònica equivalent a la d' un gas noble.

 

Mini tasca: Ves a la ptable.com pestanya d' Orbitals i comprova quina és la configuració electrònica dels gasos nobles (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Quants electrons coincideix que tenen tots ells en l' última capa? Fixa't bé quina és l' última capa en cada una d' ells veient com s' han omplert les caixetes que representen la distribució dels electrons en funció del valor del número quàntic principal n i el tipus d' orbital (s, p, d, f).

 

Ara et recomane que et llisgues el subapartat dedicat a la regla de l' octet de l' apartat 4 dedicat a l' enllaç químic de la unitat 8 del llibre online. Juga a adivinar per a diversos elements (prem el botó 'Nuevo elemento' vàries vegades) si aquests tendiran a guanyar, cedir o compartir electrons (i quants) per a satisfer la regla de l' octet.

LA TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS

Mira't aquest vídeo i després ves-te llegint tots els subapartats de l' apartat 3 de la unitat 8 del llibre online. Pren-te el teu temps, navega i observa quina informació apareix quan canvies l' element químic en la taula periòdica actual o en el menú de grups i períodes. Utilitza els botons del llibre online per a ampliar la informació. Per últim, revisa quines son les principals propietats periòdiques dels elements de la taula periòdica. Pots ampliar el teu coneixement sobre les propietats periòdiques a partir de la ptable.com, pestanya de 'Propiedades', en la que pots sel·leccionar tant l' element químic com la propietat de la que vols saber-ne el valor.

 

TASCA. crea una taula en la que aniràs omplint la següent informació pels següents 10 elements químics: liti, carboni, nitrogen, oxigen, sodi, potassi, alumini, fòsfor, coure i i clor.

• Símbol
• Número atòmic (Z)
• Descobridor i any que va ser descobert
• Grup (número i nom del grup)
• Període
• Configuració electrónica
• Diagrama de caixes amb fletxes en el que es veu la distribució d' electrons en la capa de valència segons el seu spin (posant-les al mateix nivel, en horitzontal). Exemple pel carboni:

 

• Si es metall/no metall/semimetal
• Radi atòmic (amb les corresponents unitats; investiga si és precís per a saber què és 1 pm)
• Densitat (amb les corresponents unitats)
• Primera energía d' ionització (amb les corresponents unitats; veurem més avant què és 1 mol)

Pots fer l' activitat en l' ordinador o en la llibreta. Sigues detallista. Tin molt en compte quins números s' han d' escriure grans i quins com a superíndexos (com si foren exponents d' una potència) i que en els símbols dels elements químics importa (i molt) quines lletres van en majúscules i quines en minúscules.

 

Envia'm la tascas per AULES en la secció que he afegit a tal efecte abans de la data i hora especificada.

 

Si tens algún dubte o pregunta posa un comentari.

NIVELLS D' ENERGIA I ORBITALS

  

Els orbitals electrònics son la conseqüència immediata del model mecanoquàntic, el qual és tan complex matemàticament parlant que fins a 2n de batxillerat no podem justificar-lo una miqueta. El que sí podem fer és intentar veure com interpretar-los.

 

Tècnicament parlant "els orbitals atòmics son la regió de l' espai en la que hi ha una determinada probabilitat (posem el 90 %) de trovar l' electró). 

 

Cada orbital atòmic té una grandària, una energia, una forma i una orientació. I tot això depèn del valor que prenent una números quàntics que només poden prendre valors sencers, coneguts com:

• n: número quàntic principal, pot valer 1, 2, 3, 4, ... Del seu valor depèn el radi  de l' orbital (aquest és proporcional a n al quadrat, tal com es pot demostrar en 2n bx) i també la seua energia (la qual és inversament proporcional a n al quadrat i és negativa).
• l: número quàntic secundari o azimutal, només pot prendre valors sencers entre 0 i n-1 i del qual depèn la forma de l' orbtital.
• m: número quàntic magnètic, només pot prendre valores sencers entre -l i +l i del qual depèn l' orientació de l' orbital Per tant:
• si n = 1: l' única possibilitat és
• l = 0 (aquest és un orbital de forma esférica que rep el nom de s).
• si n = 2: hi ha dos possibilitats:
• l = 0 (orbital s, però unes 4 vegades més gran que el correponent a n = 1)
• l = 1 (orbital amb dos lòbuls frontals, com el símbols de l' infinit però en 3 dimensions, que rep el nom de p) i el qual pot orientar-se de 3 formes diferents segons:
• m = -1 (el seu eix coincideix amb l' eix x; de fet, se'l pot anomenar px o p-1)
• m  = 0 (el seu eix coincideix amb l' eix y; de fet, se'l pot anomenar py o p0)
• m = +1 (el seu eix coincideix amb l' eix x; de fet, se'l pot anomenar pz o p+1)
• si n = 3: hi ha tres possibilitats:
• l = 0 (orbital s, però unes 9 vegades més gran que el corresponent a n = 1)
• l = 1 (3 possibles orbitals p, segons les 3 posisbles orientacions perpendiculars entre sí descrites per l = 1, només que més grans (en realitat 9/4 vegades més grans, potser ho estaves ja intuïnt...)
• l = 2 (5 possibles orbitals de formes més extranyes però molt belles, els quals s' anomenen d)
• Etc (per n = 4 i l = 3 als 7 posibles orbitals se'ls anomena f).

Els noms dels orbitals (s, p, d, f) responen a motius històrics en el quals no entrarem. Per a referir-nos a un orbital concret li posarem davant el valor de n al qual està associat. Parlarem, per exemple, d' orbitals 1s, 2s, 2s, 3s, 3p, 3d, 4s, 4d,...

 

Cada uns d' aquests orbitals té una energia associada. No és obvi trobar com ordenar aquests orbital de menor a major energia, però aprendrem una regla per a fer-ho. De moment, pots anar al subapartat 'Nivells d' energia i orbitals' de l' apartat 2 de la unitat 8 del llibre online (Models atòmics) i comprovar si ets capaç d' entendre el que representa la il·lustració de la dreta i per què cada nivell d' energia associat al número quàntic n (distingible per diferents colors) es desdobla en subnivells i com aquests s' ordenen.

 

Ara pensa, en cada suborbital (és a dir, el que identifiquen pel valor concret de 3 números quàntics, n, l i m; és a dir, associat a cada una de les línies del diagrama de la página del llibre a la que ens hem referit en el pàrraf anterior, en la part de més a la dreta) només pot haver 2 electrons amb spins contraris (recorda l' spin respon al quart número quàntic s i només pot valor +1/2 o -1/2). Normalment es representa l' spin s = +1/2 com una fletxa amunt i s = -1/2 com una fletxa avall. Aquesta restricció es conneix com Principi d' exclusió de Pauli.

 

Tenint això últim en compte, pensa en lo següent...

Quants electrons, com a màxim, podran cabre entre tots els orbitals associats a n = 1?

Quants electrons, com a màxim, podran cabre entre tots els orbitals associats a n = 2?

Quants electrons, com a màxim, podran cabre entre tots els orbitals associats a n = 3?

Quina relació tenen els valors associats amb les respostes anteriors amb la taula periòdica?

Contesta'm amb un comentari.

 

Ara, ves a la pestanya d' Orbitals de la ptable.com. Observa com es distribueixen els electrons per orbitals per ordre creixent l' energia col·locant el cursos sobre qualsevol dels elements de les 4 primeres files i com s' escriu la configuración electrónica dels mateixos. Per últim, revisa el subapartat 'Configuració electrònica' de l' apartat 2 de la unitat 8 del llibre online.

MODEL ATÒMIC MECANOQUÀNTIC

Mireu-vos aquest vídeo del canal de YouTube QuantumFracture. A mi em sembla que no té desperdici. Estàs preparat/da per aquest...salt quàntic! perquè segurament se't trencaran tots els esquemes. Després ves llegint lo que està escrit a continuació. I si necessites veure el vídeo més d' una vegada fes-ho. I si tens preguntes al respecte, fes-me-les arribar publicant-les en comentaris.

Això que escric a continuació pots considerar-ho d' ampliació...

La idea és que el model atòmic de Bohr era molt bo perquè aconseguia explicar les línies espectrals discontinues que s' obserbaven al fer passar la llum emesa per un gas monoatòmic (al ser escalfat) per un prisma.

El problema va ser que en qüestió de molt pocs anys van anar aconsenseguir millorar la precisió dels instruments òptics que utitlizaven per a veure les línies espectrals i van començar a veure'n més de les que podien ser justificades (exactament) segons el model atòmic de Bohr (que s' estudia detalladament a segon de batxillat). Aquest fet es coneix com desdoblament de les línies espectrals.

El model atòmic de Bohr, de fet, utilitzava ja el primer número quàntic: n (o número quàntic principal). Segons el valor d' aquest número, que només podia ser sencer (1, 2, 3, 4, 5, etc) se sabia el radi de l' òrbita de cada electró (era proporcional a n al quadrat) i la seua energía.

Per a explicar el desdoblament de les línies espectrals Sommerfield va imaginar que les òrbites podrien ser el·liptiques i que l' excentricitat d' aquestes el·lipses (lo més o menys rodones o aplanades que son) dependria del valor d' un segon número quàntic, l (o número quàntic secundari o orbital).

 

Això no és fácil de demostrar i en segon de batxillerat només s' anomena de forma molt pel damunt.

L' any 1923, el científic francés Louis De Broglie, al entendre que els electrons alhora que giren oscil·len al voltant del nucli, va anar un pas més enllà, i es va imaginar que l' òrbita dels electrons al voltant del nucli havia de ser algo així com:

Finalment, Schrödinger va integrar en una (complicadísima) equació matemática (que és veu testimonialment en Química de 2n de bat i es demostra en Física de 2n de bat) totes les consideracions anteriors: que només certes òrbites podien ser permeses (com en el model atòmic de Bohr), que l' energía mecánica total dels electrons s' havia de conservar i que els electrons eran alhora partícules i ones. Al resoldre aquesta equació per l' àtom d' hidrogen (el més sencill possible) es van trobar amb la gran sorpresa: els electrons estaven en determinades regions de l' espai de les que només en podiem saber la probabilitat de trobar-lo i que depenien dels valors de 3 números quàntics (relacionats entre sí) dels que depenia:

• n: 0, 1, 2, 3, ..., la grandària i l' energía d' aquestes regions (orbitals). 
• l = 0,..., n-1, la forma d' aquestes regions (orbitals).
• m = -l, ..., +l, l' orientació d' aquestes regions (orbitals).

Un quart número quàntic definia el sentit d' autogir de l' electró, horari o antihorari (spin), al aplicar-li un camp magnètic exterior respecte al qual s' orientaría:

• s = +1/2 o -1/2, se sol representar com una fletxa amunt o una fletxa avall.

Ara, ves al subapartat 'Modelo de Schrödinger' de l' apartat 2, 'Modelos atómicos' de la unitat 8 del llibre online (pàgines 223 i 224 del llibre en format pdf). Llix amb atenció l' explicació i estudia't la página a la que s' accedeix a partir de link vinculat al text 'Orbitales atòmicos'. I després...

TASCA: Observa la forma i la grandària dels orbitals electrònics que s' obtenen segons els valors del 4 números quàntics. Juga i observa quins valors no son possibles i pensa si entens per què...Fes click sobre A1, A2 i A3 per a entendre lo que significa el valor de cada número quàntic. Retalla i enganxa en un document tots els possibles orbitals que poden donar-se per n = 1 i per n = 2 (per simplificar-ho, només considerant s = +1/2 = +0,5). Envia'm el document per AULES abans de la data i hora indicades.

Pots contrastat les imatges que has obtingut i ampliar-es accedint al enllaç que, en el vídeo de dalt, facilita l' autor del canal de YouTube Quantum Fracture: http://www.falstad.com/qmatom/.

Condorden els dibuixos que has obtingut amb les següents il·lustracions sobre la grandària, forma i orientació dels possibles orbitals atòmics? Fixa't com s' anomenen.

NÚMERO ATÒMIC I NÚMERO MÀSSIC

 

 

 

Llix-te el subapartat titolat 'Identificación de átomos' de l' apartat 2 ('Modelos atómicos') de la unitat 8 del llibre online (unitat 9 del llibre en format pdf, página 222). En la pantalla animada de la dreta tens fins a 5 pàgines amb les que pots 'jugar', simplement canviant el símbol de l' element químic que sel·lecciones, a tal de visualitzar:

1. com a partir del número atòmic (Z) es determina en número de protons d' un element químic.
2. com a partir del número màssic (A) es determina el número de neutrons d' un element químic.
3. com podem saber el número d' electrons d' un element químic (si és neutre) a partir de Z.
4. què és un catió i com l' escrivim simbòlicament.
5. què és un anió i com l' escrivim simbòlicament.

A continuació, obri l' exercici interactiu i 'juga' camviant l' espècia atómica, a encertar el número de protons, neutrons i electrons que tindrà i observa com es representarien els seu àtoms segons el model atòmic de Bohr.

 

TASCA: dibuixa en la llibreta o retalla de l' exercici interactiu anterior la representació dels següents 6 àtoms o ions:

 

Els dos últims proposats, els dos d' hidrogen, tenen un nom propi. Quin? Investiga i averigua-ho. Escriu la resposta en la mateixa fulla en la que has fet o enganxat els dibuixos, a continuación. De fet, si te'n va a la taula periòdica, en la pestanya d' isòtops, si fas click damunt de l' hidrogen, podràs trobar l' abundància relativa amb la que existeixen aquests isòtops. Aìxí que, per a acabar, escriu lo que és un isòtop i busca quins isòtops hi ha de liti i anota amb quina abundància relativa es troben en l' Univers. També pots jugar a veure, per curiositat, el nombre d' isòtops que hi ha per altres elements químics: mira el ferro, el carboni, el mercuri (Hg), etc.

 

I si tens algún dubte afegeix un comentari.

 

Ànim!!

MODEL ATÒMIC DE BOHR

Estudia el model atòmic de Bohr del tema 8 del llibre online, apartat 2 (Models atòmics), subapartat que porta el nom de ‘Model de Bohr’ (página 221 del llibre en format pdf. Segueix els següents passos:

1. Llix atentament els dos paràgrafs de la pàgina principal.
2. Llix atentament la finestra emergent vinculada a la paraula ‘descubrimientos’.
3. Llix atentament la finestra que s’ obri en una nova pestanya al pulsar el botó associat al text ‘Ampliación: espectros atómicos’.
4. Ara, observa la forma en què podem representar els primers 12 elements químics de la taula periòdica segons el model de Bohr i com s’ escriu la configuració electrònica corresponent, simplement canviant l’ element químic seleccionat en el desplegable que hi ha al costat de la paraula àtom.
5. És el moment de visualitzar el vídeo que acompanya a aquesta entrada.

Tasca: dibuixa en la llibreta els àtoms corresponents als següents 6 elements de la taula periòdica a partir del valor del seu número atòmic i segons el model de Bohr: liti, carboni, nitrogen, oxigen, alumini i fósfor. Dibuixa'ls en la llibreta utilitzant el color blau per pintar el nucli, negre per dibuixar les òrbites circulars i roig per a pintar els electrons. Intenta que capiguen els 6 dibuixos en una página. Escriu el símbol associat a cada un d' aquests elements químics al costat del seu dibuix. Li fas una foto a la página amb tots els dibuixos i al fitxer generat l' anomenes 'Àtoms dels elements químics segons model atòmic de Bohr - <el teu nom>'.