Molècules - Àtoms

Un àtom és la unitat més petita de matèria que conserva totes les propietats químiques d'un element.

• Introducció
• Matèria, elements i àtoms
• Enllaços químics
• periodictable
• Atorvi

Introducció

Els quatre elements comuns a tots els organismes vius són l’oxigen (O), el carboni (C), l’hidrogen (H) i el nitrogen (N), que en conjunt formen al voltant del 96% del cos humà.

Matèria, elements i àtoms

Els àtoms i molècules segueixen les regles de la química i la física tot i que formen part d’un organisme. Alguns àtoms tendeixen a guanyar o perdre electrons, o formar enllaços entre ells, i això segueix sent cert fins i tot quan els àtoms o molècules formen part d’un organisme viu.

Matèria i elements

El terme matèria es refereix a qualsevol cosa que ocupi espai i tingui massa, en altres paraules “allò” del que està fet l’univers.

Tota la matèria està composta de substàncies anomenades elements, que tenen propietats físiques i químiques específiques i que no es poden dividir en altres substàncies per mitjà de reaccions químiques ordinàries. L’or, per exemple, és un element, igual que el carboni.

Hi ha 118 elements, però només 92 d’ells ocorren de manera natural. La resta dels elements han estat creats a laboratoris i són inestables.

Cada element es denota amb el símbol químic, que pot ser una sola lletra majúscula o, quan la primera lletra ja està “ocupada” per un altre element, una combinació de dues lletres.

Alguns elements usen el nom en català, com C per al carboni o Ca per al calci. Altres símbols químics provenen dels seus noms en llatí, per exemple, el símbol del sodi és Na, una forma abreujada de natrium, la paraula en llatí per a sodi.

Al món no viu, els elements es troben en proporcions diferents i alguns elements que són comuns en els organismes vius són relativament rars a la Terra. Tots els elements i les reaccions químiques entre aquests obeeixen les mateixes lleis físiques i químiques, sense importar si formen part d’organismes vius o no.

L’estructura de l’àtom

Un àtom és la unitat més petita de matèria que conserva totes les propietats químiques d’un element. Per exemple, una moneda d’or és simplement un gran nombre d’àtoms d’or modelat amb la forma d’una moneda (amb quantitats petites d’altres elements contaminants). Els àtoms d’or no es poden dividir en una mica més petit i conservar-ne les característiques. Un àtom d’or obté les seves propietats de les partícules subatòmiques diminutes de les quals es compon.

Un àtom està compost de dues regions.

1. La primera és el petit nucli atòmic, que es troba al centre de l’àtom i conté partícules carregades positivament anomenades protons, i partícules neutres, sense càrrega, anomenades neutrons.

2. La segona, que és molt més gran, és un “núvol” d’electrons, partícules de càrrega negativa que orbiten al voltant del nucli. L’atracció entre els protons de càrrega positiva i els electrons de càrrega negativa és allò que manté unit a l’àtom.

La majoria dels àtoms tenen aquests tres tipus de partícules subatòmiques, protons, electrons i neutrons. L’hidrogen (H) és una excepció perquè generalment té un protó i un electró, però no té neutrons.

El nombre de protons al nucli defineix quin element és l’àtom, mentre que el nombre d’electrons que envolta el nucli determina en quin tipus de reaccions pot participar.

Els protons i neutrons no tenen la mateixa càrrega, però sí que tenen aproximadament la mateixa massa, al voltant d’1.67×10−24 grams.

Atès que els grams no són una unitat de mesura molt convenient per mesurar masses tan petites, els científics van decidir definir una mesura alternativa, el dalton o unitat de massa atòmica (uma).

Un únic protó o neutró té un pes molt proper a 1 uma. Els electrons són molt més petits en massa que els protons, tan sols 1/1800 d’una unitat de massa atòmica, així que no contribueixen gaire a la massa atòmica total de l’element.

Per contra, els electrons tenen un gran efecte a la càrrega de l’àtom, ja que cada electró té una càrrega negativa igual a la càrrega positiva d’un protó. En àtoms neutres, sense càrrega, el nombre d’electrons que orbiten el nucli és igual al nombre de protons dins del nucli. Les càrregues positives i negatives es cancel·len i generen un àtom sense càrrega neta.

Els protons, els neutrons i els electrons són molt petits i la major part del volum d’un àtom — més del 99 % — és en realitat espai buit. Amb tant d’espai buit podries preguntar-te com és que els anomenats objectes sòlids no passen els uns a través dels altres. La resposta és que els núvols d’electrons de càrrega negativa dels àtoms es repel·lirien entre ells si s’aproximessin massa, cosa que dona com a resultat la nostra percepció de la solidesa.

Enllaços químics

Els enllaços químics mantenen unides a les molècules i creen connexions temporals que són essencials per a la vida.

Els tipus d’enllaç químic que s’inclouen són covalent, iònic, així com enllaços hidrogen i forces de dispersió de London.

Els éssers vius es componen d’àtoms, però en la majoria dels casos, aquests àtoms no estan flotant individualment. Per contra, generalment interactuen amb altres àtoms (o grups d’àtoms).

Com a exemple, els àtoms podrien estar connectats per enllaços forts i organitzats en molècules o vidres; o podrien formar enllaços temporals i febles amb altres àtoms amb què xoquen o freguen. Tant els enllaços forts que mantenen unides a les molècules com els enllaços més febles que creen connexions temporals són essencials per a la química dels nostres cossos i l’existència de la vida mateixa.

Orbitals de valència

Molts àtoms esdevenen estables quan el seu orbital de valència és ple d’electrons o quan satisfan la regla de l’octet (en tenir vuit electrons de valència).

Si els àtoms no tenen aquest arranjament, “desitjaran” aconseguir-ho en guanyar, perdre o compartir electrons mitjançant els enllaços.

En aquest apartat veurem amb més detall la taula periòdica, com els àtoms organitzen els electrons i com això ens permet predir la reactivitat dels elements.

És important recordar la valència dels elements més comuns a la vida; perquè aquest defineix el número d’enllaços que pot formar l’element per obtenir estabilitat.

• Hidrogen valencia 1.
• Carboni valencia 4.
• Nitrogen valencia 3.
• Oxigen valencia 2.

La taula periòdica

La posició de cada element a la taula periòdica brinda una informació important sobre la seva estructura, propietats i comportament en les reaccions químiques.

Específicament, la posició d’un element a la taula periòdica ajuda a conèixer la seva configuració electrònica, la manera com s’organitzen els electrons al voltant del nucli.

Els àtoms usen els seus electrons per participar en reaccions químiques, així que conèixer la configuració electrònica d’un element et permet predir-ne la reactivitat, és a dir, si interactuarà, i de quina manera, amb àtoms d’altres elements.

Per convenció, els elements estan organitzats a la taula periòdica, una estructura que captura els patrons importants del seu comportament.

Dissenyada pel químic rus Dmitri Mendeleev (1834–1907) el 1869, la taula organitza els elements en columnes — grups — i files — períodes — que comparteixen certes propietats. Aquestes propietats determinen l’estat físic d’un element a temperatura ambient – gas, sòlid o líquid –, així com la seva reactivitat química, la capacitat de formar enllaços químics amb altres àtoms.

A més de llistar el nombre atòmic de cada element, la taula periòdica també mostra la massa atòmica relativa de l’element, la mitjana ponderada dels seus isòtops que tenen lloc naturalment a la Terra.

Isòtops.

Els isòtops són versions del mateix element que tenen el mateix nombre de protons (això defineix l’element), però diferent nombre de neutrons. Això fa que tinguin una massa diferent, però gairebé el mateix comportament químic.

Per exemple, el Carboni té 3 isòtops coneguts. El C-12 i C-13 són estables i C-14 és radioactiu, però s’utilitza en la datació de fòssils (arqueologia 💀📜)

Per exemple veiem l’hidrogen, per exemple, apareixen el nom i el símbol H, així com el nombre atòmic d’1 — a la cantonada superior esquerra — i la massa atòmica relativa de 1.01.

Les diferències en la reactivitat química entre els elements es basen en el nombre i la distribució espacial dels seus electrons.

Exemples de compostos químics comuns són:

• H₂O (aigua) → formada per 2 àtoms d’hidrogen i oxigen.
• CO₂ (diòxid de carboni) → 2 molècules d’oxigen amb una de carboni.

Com veurem a continuació, la taula periòdica organitza els elements de manera que reflecteixin el nombre i el patró d’electrons, cosa que la fa útil per predir la reactivitat d’un element: com de probable és que formi enllaços i amb quins altres elements.

Les capes d’electrons i el model de Bohr

Les capes d’electrons i el model de Bohr

• Bohr (1913) va imaginar l’àtom com un nucli central (protons + neutrons) envoltat per electrons en capes circulars, com planetes al voltant del Sol.
• Cada capa té un nivell d’energia: les més properes al nucli = menys energia; les més llunyanes = més energia.
• A cada capa se li assigna un número i el símbol n: la capa d’electrons més propera al nucli, per exemple, s’anomena 1n.
• Per saltar de capa, un electró ha d’absorbir o alliberar energia (fotons).

Els àtoms, al estan governats per les lleis de la física, tendeixen a prendre la configuració més estable i de menor energia possible.

Els electrons no es col·loquen de qualsevol manera al voltant del nucli, sinó que segueixen un ordre molt estricte:

• La primera capa (1n) és la més propera al nucli i només pot tenir 2 electrons.
• La segona capa (2n) és una mica més gran i pot arribar fins a 8 electrons.
• La tercera capa (3n) encara és més gran i pot arribar a tenir fins a 18 electrons.

El nombre d’electrons de la capa externa d’un àtom particular determina la seva reactivitat o tendència a formar enllaços químics amb altres àtoms. A aquesta capa externa se’l coneix com a capa de valència i als electrons que es troben dins d’ella se’ls anomena electrons de valència.

En general, els àtoms són més estables, menys reactius, quan la seva capa d’electrons externa es troba completa.

Alguns àtoms poden ser estables amb un octet fins i tot quan la seua capa de valència és la capa 3n que pot contenir fins a 18 electrons. Veurem per què passa això quan expliquem els orbitals atòmics més endavant.

A continuació es mostren exemples d’alguns àtoms neutres i les configuracions electròniques.

En aquesta taula, pots veure que l’heli té una capa de valència completa, amb dos electrons a la primera i única capa, 1n.

De manera similar, el neó té una capa externa 2n completa amb vuit electrons. Aquestes configuracions electròniques fan que l’heli i el neó siguin molt estables.

Configuració electrònica i la taula periòdica

Els elements a la taula periòdica s’ordenen d’acord amb el nombre atòmic (Z), que indica exactament quants protons tenen.

En un àtom neutre, el nombre d’electrons serà igual al nombre de protons, de manera que podem determinar fàcilment el nombre d’electrons a partir del nombre atòmic.

Addicionalment, la posició d’un element a la taula periòdica — la columna o el grup, i la fila o el període — proporciona informació útil sobre com estan disposats els seus electrons.

Si considerem només les primeres tres files de la taula, que inclouen els principals elements importants per a la vida, cada fila correspon a omplir una capa d’electrons diferent: l’heli i l’hidrogen col·loquen els electrons a la capa 1n, mentre que els elements de la segona fila com el Li comencen a omplir la capa 2n i els elements de la tercera fila com el Na continuen amb la capa 3n. De manera similar, el número de columna d’un element ens dona informació sobre el nombre d’electrons de valència i la reactivitat.

En general, el nombre d’electrons de valència és el mateix dins una columna i augmenta d’esquerra a dreta dins una fila. Els elements del grup 1 tenen només un electró de valència i els del grup 18 en tenen vuit, excepte l’heli, que només té dos electrons en total. D’aquesta manera, el número de grup pot predir que tan reactiu serà cada element:

• L’heli (He), el neó (Ne) i l’argó (Ar), com a elements del grup 18, tenen la capa externa completa o satisfan la regla de l’octet. Això els fa molt estables com a àtoms individuals. A causa de la seva manca de reactivitat són anomenats gasos inerts o gasos nobles**.

• L’hidrogen (H), el liti (Li) i el sodi (Na), com a elements del grup 1, tenen només un electró a la capa exterior. Són inestables com a àtoms individuals, però poden estabilitzar-se en perdre o compartir un electró de valència.

Si aquests elements perden completament un electró — com fan normalment el Li i el Na — es converteixen en ions de càrrega positiva: Li⁺ i Na⁺.

• El fluor (F) i el clor (Cl), com a elements del grup 17, tenen set electrons a la capa exterior. Tendeixen a assolir un octet estable en prendre un electró d’altres àtoms i es converteixen en ions amb càrrega negativa: F⁻ i Cl⁻.

• El carboni (C), com un element del grup 14, té 4 electrons a la capa exterior. Això vol dir que li interessa agafar 4 electrons més per complir la regla de l’octet.

• L’Oxigen (O), amb 6 electrons, necessita 2 més i no para fins trobar-los. És molt habitual que trobo 2 electrons d’Hidrogen per formar l’H₂O (aigua).

Aleshores, les columnes de la taula periòdica reflecteixen el nombre d’electrons que es troben a la capa de valència de cada element, la qual cosa al seu torn determina com reaccionarà.

L’oxigen té 6 electrons a la seva capa externa i necessita 2 més per completar els 8.

Per això la valència química de l’oxigen és 2 (ex.: en H₂O, cada oxigen fa 2 enllaços amb hidrogen).

💡 Resum col·loquial: els electrons de valència són els que ja tens, la valència és quants et falten per ser feliç.

Exercicis

1. Quines són les 3 partícules subatòmiques presents a la majora dels elements? Quin és l’únic element que només té 2 partícules subatòmiques?

2. Cerca a la taula periòdica: la posició (nombre atòmic), l’abreviatura, la massa atòmica, i el grup al qual pertanyen els elements: Liti, Heli, Nitrogen.

3. Tenint en compte la regla de l’octet i la valència dels següents elements, quin d’aquests és més estable. I quin és més “promiscu” (demana més electrons).

Activitat.

Cerca a la taula periòdica i altres fonts quines són les propietats (grup, massa atòmica, aplicacions a la vida…) dels 4 àtoms més comuns en els organismes vius.

Representa-les en un full de càlcul o una pàgina web amb HTML i CSS.

Segur que pots tu sól! A l’exercici anterior ja has trobat moltes propietats del Nitrogen.

I és una bona pregunta d’examen 🤔 …

Subcapes i orbitals

El model de Bohr és útil per explicar la reactivitat i la formació d’enllaços de molts elements, però en realitat, no dona una descripció gaire precisa de com estan distribuïts els electrons a l’espai al voltant del nucli.

Específicament, els electrons no circumden el nucli, sinó que passen la major part del seu temps a regions de l’espai que de vegades tenen formes complicades al voltant del nucli anomenades orbitals electrònics.

Realment no podem saber on és un electró en qualsevol moment donat, però podem determinar matemàticament el volum d’espai en què és més probable trobar-lo, diguem-ne, el volum d’espai on passa el 90% del seu temps. Aquesta regió d’alta probabilitat és allò que conforma un orbital i cada orbital pot contenir fins a dos electrons.

En aquesta página web pots veure mapes en 3D d’aquests volums: https://www.falstad.com/qmatom/

Les subcapes es designen amb les lletres s, p, d i f, i cadascuna indica una manera diferent. Per exemple, les subcapes s tenen un únic orbital esfèric, mentre que les p tenen tres orbitals en forma de manuella amb angles rectes entre ells.

La major part de la química orgànica, la química dels compostos que contenen carboni i que són fonamentals per a la biologia, tracta sobre interaccions entre electrons de les capes s i p, així que aquestes són les capes amb què cal familiaritzar-se. No obstant això, els àtoms amb molts electrons poden distribuir-ne alguns a les subcapes d i f. Les subcapes d i **f tenen formes més complexes i contenen cinc i set orbitals, respectivament.

Configuració d’electrons per capes i orbitals

1️⃣ Primera capa (1n)

• Conté un únic orbital: 1s (esfèric i molt proper al nucli).

• Ompliment:

  • Hidrogen (H): 1 electró → 1s¹
  • Heli (He): 2 electrons → 1s²

• Característiques:

  • És la capa més interna.
  • H i He són els únics elements amb electrons només a 1s.
  • Primera fila de la taula periòdica → només tenen electrons a la 1n.

2️⃣ Segona capa (2n)

• Conté:

  • Un orbital 2s (esfèric)
  • Tres orbitals 2p (en forma de “manuelles”), cada un amb capacitat per 2 electrons → màxim 6 electrons en total a 2p.

• Ompliment:

  1. 2s es completa primer.
  2. 2p s’omple després.

• Exemples:

  • Liti (Li): 3 electrons → 1s² 2s¹

  • Neó (Ne): 10 electrons → 1s² 2s² 2p⁶

    • Segona capa completa → àtom estable, poc reactiu.

• Segona fila de la taula periòdica → electrons distribuïts entre 1n i 2n.

3️⃣ Tercera capa (3n)

• Conté:

  • Orbital 3s (esfèric)
  • Tres orbitals 3p (màxim 6 electrons)
  • Orbital 3d (energia més alta; no es comença a omplir fins a la quarta fila)

• Ompliment:

  • 3s → 3p → 3d (després, a partir de la quarta fila)

• Exemple:

  • Argó (Ar): capa 3n amb 8 electrons de valència → estable encara que 3d encara no s’ompli

• Característica clau:

  • Els elements de la tercera fila poden ser estables amb només 8 electrons de valència, perquè les subcapes s i p estan completes.

Com estan formats els orbitals en els primeres elements de la taula periòdica, els més presents al planeta Terra i als éssers viuss

Tot i que les capes d’electrons i els orbitals estan estretament relacionats, els orbitals proporcionen una imatge més precisa de la configuració electrònica d’un àtom.

Això és perquè els orbitals realment especifiquen la forma i la posició de les regions de l’espai que ocupen els electrons.

periodictable

Ara que ja tens els fonaments de química, els posarem en pràctica amb python.

La biblioteca periodictable conté tota la informació actualitzada dels elements de la taula periòdica.

En aquest enllaç tens tota la documentació del projecte: Extensible Periodic Table

Sessió interactiva

Crear una sessió interactiva amb Python (amb la biblioteca periodictable):

uv run --with periodictable python

Importa la llibreria periodictable amb l’àlies pt.

import periodictable as pt

Per exemple, si necessites la informació de l’Hidrogen (H):

>>> pt.H.number
1
>>> pt.H.mass
1.008
>>> pt.H.symbol
'H'

Si vols treballar amb el simbol H sense haver d’afegir pt. el pots importar directament:

>>> from periodictable import H
>>> H.number
1
>>> H.mass
1.008
>>>

La massa atòmica de l’aigua (i de qualsevol compost) és la suma de la massa dels elements que conté:

>>> from periodictable import H, O
>>> O.mass
15.999
>>> 2 * H.mass + O.mass
18.015
>>> f"Water mass: {2 * H.mass + O.mass}"
'Water mass: 18.015'

>>> pt.C.mass + pt.O.mass
28.009999999999998

Surt de la sessió interactiva.

Projecte

Crea un nou projecte amb uv.

uv init atom
cd atom
uv add periodictable

Obre el projecte amb PyCharm

A continuació, modifica el contingut del fitxer main.py:

import periodictable as pt

number = int(input("Enter the Atomic Number of the Element: "))
atom = pt.elements[number]

# Edita el codi a parti d'aquí

print(f"Symbol: {atom.symbol}")

Executa l’script amb qualsevol nombre atòmic, per exemple el 44:

Enter the Atomic Number of the Element: 44
Symbol: Ru

from pprint import pprint
pprint(vars(atom))

{'_density': 12.41,
    '_isotopes': {87: Ru[87],..., 118: Ru[118]},
    '_mass': 101.07,
    '_mass_unc': 0.02,
    'density_caveat': '',
    'ion': <periodictable.core.IonSet object at 0x0000013091F1E1B0>,
    'ions': (-4, -2, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8),
    'name': 'ruthenium',
    'number': 44,
    'symbol': 'Ru'}

print(f"Name: {atom.name}")
print(f"Symbol: {atom.symbol}")
# ...

Activitat

Amb un bucle for puc recorrer tots els elements:

import periodictable as pt

for atom in pt.elements:
    print(atom, end=" ")

PENDENT Després de fer l’activitat Python - Llista

Atorvi

atorvi és un paquet de Python per visualitzar orbitals atòmics individuals i les seves diverses combinacions lineals.

En aquest document tens el manual: Atorvi - Manual

En aquest carpeta tens orbitals generats amb atorvi: https://github.com/dkorotin/atorvi/tree/main/examples/orbitals

Entorn de treball

Afegeix una dependència amb la biblioteca atorvi al projecte:

uv add atorvi

La biblioteca genera els orbitals atòmics sol·licitats en una malla 3D i els exporta, juntament amb l’estructura cristal·lina introduïda (molècula o cristall periòdic), en un fitxer en [format XCrysDen .xsf](http://www.xcrysden.org/doc/XSF.html.

Per tant, has d’instal·lar un visutalitzador 3D per visualitzar els orbitals codificats en el fitxer .xsf.

Vesta és un programa de visualització 3D per a models estructurals, dades volumètriques com ara densitats electròniques/nuclears, i morfologies cristal·lines.

Obre una sessió de Powershell

Instal·la el visualitzador Vesta amb Windows - Scoop:

scoop bucket add extras
scoop install vesta

orbital.py

Crea el fitxer orbital.py amb aquest contingut:

import atorvi
import os

file = atorvi.OrbitalFile("orbital.xsf")

# Edita ..

# Orbital for an Ni atom (Z = 28)
orbital = "d_{3z^2-r^2}"
file.add_orbital(orbital, position=[0, 0, 0], znumber=28)

## ... fins aquí

file.write_data()

path = os.path.expanduser("~/scoop/apps/vesta/current/VESTA.exe")
os.system(f"{path} orbital.xsf")

Executa l’script.

Pots veure el resultat amb el visualitzador Vesta:

print(atorvi.supported_orbitals)

file.add_orbital(orbital, position=[0, 0, 0], znumber=28)