2.-CONCEPTES PREVIS 2.1.-ESTRUCTURA DE L’ÀTOM 2.1.1.- … · 2013-10-27 · orbitals d’igual energia entre ells. Per exemple, sabem que 2p conté tres orbitals d’igual energia,

Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014

8

2.-CONCEPTES PREVIS

Abans de tot, és convenient explicar alguns conceptes de química que seran d’utilitat a

l’hora d’exposar les reaccions d’oxidació-reducció, conceptes clau en el

desenvolupament d’aquest treball.

2.1.-ESTRUCTURA DE L’ÀTOM

2.1.1.- Conceptes bàsics

Per començar, a continuació hi ha algunes definicions que ens seran d’ajuda de cara

a entendre tot el treball:

-Nombre atòmic (Z): és el nombre de protons que té un àtom. Si l’àtom és neutre,

voldrà dir que coincideix amb el nombre d’electrons.

-Nombre màssic (A): és el nombre de protons i neutrons que hi ha en el nucli. La

massa de l’àtom només ve donada per protons i neutrons, ja que els electrons tenen

una massa negligible.

-Isòtops: són àtoms d’un mateix element amb diferent nombre de neutrons en el

nucli, i, per tant, diferent nombre màssic.

-Ions: són àtoms amb càrrega elèctrica. Això es deu a un canvi en la quantitat

d’electrons (protons no, ja que els protons son els que determinen l’element de

l’àtom). Poden ser cations (ió positiu a causa d’una pèrdua d’electrons) o anions (ió

negatiu a causa d’un augment del nombre d’electrons).

-Nombre de valència: és el nombre d’electrons a l’última capa d’un àtom.

2.1.2- Teoria de l’àtom al llarg de la història

-Model atòmic de Dalton (1808): El científic anglès Dalton deia que la matèria

estava constituïda per àtoms, que eren indivisibles, i que no es modificaven en les

reaccions químiques. També deia que els àtoms d’un mateix element eren iguals,

cosa que és fals.

Tot i així, també va dir que els àtoms d’elements químics diferents eren diferents, i

que els compostos es formaven per la unió de diferents àtoms, la qual cosa és cert.


9

-Model atòmic de Thomson (1904):

Thomson va fer un petit avenç en la

química demostrant l’existència

d’electrons, que es podien obtenir en

les descàrregues elèctriques de gasos.

Tot i així, es pensava que l’àtom era

elèctricament neutre sempre, i que era

compacte, cosa que no és cert.

Thomson s’imaginava un àtom com

una bola, amb els electrons enganxats

al que és l’àtom, i el nucli, junt amb

els electrons.

-Model atòmic de Rutherford

(1911): Ernest Rutherford, guanyador

del Premi Nobel de Química el 1908,

va demostrar que els àtoms no eren

compactes a partir d’un experiment:

va llançar partícules α de càrrega

positiva (nuclis d’heli) sobre una

làmina d’or molt fina.

En la foscor, les partícules brillaven, i

es podia observar que la gran majoria

travessaven la làmina, desviant-se, sovint de la seva trajectòria, mentre que una

molt baixa proporció rebotaven. Així, també va descobrir el nucli atòmic.

A partir d’aquest experiment va idear el seu model atòmic, que consistia en un nucli

esfèric amb electrons girant al voltant, que, a diferència del model actual, tenia les

òrbites descrites pels electrons circulars. Així, s’explica que moltes partícules es

desviessin: les partícules impactaven amb el nucli, que, al ser esfèric, la trajectòria

de la partícula al xocar

variava segons on impactés del nucli, ja que xocava amb un angle diferent cada

vegada.

Imatge del model atòmic de Thomson

Imatge del model atòmic de Rutherford


10

-Teoria de Bohr (1913): aquest Premi Nobel de Física va basar la seva teoria en

les radiacions emeses per un element en estat gasós, quan se li comunica prou

energia: els espectres atòmics.

Aquestes ones electromagnètiques s’emeten al escalfar suficientment un àtom o

sotmetre’l a una descàrrega elèctrica suficientment gran, de manera que l’últim

electró de l’àtom guanya prou energia com per pujar a un nivell d’energia superior.

Quan l’àtom perd aquesta energia i l’electró que ha pujat un nivell es “calma”, aquest

torna a baixar a seu nivell inicial. Llavors, l’energia que li havia permès pujar de

nivell la segueix tenint, i l’allibera en forma d’ona electromagnètica, o espectre

atòmic.

Bohr va dividir la seva teoria

en 3 parts, anomenats els

Postulats de Bohr:

1.-Els electrons es mouen al

voltant del nucli en certes

òrbites, en un determinat

nivell, i li correspon un nivell

d’energia determinat.

2.-Aquestes òrbites són

estacionàries , és a dir, un

electró situat a una d’elles no

perd energia.

3.-Quan un electró cau d’un nivell superior a un d’inferior (de menys energia), perd

l’energia que li sobra en forma de fotó.

2.1.3- Nombres quàntics i configuració electrònica

Els nombres quàntics són quatre nombres que descriuen el comportament d’un

electró concret a dins d’un àtom. Consisteixen de quatre nombres els quals, cada

un, descriu característiques diferents del comportament dels electrons en els àtoms:

1.-Nombre quàntic principal (n): aquest nombre ens dóna informació sobre

l’energia de l’electró i la seva distància respecte el nucli. Dit d’una altra manera, és

el nivell d’energia en què es troba l’electró. Hi ha set nivells d’energia a qualsevol

Model atòmic de Bohr


11

àtom, on s’hi disposen els electrons. D’aquesta manera, aquest nombre pot prendre

set valors diferents:

n=1,2,3,4,5,6,7

A cada nivell d’energia augmenta el nombre d’electrons que hi poden haver. Per

saber el nombre d’electrons que va a cada nivell s’utilitza l’expressió: 2n2 :

Si n=1�2e-

Si n=2�8e-

Si n=3�18e-

Si n=4�32e-

Si n=5�50e-

Si n=6�72e-

Si n=7�98e-

2.-Nombre quàntic secundari (l): primer de tot cal destacar que a cada nivell

d’energia hi ha subnivells d’energia, anomenats orbitals atòmics. Aquests orbitals

són superfícies imaginàries on hi ha la màxima probabilitat de trobar un electró.

Mentre que el nombre quàntic principal ens indica el nombre de subnivells que hi

ha a cada nivell (n=1 �1 subnivell, etc.), el nombre quàntic secundari ens indica la

forma de l’orbital i l’energia de cada nivell.

Els valors d’aquest nombre oscil·len entre 0 i n-1, i, per causes històriques,

depenent del valor, se’l designa amb una lletra diferent, simbolitzant la forma de

l’orbital:

Si n=1: l=0 (s)

Si n=2: l=0 (s) i l=1 (p)

Si n=3: l=0 (s), l=1 (p) i l=2 (d)

Si n=4: l=0 (s), l=1 (p), l=2 (d) i

l=3 (f)

Cal destacar que no hi ha cap electró de cap element de la taula periòdica que

estigui a l=4, ja que requereix molta energia mantenir-lo. D’aquesta manera, encara

que a nivells més grans (n=5, n=6 i n=7) hi càpiguen més electrons, mai s’ompliran

del tot.

3.-Nombre quàntic magnètic (ml): aquest nombre ens indica l’orientació espacial

de l’orbital de l’electró, és a dir, la seva posició. El nombre pren els valors

compresos entre -l i +l:

ml= -l...0...l


12

Aquests valors ens indiquen, tal com hem dit, l’orientació de cada orbital, on, cada

valor, és una posició diferent de cada orbital. D’aquesta manera, també podem

veure el nombre d’orbitals que hi ha.

Si l=0: ml=0 � 1 orbital (s)

Si l=1: ml= -1,0,1 � 3 orbitals (p)

Si l=2: ml= -2,-1,0,1,2 � 5 orbitals (d)

Si l=3: ml= -3,-2,-1,0,1,2,3 � 7 orbitals

(f)

4.-Nombre quàntic d’Spin (ms): en cada orbital hi ha dos electrons que giren en

sentit contrari, sobre ells mateixos. Aquest nombre indica el sentit dels dos

electrons, els quals, un és contrari a l’altre: ms=1/2 i -1/

Aquests dos nombres, sempre iguals en tots els orbitals, s’anomenen spins

antiparal·lels entre ells.

Havent explicat els quatre nombres quàntics, podem deduir que el nombre

d’electrons que té cada nivell ve donat pel nombre d’orbitals que hi ha, ja que cada

orbital conté dos electrons. Així, per exemple sabem que el nivell n=1 conté 2

electrons ja que només té un orbital (s) (l=0); o que el nivell n=4 conté 32 electrons

ja que té 7 orbitals (f) (l=3), 5 orbitals (d) (l=2), 3 orbitals (p) (l=1) i 1 orbital (s)

(l=0), de manera que en total té 16 orbitals amb dos electrons cada un, és a dir, 32

electrons.

La configuració electrònica és la representació de la situació dels electrons a les

orbitals del voltant d’un àtom en un moment determinat. El més freqüent és que es

representin les configuracions de l’estat fonamental de l’àtom.

5.-Principi de la

mínima energia: els

electrons es van situant

en els orbitals de menys

energia disponible. El

Diagrama de Moeller és

una regla que ens mostra

l’ordre d’ompliment dels

orbitals.

Diagrama de Moeller


13

6.-Principi d’exclusió de Pauli: aquesta regla diu que dos electrons d’un mateix

àtom no poden tenir els 4 nombres quàntics iguals, és a dir, dos electrons mai

estaran a la mateixa posició. Això és així, ja que, encara que estiguin en el mateix

orbital, estaran en sentit contrari, de manera que el nombre quàntic d’Spin és

diferent.

Per exemple, 1s conté només un orbital, de manera que hi caben dos electrons:

1s1: m=1, l=0, ml=0 i ms=1/2

1s2: m=1, l=0, ml=0 i ms= -1/2

Com podem veure, els dos electrons no tenen els 4 nombres quàntics iguals.

7.-Principi de la màxima multiplicitat de Hund: aquesta regla afirma que els

electrons tenen tendència a estar el màxim de desaparellats possible, és a dir, en

orbitals diferents. També diu que tenen tendència a estar en spins paral·lels i en

orbitals d’igual energia entre ells.

Per exemple, sabem que 2p conté tres orbitals d’igual energia, de manera que hi

caben sis electrons. Si només n’hi posem dos, no es posaran els dos en la mateixa

orbital, sinó que es posaran en dues orbitals diferents, les més separades l’una de

l’altra, i amb spin paral·lel.

Cal destacar que el nombre d’oxidació d’un element ve donat pel nombre

d’electrons desaparellats que tenen.

8.-Regla de l’octet: aquesta famosa regla diu que els àtoms d’un element tendeixen

a aconseguir la configuració de gas noble (complir la regla de l’octet). Per

aconseguir-ho, els àtoms perden o guanyen electrons, convertint-se en ions.

La configuració de gas noble és la que té 8 electrons a l’últim nivell, és a dir,

l’últim nivell ple, de manera que aconsegueix una gran estabilitat. Aquesta

configuració ha d’acabar en ns2 np

6, on n és un nivell.

2.1.4- Taula Periòdica dels Elements Químics

La Taula Periòdica és una representació gràfica de tots els elements químics

coneguts. Fins a l’actualitat hi ha hagut diversos models, i la seva evolució està

completament lligada a l’avanç de la física i la química.


14

El primer intent de distribució dels elements són les anomenades Tríades de

Döbereiner, l’any 1817, en què s’agrupen els elements en funció de les masses

atòmics o nombres màssics de l’element. Aquest químic alemany es va adonar de

que alguns elements agrupats de tres en tres guardaven una relació gradual del

primer a l’últim. La gran relació que hi havia en les tríades era que si es feia la

mitjana aritmètica dels nombres màssics del primer i últim element de la tríada,

donava el nombre màssic del segon element. Al 1850 ja havia descobert 20 tríades

diferents.

Imatge Tríades de Döbereiner

El 1864, Chancourtois, un

geòleg i mineralogista

francès, va construir

l’anomenat caragol

tel·lúric, en el qual els

elements coneguts fins

llavors es disposaven per

ordre creixent de les

masses atòmiques, al llarg

d’un espiral envoltant un

cilindre vertical, de manera

que els elements que

estaven un a sobre de l’altre, tenien propietats semblants.

Ho va fer de manera que una volta de l’espiral equivalgués a una diferència del

nombre màssic de 16 unitats. Tot i així, va rebre poca atenció.

Imatge del caragol tel·lúric de Chancourtoi


15

Aquest mateix any, el químic anglès Newlands va observar que al ordenar els

elements segons la massa atòmica, sense comptar l’hidrogen i l’heli, que encara no

havien estat descoberts, el vuitè element (sodi), tenia propietats amb el primer (liti),

el novè (magnesi) amb el segon (beril·li), i així successivament; és a dir, cada vuit

elements, les propietats es repetien. Ho va anomenar les Lleis de les octaves.

També es coneixen com a les octaves de Newlands. Malgrat tot, les octaves

deixaven de funcionar a partir del clor.

Uns anys més tard, al 1869, el químic rus Dmitri Mendeléyev, junt amb el químic

alemany Julius Lothar Meyer, va dur a terme un nou model d’ordenació dels 63

elements coneguts fins llavors, seguint uns criteris determinats: van ordenar els

elements per ordre creixent de la massa atòmica, els van classificar en grups i

períodes diferents de manera que en el mateix grup tenien propietats semblants.

Mendeléyev ja sabia que faltaven elements per descobrir, de manera que va deixar

espais en blanc a la taula, on hi faltaven elements, arribant a descobrir propietats

d’elements encara no coneguts, com ara el germani. Malgrat tot, no quadrava a la

perfecció, i va acabar creient que algunes masses atòmiques estaven mal calculades.

Imatge de la taula Periòdica Mendeléyev

Treball de Recerca de Batxillerat

La Taula Periòdica actual és un sistema amb el qual es classifiquen els elements

d’esquerra a dreta i de dalt a baix, per ordre creixent del nombre atòmic.

S’estructura en 18 files vertical

horitzontals, anomenades períodes. També cal destacar que els elements es separen

en 4 grans blocs (s, p, d

Grups: tal i com ja hem dit, hi ha 18 grups, que són les files verticals. Tots els

elements d’un mateix grup tenen la mateixa valència, a més a més d’una

configuració electrònica semblant. Això fa que tinguin propietats semblants, ja que,

tal i com ja sabem, la valència és el nombre d’electrons que hi ha a l’última capa,

que és el que determin

la mateixa valència, tenen el mateix nombre d’electrons a l’última capa, fent que

tinguin propietats semblants.

Els grups són els següents:

- Grup 1: Alcalins

- Grup 2: Alcalinoterris

- Grup 3: família de l’Escandi

- Grup 4: família del Titani

- Grup 5: família del Vanadi

Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013

16



S’estructura en 18 files verticals, anomenades grups o famílies, i 7 files


d i f).

Taula periòdica dels elements químics

tal i com ja hem dit, hi ha 18 grups, que són les files verticals. Tots els

ts d’un mateix grup tenen la mateixa valència, a més a més d’una



que és el que determina en gran part les propietats dels elements. Per tant, si tenen


tinguin propietats semblants.

Els grups són els següents:

3: família de l’Escandi

Grup 4: família del Titani

Grup 5: família del Vanadi

- Grup 6: família del Crom

- Grup 7: família del Manganès

- Grup 8: família del Ferro

- Grup 9: família del Cobalt

- Grup 10: família del Níquel

2013-2014



s, anomenades grups o famílies, i 7 files


tal i com ja hem dit, hi ha 18 grups, que són les files verticals. Tots els

ts d’un mateix grup tenen la mateixa valència, a més a més d’una



a en gran part les propietats dels elements. Per tant, si tenen


Grup 6: família del Crom

Grup 7: família del Manganès

Grup 8: família del Ferro

Grup 9: família del Cobalt

Grup 10: família del Níquel


17

- Grup 11: família del Coure

- Grup 12: família del Zinc

- Grup 13: Terris o grup del Bor

- Grup 14: grup del Carboni

- Grup 15: grup del Nitrogen

- Grup 16: Calcògens

- Grup 17: Halògens

-Grup 18: Gasos nobles

-Del grup 3 al grup 12 són els

anomenats metalls de transició.

Períodes: com ja sabem, són les 7 files horitzontals de la Taula Periòdica. El

nombre del període en què es troba un element és el nombre de nivells d’energia

que els electrons dels seus àtoms han començat a omplir. Per tant, el que

comparteixen els elements d’un mateix període és que tenen el mateix nombre de

nivells a l’àtom, malgrat que tenen propietats relativament diferents els uns dels

altres.

Blocs: són grups d’elements que estan ajuntats segons l’orbital que estiguin

ocupant els electrons més externs dels àtoms dels elements. Es designen segons la

lletra que fa referència a l’orbital més extern (s, p, d o f).

- Bloc s: aquest bloc està format pels dos primers grups i l’heli.

- Bloc p: aquest bloc el formen els elements dels grups compresos entre el 13 i el

18.

- Bloc d: aquest grup el formen els metalls de transició (del grup 3 al 12).

- Bloc f: aquest grup està format pels lantànids i els actínids.


18

2.1.5- Propietats periòdiques

Les propietats periòdiques són unes propietats dels elements que segueixen molt la

pauta de la taula periòdica, ja que depenen de la configuració electrònica de l’àtom

de cada element, i, tal i com ja sabem, la taula periòdica també està ordenada

segons la configuració electrònica de cada element.

Les 4 propietats periòdiques més destacades són:

i).-Radi atòmic: és la distància que hi ha entre el nucli i la última capa d’electrons

de l’àtom, és a dir, el radi de l’àtom, aproximadament. El radi atòmic depèn del

nombre atòmic, ja que, com més protons hi hagi, més electrons hi hauran, de

manera que l’àtom serà més gran.

A la taula periòdica, en un mateix període, disminueix a l’augmentar el nombre

atòmic, ja que hi hauran més protons i més electrons, però sense augmentar el

nombre de capes (amb la mateixa distància respecte el nucli), de manera que, amb

els últims electrons a la mateixa distància, hi haurà més atracció entre protons i

electrons, de manera que es comprimirà, i disminuirà el radi atòmic. En un mateix

grup, el radi augmentarà a mesura que augmenti el període, ja que tindran més

capes d’electrons.

Si l’àtom s’ionitza el radi atòmic varia. Un anió tindrà el radi atòmic més gran, ja

que al haver-hi més electrons que protons, els protons tindran menys força per

atraure’ls a tots, de manera que es comprimeix menys. En canvi, un catió tindrà un

radi atòmic més petit, ja que, al haver-hi menys electrons que protons, els protons

atrauen amb més força als electrons, de manera que es comprimeix més.

ii).-Energia d’ionització: és l’energia necessària per extreure un electró d’un àtom

en estat fonamental i gasós i formar un catió. Quan s’esdevé, es tracta d’un procés

endotèrmic, ja que l’àtom absorbeix energia. Parlem d’una energia d’ionització (EI)

diferent per a cada electró (EI1 � EI 1er electró, EI2 � EI 2on electró,...). En

qualsevol àtom, sempre l’EI1 serà més petita que l’EI2, i aquesta que l’EI3. Això es

deu a que com més a prop estigui l’electró del nucli, més atracció hi haurà entre els

protons i aquest electró.


19

L’equació en aquest procés seria: X(g) + EI �� X+

(g) + 1e-.

A la taula periòdica, en un mateix grup, com més petit sigui el període, més gran

serà l’energia d’ionització de l’electró més extern (EI1), ja que, al haver-hi menys

capes d’electrons,l’electró més extern estarà mes a prop del nucli, i estarà més

fortament atret. En un mateix període, com més gran sigui el nombre atòmic més

gran serà l’energia d’ionització de l’electró més extern (EI1), perquè hi haurà més

protons i electrons, havent-hi les mateixes capes d’electrons, de manera que hi ha

més atracció entre els protons i l’electró més extern.

iii).-Afinitat electrònica: és l’energia que desprèn un àtom quan, en el seu estat

fonamental i gasós, captura un electró i forma un anió.

L’equació d’aquest procés seria: X(g) + AE �� X-(g) + 1e

-.

A la taula periòdica, en un mateix grup, com més petit sigui el període més gran

serà l’afinitat electrònica, ja que, al haver-hi menys nivells d’electrons, hi haurà una

atracció més forta per part dels protons, que farà que capti amb més facilitat els

electrons exteriors a l’àtom. En un mateix període, com més gran sigui el nombre

atòmic més afinitat electrònica hi haurà, ja que, a la taula periòdica, els elements

que estan més a la dreta els hi falten guanyar pocs electrons per complir la regla de

l’octet, que és el que tendeixen a fer tots els àtoms. L’excepció, en aquest cas, és el

dels gasos nobles, que ja compleixen la regla de l’octet, de manera que tendirà

menys a captar electrons.

iv).-Electronegativitat: és la tendència o capacitat d’un àtom a atreure els electrons

cap a ell. Aquest concepte va referit fonamentalment a la capacitat d’atreure els

electrons d’un altre àtom en un enllaç covalent.

A la taula periòdica, en un mateix grup, els elements més electronegatius són els de

menor període, és a dir, els de menor nombre atòmic, ja que els àtoms són més

petits al tenir menys capes d’electrons, i els protons del nucli atrauen amb més

força als electrons externs a l’àtom. En un mateix període, els elements més

electronegatius són els de major nombre atòmic, ja que de mida són més o menys

igual, però tenen més protons al nucli, de manera que tendeixen més a atraure

electrons de fora l’àtom.


20

Per tant, com més a la dreta i més amunt de la taula periòdica estigui l’element, més

electronegatiu serà, exceptuant els gasos nobles.

2.2.-ENLLAÇOS QUÍMICS

A la naturalesa trobem la majoria dels elements formant enllaços, i no aïllats, formant

estructures de diversos àtoms. Un enllaç químic és una unió entre àtoms, deguda a una

atracció elèctrica entre ells. Això es deu a que els àtoms dels elements tenen tendència a

complir la regla de l’octet, i així trobar-se en una situació més estable. Els únics

elements que no fan cap enllaç són els gasos nobles, que ja compleixen la regla de

l’octet.

Tots els enllaços tenen una energia d’enllaç, que és l’energia necessària per trencar un

enllaç. Aquesta energia varia en cada enllaç.

Existeixen diferents tipus d’enllaç, entre els qual hi ha l’enllaç covalent, l’enllaç iònic,

l’enllaç metàl·lic i les forces intermoleculars:

2.2.1- Enllaç iònic

Aquest enllaç consisteix en la unió d’ions de signe oposat a causa d’una atracció

electrostàtica entre els ions. Sempre hi intervindrà un metall, que serà el catió, i un

no metall, que serà un anió. Aquest enllaç s’origina quan la diferència

d’electronegativitat entre els dos elements que s’uneixen és elevada.

Els compostos iònics formen xarxes cristal·lines, és a dir, macromolècules, que

depenen de la mida dels àtoms i la seva posició. Són solubles en substàncies polars,

com l’aigua. Tenen el punt de fusió elevat, per tant, són sòlids a temperatura

ambient. Són substàncies dures, fràgils i tenen resistència a la dilatació. En estat

sòlid no condueixen l’electricitat, però en dissolució aquosa si, ja que queden

electrons lliures al separar-se els àtoms.

Un exemple d’enllaç iònic seria el clorur de sodi, coneguda com la sal comuna.

2.2.2- Enllaç covalent

Aquest tipus d’enllaç es forma quan dos àtoms comparteixen un o més parells

d’electrons. Els dos àtoms que comparteixen electrons i formen un enllaç covalent

són elements d’alta electronegativitat molt semblant, on cap dels dos àtoms té prou


21

energia com per arrancar l’electró de l’altre. Per tant, podem veure que l’enllaç

covalent és comú en els no metalls.

Existeixen tres tipus d’enllaç covalent:

-Simple: només es comparteix un parell d’electrons.

-Doble: es comparteixen dos parells d’electrons.

-Triple: es comparteixen tres parells d’electrons.

L’energia d’enllaç dels covalents és molt alta. La de l’enllaç triple és la més alta,

seguida de la de l’enllaç doble. L’energia d’enllaç de l’enllaç simple és la més

baixa dels tres.

Segons la polaritat dels compostos, existeixen dos tipus d’enllaços covalents:

-Pur o apolar: molècula on no hi ha diferència de càrregues entre els dos pols de la

molècula.

-Polar: molècula on hi ha diferència de càrregues entre els dos pols de la molècula.

Existeix un tipus d’enllaç covalent, anomenat covalent coordinat, que es

caracteritza per ser un enllaç entre dos àtoms, on el parell d’electrons que es

comparteix no prové un electró de cada àtom, sinó que els dos electrons provenen

d’un mateix àtom. És a dir, només un àtom posa electrons en l’enllaç.

Els compostos covalents poden ser moleculars quan formen molècules, o atòmics

quan formen xarxes cristal·lines. En funció d’això, els compostos covalents tenen

unes propietats o unes altres:

-Covalent molecular: com ja hem dit, formen molècules. Els punts de fusió són

baixos, en general. Els que estan en estat sòlid, solen ser tous. Els que són polars

són solubles en dissolvents polars, mentre que els apolars no. Pràcticament no

condueixen l’electricitat ni el calor, en excepció dels polars, que condueixen una

mica l’electricitat.

-Covalent atòmic: tal com hem dit, formen xarxes cristal·lines, o, dit d’una altra

manera, formen macromolècules. Són substàncies dures i sòlides a temperatura

ambient, per tant, podem deduir que tenen el punt de fusió alt. No condueixen el

corrent elèctric ni el calor, amb alguna excepció, com el grafit.


22

Un exemple de compost covalent molecular seria l’aigua, i un de compost covalent

atòmic seria el grafit, que és una macromolècula de carboni.

2.2.3- Enllaç metàl· lic

Aquest enllaç es dóna entre metalls, bàsicament, tot i que també es pot donar entre

elements de baixa electronegativitat i orbitals desocupades. Es caracteritza per

formar una macromolècula, en què els àtoms metàl·lics cedeixen els seus electrons

de valència (els de l’última capa) i es converteixen en ions positius. Aquests

electrons lliures formen l’anomenat mar o núvol d’electrons, que envolta els ions

metàl·lics, i on els electrons van circulant lliurement al voltant dels ions.

Els compostos metàl·lics solen estar formats per un sol element, com ara el ferro,

tot i que també pot formar aliatges, que és la unió de diferents elements diferents,

com per exemple l’acer, que està format per ferro i una petita quantitat de carboni.

Els compostos metàl·lics són substàncies dúctils i mal·leables. Són bons

conductors tèrmics i elèctrics ja que, al ser lliures, els electrons estan en moviment.

Són insolubles en qualsevol dissolvent, i tenen el punt de fusió elevat, de manera

que, tret d’alguna excepció, són sòlids a temperatura ambient.

Documents

2.-CONCEPTES PREVIS 2.1.-ESTRUCTURA DE L’ÀTOM 2.1.1.- … · 2013-10-27 · orbitals d’igual energia entre ells. Per exemple, sabem que 2p conté tres orbitals d’igual energia,