UNITAT 1. La composició dels Essers
Vius.
Els nivells d’organització de la matèria.
1.1 Nivell subatònic.
• Protons (nucli) (+)
• Neutrons (nucli)
• Electrons (escorça) (-)
1.2 Nivell atòmic.
• Oxigen (O)
• Hidrogen (H)
1.3 Nivell molecular.
• Unió de 2 a més +atoms.
• Biomolècules (molècules)
o Organiques
o Inorgàniques.
1.4 Nivell cel·lular.
• Cèl·lula procariota → No te ADN recobert per membrana.
• Cèl·lula Eucariota → ADN recobert per membrana.
1.5 Nivell pluricel·lular.
• Tal·lus (Algues i fongs)
• Teixit
• Òrgans
• Sistemes
• Aparells
1.6 Nivell de Població.
Conjunt d’individus de la mateixa espècie que viuen en un lloc determinat.
1.7 Nivell ecosistema.
Conjunt d’espècies diferents que es relacionen entre ells i amb el medi on viuen.
2. La composició química de la matèria viva.
• Element químic: Substància formada per un sol tipus d’àtom, 104 elements.
• Àtom: part més petita d’un element químic.
• Àtom:
o Nucli → protons
▪ Neutrons.
Escorça → electrons.
• Àtoms es neutre quan : el nombre d’electrons és igual al nombre de protons.
o Àtom perd e- → queda carregat positivament → Na+ → Catió.
, oÀtom guanya e- → Queda carregat negativament → Cl - → Anió.
oIons → Cations.
▪ Anions. Configuració electrónica.
• Molècula → Conjunt de 2 o més àtoms.
o O2 → Oxigen molecular
o H2O → Aigua.
o C6 H12 O6 → Glucosa.
3. Enllaços Químics.
• Tipus d’enllaços → entre àtoms → enllaç iònic
o Enllaç covalent → polar
o Apolar.
➔ Entre intermoleculars → enllaç amb pont d’hidrogen.
• Enllaç de Van der Wals.
Enllaç iònic.
Es dona entre àtoms de molt diferent electronegativitat.
Cl17 → 1s1 2s2 2p6 3s2 3p5 → 7e- molt electronegatiu.
Na11 → 1s1 2s2 2p6 3s1 → 1e- poc electronegatiu.
• El clor guanya e- i passa a se l’anió Cl-.
• El Sodi perd e- i passa a ser el Catió Na +.
S’uneixen per atracció electroestàtica formant cristalls. Na +Cl-.
Enllaç covalent.
Es dona entre àtoms d’electronegativitat similar. Es un enllaç fort, comparteixen electrons.
Poden ser covalents Apolar quan es dona entre àtoms d’idèntica electronegativitat o molt
similar.
Ex. O2, N2, H2, CH4.
Poden ser polars, quan un dels àtoms atreu amb més força els electrons.
Ex. H2O
NH3
Comparació
Enllaç iònic.
Vius.
Els nivells d’organització de la matèria.
1.1 Nivell subatònic.
• Protons (nucli) (+)
• Neutrons (nucli)
• Electrons (escorça) (-)
1.2 Nivell atòmic.
• Oxigen (O)
• Hidrogen (H)
1.3 Nivell molecular.
• Unió de 2 a més +atoms.
• Biomolècules (molècules)
o Organiques
o Inorgàniques.
1.4 Nivell cel·lular.
• Cèl·lula procariota → No te ADN recobert per membrana.
• Cèl·lula Eucariota → ADN recobert per membrana.
1.5 Nivell pluricel·lular.
• Tal·lus (Algues i fongs)
• Teixit
• Òrgans
• Sistemes
• Aparells
1.6 Nivell de Població.
Conjunt d’individus de la mateixa espècie que viuen en un lloc determinat.
1.7 Nivell ecosistema.
Conjunt d’espècies diferents que es relacionen entre ells i amb el medi on viuen.
2. La composició química de la matèria viva.
• Element químic: Substància formada per un sol tipus d’àtom, 104 elements.
• Àtom: part més petita d’un element químic.
• Àtom:
o Nucli → protons
▪ Neutrons.
Escorça → electrons.
• Àtoms es neutre quan : el nombre d’electrons és igual al nombre de protons.
o Àtom perd e- → queda carregat positivament → Na+ → Catió.
, oÀtom guanya e- → Queda carregat negativament → Cl - → Anió.
oIons → Cations.
▪ Anions. Configuració electrónica.
• Molècula → Conjunt de 2 o més àtoms.
o O2 → Oxigen molecular
o H2O → Aigua.
o C6 H12 O6 → Glucosa.
3. Enllaços Químics.
• Tipus d’enllaços → entre àtoms → enllaç iònic
o Enllaç covalent → polar
o Apolar.
➔ Entre intermoleculars → enllaç amb pont d’hidrogen.
• Enllaç de Van der Wals.
Enllaç iònic.
Es dona entre àtoms de molt diferent electronegativitat.
Cl17 → 1s1 2s2 2p6 3s2 3p5 → 7e- molt electronegatiu.
Na11 → 1s1 2s2 2p6 3s1 → 1e- poc electronegatiu.
• El clor guanya e- i passa a se l’anió Cl-.
• El Sodi perd e- i passa a ser el Catió Na +.
S’uneixen per atracció electroestàtica formant cristalls. Na +Cl-.
Enllaç covalent.
Es dona entre àtoms d’electronegativitat similar. Es un enllaç fort, comparteixen electrons.
Poden ser covalents Apolar quan es dona entre àtoms d’idèntica electronegativitat o molt
similar.
Ex. O2, N2, H2, CH4.
Poden ser polars, quan un dels àtoms atreu amb més força els electrons.
Ex. H2O
NH3
Comparació
Enllaç iònic.
