1. Química 2on Batxillerat “ No entens realment una cosa fins que no ets capaç d’explicar-ho a la teva àvia.” Albert Einstein Departament de Ciències
2. Química 2on Batxillerat UNITAT 1:Estructura atòmica i propietats atòmiques periòdiques 1A.- ESTRUCTURA ATÒMICA 1.1.- Introducció a l’àtom. 1.2.- La radiació electromagnètica 1.2.1.- L’espectre electromagnètic. 1.3.- Espectres atòmics. 1.3.1- Espectres d’emissió i espectres d’absorció. 1.4.- La interpretació dels espectres atòmics. 1.5.- Teoria de Bohr i ampliacions. 1.6.- Teoria mecànica ondulatòria de l’àtom. 1.7.- Orbitals atòmics. 1.8.- Configuracions electròniques. Departament de Ciències
3. 1.1.- Introducció a l’àtom. Química 2on Batxillerat Dalton Thompson Rutherford James Chadwick Niels Bohr Departament de Ciències
4. Tub de vidre que conté un gas on s’ha fet parcialment buit. Si s’ aplica un corrent elèctric important el gas es torna conductor i emet un feix de raigs anomenats raigs catòdics . DESCOBRIMENT DE L’ELECTRÓ. Si apliquem un camp magnètic els raigs catòdics es desvien cap al pol positiu del condensador pla Els raigs catòdics han de tenir càrrega negativa per tal que sigui atreta per una altra de positiva
5. 1.1.- Radiació electromagnètica. Química 2on Batxillerat La llum és una radiació electromagmètica formada per: Camp elèctric. Camp magnètic. Perpendiculars entre sí i en la direcció de propagació Propagació en forma d’ones transversals Radiació electromagnètica Espectre electromagnètic: conjunt de radiacions electromagnètiques. Radiació electromagnètica Departament de Ciències
7. 1.1.- Espectres atòmics. L’estudi dels espectres d’alguns elements obtinguts experimentalment van donar lloc a diferents informacions molt útils a l’hora de definir l’estructura de l’àtom. Diferenciarem entre dos tipus d’espectres: Espectres d’emissió. Espectres d’absorció. Química 2on Batxillerat Departament de Ciències ESPECTRES D’EMISSIÓ. Si escalfem un element suficientment pot arribar a un estat ( incandescència ) en el que emeti llum. Espectre format per unes Línies brillants Espectre d’emissió discontinua ESPECTRES D’ABSORCIÓ Si en analitzar la llum d’un filament incandescent hi intercalem un tub que tingui gas hidrogen a baixa pressió apareixen quatre línies negres Espectre d’absorció disontinua
9. 1.4.- La interpretació dels espectres atòmics. El model atòmic de Rutherford no és vàlid: Suposem l’àtom més senzill, l’hidrogen, amb un protó al nucli i un electró girant al seu voltant. Electró girant al voltant del nucli és una partícula elèctrica accelerada emetria contínuament radiació EM perdia velocitat col·lapsaria amb el nucli. No pot explicar l’espectre discontinu de l’hidrogen. Química 2on Batxillerat Departament de Ciències
10. El 1913, Bohr aplica la teoria quàntica a l’àtom d’hidrogen i proposa un model que permet interpretar els espectres d’emissió i absorció d’aquest. E = nh Pel nivell més proper al nucli n = 1 L’energia total d’un electró no pot tenir un valor qualsevol sinó que són múltiples de nombres sencers : L’energia està quantitzada. Els postulats de Bohr: Els electrons es mouen al voltant del nucli en òrbites anomenades nivells energètics . 1.5.- Teoria de Bohr. Química 2on Batxillerat Departament de Ciències freqüència nombre quàntic principal Constant de Planck
11. Química 2on Batxillerat Els nivells d’energia de cada estat es representen en un diagrama d’energia: L’estat de menor energia possible s’anomena ESTAT FONAMENTAL Estat més estable per a l’àtom . Els nivells energètics amb energia superior s’anomenen ESTATS EXCITATS. Quan un electró absorbeix energia salta a un nivell energètic superior ( s’excita ) més inestable que l’estat fonamental. Torna a l’estat fonamental emeten energia radiant. L’energia absorbida (emesa) per l’electró en passar d’un nivell a un altre és discontínua i quantitzada i és igual a la diferència d’energia entre els dos nivells energètics: E final – E inicial = E = h Quan l’electró se separa completament de l’ àtom aquest queda ionitzat (n = ) Departament de Ciències E 5 (n = 5) -0,54 E 1 (n = 1) E 2 (n = 2) E 3 (n = 3) E 4 (n = 4) E 6 (n = 6) E (n = ) E/eV Estat fonamental Estat ionitzat -0,85 -1,51 -3,40 -13,6 -0,38 0
12. a) Absorció d’un fotó . Transició entre el nivell E 1 de menor energia i E 2 més energètic. TRANSICIÓ ELECTRÒNICA: pas d’un electró d’un nivell d’energia a un altre. b) Emissió d’un fotó . Transició entre el nivell E 2 de major energia cap a un estat E 2 menys energètic. a) Excitació b) Relaxació Model atòmic de Bohr: Àtom format per un nucli (amb protons i neutrons) i una escorça electrònica . Els electrons ocupen diferents nivells electrònics amb uns valors determintats = energia de l’electró quantitzada . Els radis d’aquestes òrbites també estan quantitzats . Les transicions electròniques entre diferents nivells energètics també estan quantitzades = no s’emet un continu d’energies , només els valors permesos, la diferència d’energia de la qual és sempre E = h . E 1 E 2 h E 1 E 2 A partir dels espectres atòmics Bohr pot proposar el seu model atòmic.
13. 1.5.1- Ampliació de la teoria de Bohr. ESTRUCTURA FINA DE L’ESPECTRE Perfeccionament dels espectròmetre línies de l’hidrogen no són simples, són diverses línies molt juntes. El 1915, SOMMERFELD proposa que a més d’òrbites circulars poden existir-ne d’el·líptiques , també quantitzades per un altre nombre quàntic nombre quàntic azimutal o secundari (l) En presència d’un camp magnètic certes línies espectrals es desdoblen en altres EFECTE ZEEMAN les òrbites electròniques tenen diferents orientacions (quantitzades) en l’espai. Orientació determinada pel nombre quàntic magnètic (m) Les línies espectrals obtingudes per Zeeman també es desdoblen en dos degut a la rotació de l’electró sobre si mateix . Rotació quantitzada nombre quàntic d’spin (s)
14. En resum, l’electró està definit per 4 nombres quàntics: n: nombre quàntic principal (n). l: nombre quàntic secundari o azimutal (l) (0...n-1) m: nombre quàntic magnètic ( -l...l) s: nombre quàntic d’spin (+1/2, -1/2). Òrbites circulars Òrbites el·líptiques orientació en un camp magnètic Rotació de l’electró sobre si mateix l determina l’excentricitat de l’òrbita: com més gran l més aplanada serà l’el·lipse Els estats amb: l = 0 s’anomenen s Si l = 1 s’anomenen p Si l = 2 s’anomenen d Si l = 3 S’anomenen f
15. Els estats amb: l = 0 s’anomenen s Si l = 1 s’anomenen p Si l = 2 s’anomenen d Si l = 3 s’anomenen f Per definir el nivell i subnivell que ocupa l’electró (estat energètic) s’usen els nombres quàntics n i l . Així per n = 3 i l = 2 electró es troba a l’estat 3d; si n = 4 i l = 0 és el 4s.
16. Química 2on Batxillerat 1.6- Mecànica ondulatòria. Schrödinger va estudiar les propietats ondulatòries dels electrons. El 1926 proposa el model mecànic ondulatori de l’àtom. L’electró es comporta com una ona que obeeix a una equació quàntica típica de moviments ondulatoris Equació d’ona d’Schrödinger Permet calcular la probabilitat de trobar l’electró en una regió de l’espai. Probabilitat de densitat electrònica = orbital El model de Bohr explica només àtoms de tipus hidrogenoides (amb un electró i un protó). Per a àtoms polielectrònics calia buscar una solució. A causa del moviment ondulatori de l’electró és impossible precisar amb exatitud on es troba en un instant determinat ; només podem parlar de la probabilitat de trobar-lo. Departament de Ciències
17. Química 2on Batxillerat 1.7- Orbitals atòmics. Regió de l’espai on és més probable trobar l’electró = major densitat electrònica. En realitat està relacionat amb l’energia que té l’electró en diferents regions de l’espai. Cada orbital es pot definir a partir dels 4 nombres quàntics: El nombre quàntic secundari l (subnivell) : Els diferents valors que presenta l es representen per les lletres s, p d i f . El nombre quàntic magnètic m : Fa referència a l’orientació de l’electró en l’espai. S’usa subíndexs per indicar aquesta orientació. Per ex. per als orbitals p es poden diferenciar en p x, p y, p z. El nombre quàntic d’spin s : Cada orbital pot contenir com a màxim dos electrons i d’spin oposats (gir de l’electró sobre si mateix). +1/2 o -1/2. El nombre quàntic principal n (nivell principal) : determina la distància entre el nucli i els punts del núvol electrònic on la probabilitat de trobar l’electró és màxima . Teòricament pot valer 1,2 3,... però a la pràctica pren valors entre n = 1 i n = 7. Determina el nombre màxim d’electrons que pot contenir un nivell energètic 2n 2 . Ex: el 1er nivell pot contenir 2x1 2 = 2 electrons. Departament de Ciències
18. Química 2on Batxillerat 1.7- Orbitals atòmics. COM ES SIMBOLITZA UN ORBITAL ATÒMIC?. S’escriuen junts el nombre quàntic principal i el secundari. Ex. per l’estat fonamental de l’H (1 electró en el primer nivell quàntic): 1s 1 si l’electró s’excita i passa al segon nivell energètic amb subnivell s escriurem 2s 1 Permeten conèixer la forma de l’orbital. FORMA DELS ORBITALS ATÒMICS. Les solucions de l’equació d’Schrödinger permeten saber com és la regió de l’espai amb una probabilitat del 99% de trobar l’electró. http://www.falstad.com/qmatom/ Nombre quàntic principal . Subnivell Nombre d’electrons Departament de Ciències
19. 1.8- Configuracions electròniques. Química 2on Batxillerat Les solucions de l’equació d’Schrödinger per a àtoms polielectrònics és molt complicada. Es fa una aproximació: Se suposa que en els àtoms polielectrònics hi ha nivells d’energia semblants als de l’àtom d’H. S’omplen els diferents orbitals amb el nombre necessari d’electrons fins a “construir” l’àtom desitjat seguint 3 regles: En els àtoms neutre en estat fonamentals els electrons es troben en l’estat de menor energia. Comencem a emplenar orbitals pel de menor energia. Es respecta el principi d’exclusió de Pauli: dos electrons no poden tenir els quatre nombre quàntics idèntics. En cada nivell només poden haver-hi dos electrons i han de tenir spins aparellats o antiparal·lels (perquè es cumpleixi el ppi d’exclusió) Se segueix la regla de la màxima multiplicitat de Hund: ex. per omplir els 3 orbitals p es col·loquen els electrons el màxim de desaparellat possible, és a dir, si tenim 4 electrons en orbitals p primer omplin el px, py i pz amb un electró cadascun i després tornem a col·locar l’electró que falta al px. Per representar-ho farem servir els diagrames de caixa: Exemple. np 4 Departament de Ciències p x p y p z
20. 1.8- Configuracions electròniques. Química 2on Batxillerat Per escriure la configuració electrònica d’un àtom cal omplir els seus orbitals amb els electrons corresponents per a aquell àtom. Cal conèixer l’energia relativa de cada orbital. En funció d’aquesta l’ordre d’emplenament dels orbitals seguirà el principi d’auffbau La configuració electrònica d’un àtom és la representació de la distribució dels electrons en els diferents orbitals de l’àtom. Exemple. L’àtom de B (Z = 5) té una configuració 1s 2 2s 2 2p 1 L’àtom d’Ar ( Z = 18) té una configuració 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Configuració de capa plena o tancada: capa de valència plena És la més estable de totes. Àtom molt estable (inert) Departament de Ciències
Editor's Notes
#4:A finals del sXX i principis del sXX nombrosos científics varem realitzar tota una sèrie d’experiments per tal de proposar una estructura per a la matèria. Des del temps dels grecs es creia que la part més petita i indivisible de la matèria era l’àtom. El 1808 Dalton va proposar una teoria atòmica basant-se en les lleis clàssiques de la química. La teoria atòmica de Dalton proposava que l’àtom eren unes petites partícules esferèriques, indivisibles i immutables iguals entre sí per a cada element químic. Posteriorment, el 1897, Thompson va demostrar que dins dels àtoms existien unes partícules petites amb càrrega negativa a les que anomenà electrons. Thompson va descobrir l’electró mitjançant experiments de gasos tancats en tubs sotmesos a camps elèctics i magnètics. El 1906, amb un experiment similars descobreix el protó (partícula d’igual càrrega però signe oposat a l’electró). Més tard, el 1911 Rutherford descobreix el nucli atòmic a partir de bombardejar làmines d’or amb partícules alfa. Es va observar que la majoria de les partícules travessaven la làmina sense desviar-se amb la qual cosa es va poder deduir que l’àtom era pràcticament buit, és a dir, que la massa es concentra a la regió del nucli i els electrons es troben a una distància considerable d’aquests. Així doncs Rutherford va proposar un nou model atòmic amb el nucli format per massa i els protons i els electrons girant al voltant. Posteriorment, els experiment amb espectres atòmics van donar lloc a un nou model atòmic proposat per Niels Bohr: nucli amb protons i neutrons i electrons al voltant en òrbites concèntriques.
