ESTRUCTURA ATÒMICA
1.- La teoria atomicomolecular
El concepte d'àtom ja va ser proposat per filòsofs grecs com Demòcrit i Leucip i els epicuris. Demòcrit, deixeble de Leucip, va encunyar el terme ἄτομος (atomos) vers l'any 400 aC amb el significat d''indivisible', però aquests conceptes d'àtom no eren més que idees abstractes, raonaments filosòfics sense cap mena de suport experimental o empíric. Tanmateix, aquest concepte filosòfic seria oblidat durant molts segles.
El 1661, Robert Boyle va publicar The Sceptical Chymist, en què defensava que la matèria era composta per diferents partícules de diferents tipus i mides, en comptes dels tradicionals elements clàssics d'aire, terra, foc i aigua. Boyle va avançar en la diferenciació entre compost i mescla, i en l'anàlisi dels seus components, però no va anar més enllà de la conjectura pel que respecta a les partícules.
El 1789, Antoine Lavoisier va definir el terme element com la substància bàsica que no pot ser dividida amb els mètodes de la química.
2.- Lleis ponderals i volumètriques
Lleis ponderals
Llei de la conservació de la massa o Llei de Lavoisier (1774)
Llei de les proporcions definides o Llei de Proust (1806)
Llei de les proporcions múltiples o de Dalton (1803)
Llei de les proporcions recíproques de de Richter (1792)
Lleis volumètriques de les reaccions químiques
Llei de Gay-Lussac o dels volums de combinació (1808)
Teoria atomicomolecular. Principi d’Avogadro (1811)
PRÀCTICA: La llei de Lavoisier
Antoine Lavoisier ( 1743-1794 ), químic francès, considerat el pare de la química moderna.
Pràctica 14 del QUADERN DE PRÀCTIQUES.
3.- Teoria de la naturalesa atòmica �de Dalton (1808)��John Dalton ( 1766-1844 ), naturalista, químic, matemàtic i meteoròleg anglès.
1.- Un element és un tipus d’àtom. Una substància elemental està formada per un conjunt de partícules materials esfèriques separades entre sí, indivisibles i indestructibles, anomenades ÀTOMS.
2.- Els àtoms d’una substància elemental són iguals en massa i propietats.
3.- Els àtoms de substàncies elementals diferents tenen massa i propietats diferents.
4.- Els compostos químics estan formats per la unió d’àtoms diferents que s’anomenen molècules. Cada compost té la mateixa proporció d’àtoms.
4.- Model atòmic de JJ Thomson (1897)��Joseph John Thomson ( 1856-1940 ), físic anglès guardonat amb el Premi Nobel de Física el 1906 i �descobridor de l’electró.
Descobriments molt importants!
De la radioactivitat – Henri Becquerel – 1896
De l’electró – JJ Thomson - 1897
Del protó – Ernest Rutheford -1906
Del nucli de l’àtom – Ernest Rutheford - 1911
Dels isòtops – JJ Thompson – 1912
Del neutró – James Chadwick - 1932
5.- Descobriment del nucli de l’àtom� Ernest Rutherford (1911)��Ernest Rutheford ( 1971-1937 ), químic i físic anglès, guardonat amb el Premi Nobel de Química l’any 1908,
L’àtom és un espai buit!
T’imagines on podries posar totes les partícules elementals ( quarks i electrons ) de totes les persones del planeta si eliminessis l’espai buit dels àtoms?
6.- Altres conceptes importants
6.1.- Nombre atòmic i nombre màssic
Nom
|
Símbol |
Z |
A |
Número de protons |
Número de neutrons |
Número d’electrons
|
Sodi
|
|
|
23 |
11 |
|
|
|
Al |
13 |
|
|
14 |
|
|
|
|
|
17 |
18 |
|
Bari
|
|
|
138 |
|
|
|
|
Fe2+
|
|
|
|
|
|
Ió potassi
|
|
|
|
|
|
|
Ió iodur
|
|
|
|
|
74 |
|
|
S2- |
|
|
|
|
|
6.2.- Isòtops
del Carboni
de l’Urani
6.3.- Massa molecular relativa o pes molecular, massa fórmula relativa.
Calcula la massa dels següents compostos:
6.4.- Fórmula empírica i fórmula molecular�
FÓRMULA EMPÍRICA ( CH2O)n
FÓRMULA MOLECULAR C6H12O6
Exercicis de fórmula empírica i fórmula molecular
P1) El butà conté un 82,76% de C. Determina la FE i la FM si sabem que la seva Mr és 58,0.
P2) La nicotina, un constituent molt tòxic del tabac, té aquesta composició: 74,07% de C , 17,2% de N i la resta H. Determina la FE i la FM si sabem que la Mr és 162,2.
P3) L’indi, el colorant blau dels texans, té una composició centesimal en massa del 73,27% de C, 3,84% de H, 10,68% de N i la resta és oxigen. La seva Mr és 262,3. Quina és la fórmula molecular de l’indi?
P4) Unes pastilles per combatre l’anèmia contenen sulfat de ferro (II). Si suposem que cada pastilla és íntegrament sulfat de ferro (II) heptahidratat, quin és el percentatge de ferro (II) que conté?
6.5.- El mol
El mol és la unitat en el sistema internacional de la magnitud quantitat de substància.
1 parell de cadires = 2 cadires
1 dotzena de cadires = 12 cadires
1 mol de cadires = 6,023.1023 cadires
Nombre d’Avogadro = NA ó L = 602.300.000.000.000.000.000.000
1 mol d’àtoms = 6,023.1023 àtoms
1 mol de molècules = 6,023.1023 molècules
1 mol d’electrons = 6,023.1023 electrons
És molt gran el nombre d’Avogadro?
Amb un mol de boles d’un centímetre de diàmetre podríem cobrir la península ibèrica?
Calculem el nombre d’onades que han colpejat una roca de la costa, si sabem que té una edat de 200 milions d’anys i que cada minut és colpejada per 5 onades. És un nombre molt gran? I si el comparem amb el nombre d’Avogadro?
Exercicis sobre el concepte de mol
PRÀCTICA: Determinació experimental de la constant d’Avogadro
PRÀCTICA: Espectres
* Construcció d’un espectròmetre
* Espectres - llum del Sol
- llum d’un fluorescent
- llum d’una làmpada
- llum d’una làmpada que travessa una solució de sulfat de coure (II)
- llum d’una làmpada que travessa òxids de nitrogen
PRÀCTICA: Radiacions
* Disc de Newton
* Radiació d’un comandament de TV vista amb la càmera del mòbil
* Pintem amb làser
* Podem fer explotar un globus amb làser?
7.- Espectres atòmics
Radiació electromagnètica
Espectre electromagnètic
7.1.- Tipus d’espectres
a) Continus i discontinus
b) D’emissió i d’absorció
Espectres d’emissió de diferents àtoms
8.- Interpretació dels espectres atòmics. La teoria quàntica
Max Planck ( 1858-1947 ), físic alemany, considerat el pare de la teoria quàntica, guardonat amb el Premi Nobel de Física l’any 1918.
El fet que els àtoms puguin emetre o absorbir radiacions s’interpreta amb la teoria quàntica iniciada al 1900 pel físic alemany Max Planck. D’acord amb aquesta teoria es considera que una partícula emet o absorbeix energia radiant no d’una manera contínua, sinó discontínua mitjançant corpuscles elementals anomenats quanta d’energia o fotons.
Així l’energia transportada per un raig de llum monocromàtica és múltiple del quantum d’energia o fotó ( caràcter corpuscular ). Tot i això sabem que la llum és un moviment ondulatori, és una ona que es propaga en el buit o en l’aire a 3.108 m/s ( caràcter ondulatori ).
L’energia d’un fotó és directament proporcional a la seva freqüència:
ε = h . ν = h . c / λ
h = constant de Planck = 6,63.10-34 Js
c = 3.108 m/s
Càrrega electró = 1,6.10-19 C
1 eV = 1,6.10-19 J
1 nm = 10-9 m
La quantitat d’energia, E, transportada per una radiació monocromàtica constituïda per molts fotons iguals és múltiple enter de ε: E = n . h . ν = n . ε
Exercicis sobre la hipòtesi de Planck
9.- La teoria de Bohr (1913).
El 1913, el físic danès Niels Bohr (1885-1962), guardonat amb el
Premi Nobel de Física el 1922, basant-se en la teoria dels quanta de Planck, va proposar una teoria per explicar l’estabilitat de l’àtom d’hidrogen i per interpretar-ne el seu espectre.
9.1.- Postulats de Bohr
Els electrons es mouen al voltant del nucli en unes certes capes anomenades Nivells energètics o nivells quàntics principals. Mentre un electró es mou en un mateix nivell no emet ni absorbeix energia.
L’energia total de l’electró no pot tenir uns valors qualsevol, només un certs valors ben determinats, permesos, quantitats. A cada nivell li assigna un nombre natural anomenat Nombre quàntic principal n=1,2,3,4 ... Els nivells d’energia es representen en un Diagrama d’energies.
Quan l’electró absorbeix o emet energia fa una transició electrònica des d’un nivell d’energia a un altre, absorbint o emetent un fotó d’energia : ∆E=εfotó
9.2.- Interpretació de l’espectre d’emissió de l’àtom d’hidrogen.
Exercicis sobre l’àtom de Bohr
1) Calcula l’energia, la freqüència i la longitud d’ona del fotó que s’emet quan l’electró de l’àtom d’hidrogen fa la transició n2 → n1 ? Identifica la línia a l’espectre.
2) Calcula l’energia, la freqüència i la longitud d’ona del fotó que s’emet quan l’electró de l’àtom d’hidrogen fa la transició n2 → n3 ?
Identifica la línia a l’espectre.
3) Calcula l’energia, la freqüència i la longitud d’ona del fotó que s’emet quan l’electró de l’àtom d’hidrogen fa la transició n5 → n2 ?
Identifica la línia a l’espectre.
9.3.- Generalització i limitacions de la teoria de Bohr.
Generalització
Els electrons tenen diferents nivells d’energia.
La transició entre dos nivells es fa per absorció o emissió d’un fotó.
Limitacions
L’espectre de l’àtom d’H és senzill, el dels àtoms polielectrònics no.
Bohr descriu els nivells d’energia a partir d’un sol nombre quàntic i això no és possible.
Amb la millora dels espectrògrafs apareixen més línies, cosa que no pot explicar el model de Bohr.
No explica el caràcter dirigit dels enllaços entre àtoms.
PRÀCTICA: Assaig a la flama
10.- Els raigs X��Wilhelm Röntgen ( 1845-1923 ), físic alemany guardonat amb el Premi�Nobel de Física el 1901. ������
11.- L’efecte fotoelèctric��Albert Einstein ( 1879-1955), físic alemany guardonat amb el Premi Nobel de Física l’any 1921.�
W = W0 + EC
Exercici sobre l’efecte fotoelèctric
�1)�
1nm=10-9m ; me=9,1.10-31kg
12.- Dualitat ona-corpuscle
La radiació electromagnètica té un doble caràcter: ONDULATORI o CONTINU ( difracció, interferències ... ) i CORPUSCULAR o DISCONTINU ( RX, efecte fotoelèctric ... )
Aquest doble comportament de la radiació, que durant molts anys va preocupar als físics, es va resoldre a favor de l’anomenada DUALITAT ONA-CORPUSCLE: ones i partícules es complementen a l’hora d’explicar-lo. La llum i la matèria poden, alhora, posseir propietats de partícula i propietats ondulatòries.
El caràcter ondulatori i corpuscular de la radiació no són més que dues formes de percebre una única realitat, la limitació està en el fet que és impossible observar alhora els dos fets.
12.1.- Model corpuscular
Aquest model pot explicar la formació d’ombres admetent que, quan la llum arriba a un cos opac alguns dels corpuscles reboten, i d’altres continuen el seu moviment rectilini tot dibuixant la forma de l’objecte. Però de la mateixa manera les partícules que formen la llum haurien de xocar quan dos raigs es creuen, i la trajectòria d’aquests hauria de canviar. En la realitat s’observa que els dos raigs segueixen les seves trajectòries rectilínies.
La llei de la reflexió s’interpreta fàcilment com una conseqüència del xoc elàstic que té lloc entre els corpuscles constituents de la llum i de la superfície reflectora. Tanmateix la reflexió molte svegades va associada a la refracció i, dins el model corpuscular, el fet que alguns corpuscles rebotin elàsticament mentre que d’altres la traspassin i continuïn el seu moviment en el segon medi no té explicació.
12.2.- Model ondulatori
Aquest model explica bé les lleis de la reflexió i de la refracció, els colors que formen la llum blanca, però no pot explicar com es propaga la llum en forma d’ones en el buit.
El so, a causa de la difracció, pot creuar obstacles i canvia la seva direcció de propagació. En el cas de la llum no s’observa aquest fenomen típicament ondulatori, sinó que dibuixa ombres ben definides.
Imatge il·lustrativa de la dualitat ona-partícula, en el qual
es pot veure com un mateix fenomen pot tenir dues
percepcions distintes.
D'acord amb la física clàssica existeixen diferències entre ona i partícula: una partícula ocupa un lloc en l'espai i té massa mentre que una ona s'estén en l'espai caracteritzant-se per tenir una velocitat definida i massa nul·la.
Actualment es considera que la dualitat ona - partícula és “un concepte de la mecànica quàntica segons el qual no hi ha diferències fonamentals entre partícules i ones.
Les partícules poden comportar-se com ones i viceversa.” (Stephen Hawking, 2001)
Arthur Compton va comprovar que els fotons d’un feix de RX, en xocar amb els electrons d’àtoms de carboni, produïen un canvi en la quantitat de moviment d’aquests. Això indicava que els fotons tenien una certa quantitat de moviment, és a dir, que actuaven com si fossin partícules.
El 1924, el físic francès Louis de Broglie va formular una hipòtesi en la qual afirmava que “ tota la matèria, no sols la llum, presenta característiques tant ondulatòries com corpusculars “.
Exercicis sobre la hipòtesi de De Broglie
�1) Una persona de massa 100 kg es desplaça a una velocitat de 5 km/h. Calcula la longitud d’ona associada a aquesta persona.��Dada: h= 6,62.10–34 J.s
2) Calcula la longitud d’ona associada als electrons arrencats de l’exercici de l’efecte fotoelèctric.
13.- Ampliació de la teoria de Bohr.
El perfeccionament dels espectròmetres va permetre descobrir que les ratlles de l’espectre de l’àtom d’H no eren simples, sinó vàries de molt juntes. És l’anomenada estructura fina de l’espectre de l’àtom d’H. S’observava que la primera línia de la sèrie de Lyman estava formada per dues de molt properes. Aquest fet va induir a pensar que per a n=2 en què Bohr imaginava una única òrbita circular, hi havia d’haver dues òrbites amb energies una mica diferents.
El 1915, Arnold Sommerfeld, va ampliar els treballs de Bohr i va admetre que, a més d’òrbites circulars, hi podien haver òrbites el·líptiques també quantitzades. A cadascuna d’aquestes li va assignar un nombre anomenat nombre quàntic azimutal o nombre quàntic secundari: l
Tot i així, nous avenços en el camp de l’espectroscòpia van complicar més el model atòmic. Quan s’observava la llum provinent d’una làmpada d’H situada dins un intens camp magnètic, algunes ratlles espectrals es desdoblaven en diverses ( Efecte Zeeman ). Aquest fenòmen es va atribuir al fet que el camp magnètic aplicat interaccionava amb el camp magnètic creat per un electró en girar al voltant del nucli provocant una orientació diferent de l’òrbita en l’espai, també quantitzada. A aquesta orientació de l’òrbita en l’espai se li va assignar un altre nombre, el nombre quàntic magnètic: m
Però observant atentament els espectres obtinguts amb l’efecte Zeeman, es va observar que cada ratlla era doble. Aquest fet es va explicar considerant que l’electró era una partícula carregada que girava sobre sí mateixa, una rotació també quantitzada a la qual se li va assignar un altre nombre, el nombre quàntic d’spin: s
En resum, els fets experimentals van obligar a retocar l’àtom de Bohr perquè indicaven que l’estat energètic d’un electró no quedava definit amb el nombre quàntic principal: n. Per precisar-ne l’estat energètic es necessitaven quatre nombre quàntics.
RESUM
Nombre quàntic principal: indica el nivell d’energia
n= 1 , 2 , 3 , 4 , 5 ...
Nombre quàntic secundari: indica el subnivell d’energia, de la forma de l’òrbita que descriu l’electró al voltant del nucli.
l= 0 , 1 , 2 , 3 ... n-1
Nombre quàntic magnètic: informa de l’orientació de l’òrbita en l’espai
m= -l ... 0 ... +l
Nombre quàntic d’spin: informa sobre el moviment de l’electró respecte el seu eix de rotació.
s= +1/2 ó -1/2
( n , l , m , s )
14.- Erwin Schrödinger i el seu model matemàtic��Erwin Schrödinger ( 1887-1961 ), físic austríac guardonat amb el Premi Nobel de Física el 1933.
Va estudiar les propietats ondulatòries dels electrons, i el 1926, va proposar un model que explica satisfactòriament el model atòmic. És el model mecànico-ondulatori.
15.- El principi d’incertesa de Heisemberg��Werner Heisemberg ( 1901-1976 ), físic alemany guardonat amb el Premi Nobel de Física el 1932.
El 1927, el físic alemany Werner Heisemberg, estableix que certs parells de magnituds físiques no es poden mesurar simultàniament amb un grau d’exactitud total. És més, quant més exacte sigui la mesura d’una de les dos magnituds del parell, menor serà l’exactitud de la mesura de l’altra.
Exemple: posició i velocitat
16.- Model atòmic actual. L’orbital atòmic.
Les idees actuals sobre l’àtom són més complexes. Els físics moderns pensen que és impossible de localitzar amb precisió l’electró en un punt determinat de l’espai. Tampoc es pot conèixer la seva trajectòria, no es pot parlar ni d’òrbites circulars ni d’el·líptiques, només es pot parlar de probabilitat de trobar-lo en una determinada zona de l’espai.
La mecànica ondulatòria d’Schrödinger permet determinar les regions de l’espai on hi ha la màxima probabilitat de trobar l’electró. Són els anomenats ORBITALS ATÒMICS.
17.- Nombres quàntics
Nombre quàntic principal : n
Indica el nivell d’energia. Informa de l’energia de l’electró i de la seva distància més probable al nucli.
Determina el nombre màxim d’electrons que pot tenir un nivell energètic principal : 2n2
Valors: 1 , 2 , 3 , 4 , 5 ...
Nombre quàntic secundari : l
Indica el subnivell d’energia. Determina la forma de la zona on hi ha la màxima probabilitat de trobar l’electró, la forma de l’orbital.
Valors: 0 (s) , 1 (p) , 2 (d) , 3 (f) ... n-1
Nombre quàntic magnètic : m
Determina l’orientació en l’espai de l’orbital.
Valors: -l , ... , 0 , ... , +l
Nombre quàntic d’spin : s
Determina el moviment de l’electró sobre sí mateix, sobre el seu eix de rotació.
Valors: +1/2 ó -1/2
Número quàntic principal (n)
| Número quàntic secundari (l) | Número quàntic magnètic (m) | Número quàntic d’spin (s) | (n,l,m,s) | Nombre d’electrons 2n2 |
| | | | | |
| | ||||
| | | | | |
| | ||||
| | | | ||
| | ||||
| | | |||
| | ||||
| | | |||
| |
Número quàntic principal (n)
| Número quàntic secundari (l) | Número quàntic magnètic (m) | Número quàntic d’spin (s) | (n,l,m,s) | Nombre d’electrons 2n2 |
1
|
0 |
0 |
+1/2
|
(1,0,0,+1/2) |
2
|
-1/2
|
(1,0,0,-1/2) | ||||
2 |
0 |
0 |
+1/2
|
(2,0,0,+1/2)
|
8
|
-1/2
|
(2,0,0,-1/2) | ||||
1 |
-1
|
+1/2
|
(2,1,-1,+1/2) | ||
-1/2
|
(2,1,-1,-1/2) | ||||
0
|
+1/2
|
(2,1,0,+1/2) | |||
-1/2
|
(2,1,0,-1/2) | ||||
+1
|
+1/2
|
(2,1,1,+1/2) | |||
-1/2
|
(2,1,1,-1/2) |
Número quàntic principal (n)
| Número quàntic secundari (l) | Número quàntic magnètic (m) | Número quàntic d’spin (s) | (n,l,m,s) | Nombre d’electrons 2n2 |
3 | | | | | |
18.- La mecànica quàntica en els àtoms polielectrònics
Principi de construcció o d’Aufbau
Principi d’exclusió de Pauli
Regla de la màxima multiplicitat de Hund
18.1.- Principi de construcció�o d’Aufbau
Els orbitals s’omplen segons les seves energies
relatives, començant per les més baixes.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d ...
18.2.- Principi d’exclusió de Pauli��Wolfgang Pauli ( 1900-1958 ), físic austríac guardonat amb el Premi Nobel de Física el 1945.
Dos electrons d’un mateix àtom no poden tenir els quatre nombres quàntics iguals, com a mínim s’han de diferenciar pel nombre quàntic d’spin.
A cada orbital només hi poden haver, com a màxim, dos electrons.
18.3.- Regla de la màxima multiplicitat de Hund��Friedrich Hund ( 1896-1997 ), físic alemany conegut pels seus treballs sobre l’estructura dels àtoms i de les molècules.
En omplir orbitals d’energies equivalents ( 2px , 2py , 2pz ) , els electrons s’han de mantenir desaparellats i amb els spins paral·lels mentre sigui possible.
19.- Configuracions electròniques.
Simbologia : n lx n= nombre quàntic principal
l= nombre quàntic secundari
x= número d’electrons
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 ...
HIDROGEN HELI LITI
H ( Z=1 ): 1s1 He ( Z=2 ): 1s2 Li ( Z=3 ): 1s2 2s1
2s
1s 1s 1s
BERIL·LI BOR CARBONI
Be ( Z=4 ): 1s2 2s2 B ( Z=5 ): 1s2 2s2 2p1 C ( Z=6 ): 1s2 2s2 2p2
2s 2s 2s
1s 1s 1s
Exercicis de configuracions electròniques
Escriu la configuració electrònica dels elements de nombre atòmic 7 , 8 , 9 , 10 , 11 , 12 , 13 , 14 , 15 , 16 , 17 , 18 , 19 , 20 , 24 , 29 , 35 , 56 i 80.
Escriu la configuració electrònica dels següents ions: Na+ , Cl- , Mg2+ , S2- Al3+ i O2-