TEMA 1: ESTRUCTURA ATÒMICA I TAULA PERIÒDICA 2. MODEL ATÒMIC DE RUTHERFORD..............................................................................2 3. ORÍGENS DE LA TEORIA QUÀNTICA: HIPÒTESI DE PLANCK I EFECTE FOTOELÈCTRIC. ESPECTRES ATÒMICS.........................................................................2 3.1. HIPÒTESI DE PLANCK.......................................................................................... 3 3.3. ESPECTRES ATÒMICS..........................................................................................3 4. MODEL ATÒMIC DE BOHR............................................................................................ 4 5. BASES QUE FONAMENTEN LA MECÀNICA QUÀNTICA: HIPÒTESI DE DE BROGLIE I PRINCIPI D’INCERTESA DE HEISENBERG...................................................5 5.2. PRINCIPI D’INCERTESA DE HEISENBERG......................................................... 5 6. MODEL QUÀNTIC: NOMBRES QUÀNTICS I ORBITALS ATÒMICS.............................5 6.1. NOMBRES QUÀNTICS I ORBITALS......................................................................6 6.2. ENERGIA DELS ORBITALS ATÒMICS................................................................. 7 1. NOMBRES ATÒMIC I MÀSSIC, ISÒTOPS I IONS..........................................................7 2. CONFIGURACIONS ELECTRÒNIQUES.........................................................................7 3. LA TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS.................................................................... 8 4. PROPIETATS PERIÒDIQUES......................................................................................... 9 4.1. RADI ATÒMIC......................................................................................................... 9 4.2. RADI IÒNIC........................................................................................................... 10 4.3. ENERGIA O POTENCIAL D’IONITZACIÓ............................................................10 4.4. AFINITAT ELECTRÒNICA.................................................................................... 11 4.5. ELECTRONEGATIVITAT.......................................................................................12 4.6. CARÀCTER METÀL·LIC...................................................................................... 12 4.7. ESPÈCIES ISOELÈCTRIQUES............................................................................ 12 1 Unitat 1 1. 2. ● ● MODEL ATÒMIC DE RUTHERFORD Dalton: àtoms són indivisibles Thompson: àtom és massís i està format per una massa amb càrrega elèctrica positiva on hi ha incrustats els e- . → Experiment làmina d’or: bombardejà amb particules1 a làmines molt fines d’or = la majoria travessaven la làmina sense desviar-se, algunes desviades i poquíssimes rebotaven ● Rutherford: major part de l’àtom està buida: major part massa i càrrega + concentrades en una regió molt reduïda (nucli), electrons fora del nucli; càrrega total dels e- és igual a la càrrega positiva del nucli (àtom elèctricament neutre) Limitacions M.R. ➔ Nucli només càrregues += no estable perquè es repel·lirien entre sí ◆ existència partícula sense càrrega al nucli que compensa les repulsions entre protons ➔ partícula carregada que es mou amb acceleració (e-), emet energia. = l’e- perdria energia i, per tant, velocitat i al final precipitaria sobre el nucli, amb l aqual cosa el model no seria estable 3. ORÍGENS DE LA TEORIA QUÀNTICA: HIPÒTESI DE PLANCK I EFECTE FOTOELÈCTRIC. ESPECTRES ATÒMICS Llum → ona de naturalesa electromagnètica que pot propagar-se pel buit. Es caracteritzen: ● ● ● ● 𝞴 : longitud d’ona2 (m) 𝞶 : freqüència3 (Hz o s-1) 𝞣 : període4 (s) 𝗰 : velocitat de propagació de l’ona (buit del seu valor és 3·108 m/s) 𝗰 = 𝞴 · 𝞶 Raig X, microones, ones ràdio, etc. Espectre electromagnètic: conjunt complet de radiacions electromagnètiques que difereixen les unes de les altres per la seva longitud d’ona. 1 2 3 4 Nuclis d’He. Distància entre dos punts contigus en el mateix estat de vibració. Nombre de vibracions en un segon. Temps que tarda l’ona a fer una vibració. 2 Fins fa uns cent anys, se suposava que totes les propietats de la llum es podien explicar en funció de la seva naturalesa ondulatòria. No obstant això, la teoria ondulatòria no pot explicar la radiació emesa per un cos negre (radiació emesa per un sòlid calent) i l’efecte fotoelèctric (interacció de la llum amb la matèria). 3.1. HIPÒTESI DE PLANCK Radiació només pot ser emesa o absorbida de forma discontínua (els àtoms no poden absorbir o emetre qualsevol valor d’energia, només uns concrets). Així, l’energia de qualsevol radiació electromagnètica ha de ser n vegades un valor elemental (quantum d’energia) 𝗵 : constant de Planck 6,626 · 10-34 J·s 𝗘 = 𝗵 · 𝝼. 𝝼 : freqüència de la radiació 3.2. 3.3. ESPECTRES ATÒMICS Espectroscopi: aparell que s’utilitza per analitzar la llum emesa per una mostra descomposant aquesta llum en les radiacions de distinta longitud d’ona que la componen. Produeix espectres. Un espectre d’emissió es pot veure en l’espectroscopi com a línies de color sobre un fons negre. Si se subministra prou energia a àtoms en estat gasós, aquests s’exciten, aquesta energia absorbida és emesa en forma d’ones electromagnètiques que corresponen als trànsits electrònics entre dos nivells energètics. Els espectres de la llum emesa pels àtoms dels elements en estat gasós només contenen algunes longituds d’ona, és a dir, són discontinus. Cada element té un espectre d’emissió característic. El fet experimental que cada element químic tingui el seu espectre característic, permet suposar que les longituds d’ona de les radiacions emeses estan relacionades per una expressió matemàtics. → Rydberg 1 λ = 𝑅𝐻· ( 1 2 𝑛1 − 1 2 𝑛1 ) RH : constant de Rydberg per a l’hidrogen, 1,09678 · 107 m-1 n1 i n2 : nombres enters que poden adoptar els valors 1, 2, 3… amb la condició que n1 < n2 3 ● ● ● ● ● Quan n1=1, n2=2, 3, 4… → longituds d’ona de les línies de la sèrie de Lyman Quan n1=2, n2=3, 4… → longituds d’ona de les línies de la sèrie de Balmer Quan n1=3, n2=4, 5… → longituds d’ona de les línies de la sèrie de Paschen Quan n1=4, n2=5, 6… → longituds d’ona de les línies de la sèrie de Bracket Quan n1=5, n2=6, 7… → longituds d’ona de les línies de la sèrie de Pfund La primera línia de cada sèrie és la línia de menor freqüència i energia i de major longitud d’ona. 4. ● MODEL ATÒMIC DE BOHR Bohr: nou model per explicar la discontinuïtat dels espectres atòmics i superar les limitacions del model de Rutherford. Partint del model de Rutherford, incorpora la teoria quàntica de Planck dins d’un model d’àtom basat en tres postulats: 1. e- giren al voltant del nucli en òrbites circulars estacionàries sense emetre energia 2. Només són permeses aquelles òrbites en què s’acompleix que el moment angular de l’e- és múltiple sencer de h/2π: n : constant de Planck 6,626 · 10-34 J·s 𝗵 L = m · v · r = n · 2𝜋 n : nombre natural que pot adoptar valors d’1, 2, 3… 3. Quan un e- passa d’una òrbita de major energia a una de menor energia, la diferència d’energia s’emet en forma de radiació electromagnètica, la freqüència de la qual ve donada per l’equació de Planck, 𝗘 = 𝗵 · 𝝼. Es pot determinar el radi i l’energia de les òrbites circulars: 2 .r = 𝑎0 · 𝑛 . a0 : 0,53 Å Per l’hidrogen .E = - A · 1 2 𝑛 A : 2,18 · 10-18 𝙹 Com es pot veure, l’energia i el radi de les òrbites depèn del nombre n. A major n major radi de l’òrbita i major energia de l’electró dins l’òrbita. L’èxit més gran de la teoria de Bohr és que ha donat una explicació teòrica satisfactòria de l’espectre d’emissió de l’hidrogen; ha suggerit que les línies de l’espectre estan associades als canvis d’energia de l’electró en passar d’una òrbita a una altra de menys energia en àtoms prèviament excitats. Limitacions: 4 ● ● ● 5. Els avenços en espectroscòpia han mostrat que algunes ratlles espectrals considerades simples són en realitat dobles o triples (múltiples). Aquest fet no és explicable per a aquest model. Aquest model no pot explicar l’aparició de noves línies quan els àtoms se sotmeten a l’acció d’un camp magnètic (efecte Zeeman). El model de Bohr no pot explicar convenientment els espectres dels àtoms amb més d’un e-. BASES QUE FONAMENTEN LA MECÀNICA QUÀNTICA: HIPÒTESI DE DE BROGLIE I PRINCIPI D’INCERTESA DE HEISENBERG Efecte fotoelèctric cal considerar que la llum es compon de partícules anomenades fotons. És a dir, la llum té un doble component: com una ona i una partícula. Segons el tipus de fenomen se'n manifesta l'una o l’altra. 5.1. 5.2. PRINCIPI D’INCERTESA DE HEISENBERG Principi d’incertesa de Heisenberg: és impossible conèixer simultàniament i amb exactitud el moment lineal i la posició d’una partícula. La determinació d’ambdues magnituds està subjecta a errors que estan relacionats per l’equació: ∆𝑥 · ∆𝑝 ≥ ℎ 2π ∆𝑥 : incertesa o error en la determinació de la posició ∆𝑝 : incertesa o error en la determinació de la quantitat de moviment h : constant de Planck Molta precisió la posició d’una partícula, la mesura del seu moment lineal serà menys exacta // Precisió de la velocitat, augmenta la incertesa de la seva posició. Limitacions (només tenen importància quan es tracta de partícules subatòmiques de massa petita com l’electró): ● ● ● 6. Detectar e- → observar amb llum de longitud d’ona curta (de les seves dimensions). Els fotons d’ona curta són d’energia tan elevada que quan interaccionen amb l’epoden modificar notablement la velocitat. A mesura que es determina amb més exactitud la posició d’un e-, la determinació del moment lineal es fa menys precisa. → el concepte de trajectòria està marcat de sentit en la descripció de l’e- en l’àtom davant la impossibilitat de determinar-ne amb precisió la velocitat i la posició. MODEL QUÀNTIC: NOMBRES QUÀNTICS I ORBITALS ATÒMICS Schrödinger → equació d’ona: relaciona l’energia de l’e- amb les seves propietats ondulatòries. Funcions d’ona (𝛹): es poden obtenir resolent l’equació d’ona d’Schrödinger. Idees bàsiques: ● ● ● Cada funció d’ona s’anomena orbital i descriu l’estat energètic d’un e- a l’àtom. La funció d’ona no té un significat físic, no obstant això, la funció d’ona al quadrat en un punt donat de l’espai, representa la probabilitat matemàtica de trobar un ed’una determinada energia en aquest punt. Venen determinades pel valor de tres paràmetres anomenats nombres quàntics, que es representen per n, l i m. Aquests paràmetres són nombres enters que apareixen de la resolució matemàtica de l’equació d’ona. 5 Aquest model descriu: e- en termes de probabilitat (en lloc de la posició de l’e-, es parla de la probabilitat de trobar un e- en una regió determinada en l’espai al voltant del nucli. Orbital → la regió de l’espai on hi ha la probabilitat més gran de trobar un e-. Una òrbita és la trajectòria definida que segueix un e-. 6.1. NOMBRES QUÀNTICS I ORBITALS 3 nombres quàntics: ● ● ● n ○ ○ ○ nombre principal valors enters i positius ( n = 1, 2, 3…) associat a l’energia i mida de l’orbital ○ ○ ○ nombre secundari relacionat amb la forma i energia de l’orbital valors enters des de 0 fins a n-1 ■ l=0→s ■ l=1→p ■ l=2→d ■ l=3→f ○ ○ ○ nombre magnètic associat a l’orientació a l’espai adopta valors enters compresos entre -l i l, incloent-hi el 0 l m Orbital s: major radi, major sigui el valor de n Orbital p: 3 tipus d’orbitals p (m| = -1, 0, 1) Orbital d: 5 tipus (per a n>3: l = 2; m| = -2, -1, 0, 1, 2) Un e- es caracteritza per 4 nombres m, s). ● quàntics (n, l, s 6 ○ ○ ○ 6.2. nombre espín associat a les propietats magnètiques de l’edos valors +½, -½ ENERGIA DELS ORBITALS ATÒMICS Els orbitals que tenen el mateix valor de n i l (orbitals del mateix subnivell) tenen la mateixa energia i se’ls denomina orbitals degenerats. L’energia dels orbitals augmenta a mesura que augmenta el valor de n+l; quan la suma de n+l és la mateixa per a dos orbitals diferents, l’orbital que té més energia és el que té major n. Unitat 2 1. NOMBRES ATÒMIC I MÀSSIC, ISÒTOPS I IONS Nombre atòmic → nombre de protons que té un àtom (Z) Nombre màssic → nombre de protons i neutrons que té un àtom. (A) Catió → ió amb càrrega positiva Anió → ió amb càrrega negativa Element químic → substància pura formada a partir d’àtoms que tenen el mateix nombre atòmic. (Mateixos protons però diferents neutrons) Isòtop → àtoms que tenen el mateix nombre atòmic, però que tenen el nombre màssic diferent. (Mateix nombre de protons però distint nombre de neutrons) 2. CONFIGURACIONS ELECTRÒNIQUES Configuració electrònica: distribució dels e- d’un àtom en els diferents orbitals. La configuració electrònica més estable és aquella en què els e- es troben en els estats d’energia més baixos possibles, i rep el nom d’estat fonamental. 3 regles per distribuir els e- : ● Principi de mínima energia: els electrons d’un àtom es situen sempre ocupant els orbitals de menor energia. ● Principi d’exclusió de Pauli: en un mateix àtom no pot haver-hi dos e- amb els quatre nombres quàntics iguals. Regla d'Hund o principi de màxima multiplicitat d'Hund: en la configuració electrònica en estat fonamental, els e- que ocupen degenerats es disposen de ● 7 manera que hi hagi el màxim nombre d’electrons desaparellats possible u amb el mateix espín Diferents formes de simbolitzar una configuració electrònica: ● Notació electrònica completa ● Notació electrònica abreujada ● Notació electrònica mitjançant diagrames d’orbitals 2 excepcions: Aquestes excepcions s’expliquen considerant que l’energia que s’ha d’aportar per passar un e- del subnivell 4s al subnivell 3d és petita (existeix molt poca diferència d’energia) i es veu compensada amb l’energia despresa quan s’aconsegueix una configuració d5 o d10 molt estable. Els e- en subnivells plens o semiplens són més estables que els e- dels mateixos subnivells que no ho estiguin. 3. LA TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS 4 blocs (representen els orbitals) 8 s i p → elements representatius d → elements de transició f → elements de transició interna 4. PROPIETATS PERIÒDIQUES Aquelles propietats dels elements que varien d’una manera regular al llarg d’un grup i d’un període de la taula periòdica. Càrrega nuclear efectiva : càrrega del nucli que els e- senten realment, ja que part d’aquesta càrrega es veu neutralitzada pels electrons més interns. Els electrons de la capa de valència experimenten una càrrega nuclear efectiva (Z*) molt més petita que la que actua sobre els e- interns, ja que aquests exerceixen un efecte d’apantallament molt més efectiu que no pas els e- del mateix nivell extern. Aquesta càrrega varia d’una manera regular al llarg de la T.P. n general, la Z* dels e- de la capa de valència augmenta cap a la dreta en un període, ja que els elements tenen un protó més en el nucli i el mateix nombre de capes. Dins d’un grup roman gairebé invariable, ja que l’augment de la càrrega nuclear es compensa amb l’apantallament dels e- interns. 4.1. RADI ATÒMIC La meitat de la distància entre dos nuclis units per un enllaç químic. 9 4.2. RADI IÒNIC Ió positiu: el nucli atreu un menor nombre d’electrons que en l’àtom neutre i això fa que es repel·leixin menys entre ells i a més els e- estiguin més atrets pel nucli. Per tant, la mida d’un catió és més petita que la del corresponent àtom neutre. Ió negatiu: hi ha un major nombre d’e- que en l’àtom neutre, això fa que els e- es repel·leixin més i que estiguin menys atrets pel nucli. Per tant, la mida d’un anió és més gran que la de l’àtom neutre de procedència. 4.3. ENERGIA O POTENCIAL D’IONITZACIÓ Primera energia d’ionització: energia necessària per separar l’e- més extern d’un àtom gasós i en estat fonamental: M (g) → M+(g) + 1eSempre és una quantitat positiva perquè es tracta d’un procés endotèrmic, i s’expressa en ev/àtom o en KJ/mol. Segona energia d’ionització: energia necessària per separar un e- d’un ió monopositiu gasós: M+ (g) → M2+(g) + 1e- 10 Els gasos nobles presenten energies d’ionització més elevades, ja que tenen una configuració electrònica molt estable, per la qual cosa s’hauria d’aportar molta energia per separar un e- d’aquests àtoms. Dues excepcions: 1. Entre els elements dels grups 2 i 13. La primera energia d’ionització del Be (1s2 2s2) és major que la del B (1s2 2s2 2p1). El mateix passa amb el Mg i l’Al. 2. Entre els elements dels grups 15 i 16. La primera energia d’ionització del N (1s2 2s2 2p3) és major que la de l’O (1s2 2s2 2p4). El mateix passa amb el S i el P. Aquestes excepcions s’expliquen considerant que els electrons situats en subnivells plens (s2) o semiplens (p3) són més estables i, per tant, cal aportar més energia per extreure aquests electrons. 4.4. AFINITAT ELECTRÒNICA Energia intercanviada quan un àtom gasós i en estat fonamental guany un electró. X (g) + 1e- → X- (g) Es mesura en eV/àtom o KJ/mol. Per a la major part dels àtoms neutres aquest procés és exotèrmic; en aquest casos l’afinitat electrònica és negativa. La majoria d’elements guanyen estabilitat quan capten un e-. Existeixen també les afinitats electròniques successives, aquestes afinitats electròniques successives són sempre positives. A major valor d’afinitat electrònica, més s’estabilitza l’àtom neutre quan capta un e- i, per tant, major serà la tendència a realitzar aquest procés. 11 4.5. ELECTRONEGATIVITAT Tendència que té un àtom d’aquest element per atreure electrons que formen un enllaç químic. 4.6. CARÀCTER METÀL·LIC Tendència que té un àtom a perdre e-. Aquesta tendència disminueix a mesura que augmenta la força amb la qual s’atreuen els e- de la capa de valència i, per tant, es pot reaccionar amb l’electronegativitat. En general, quan més petit és el valor de l’electronegativitat més metàl·lic és l’element. 4.7. ESPÈCIES ISOELÈCTRIQUES Espècies químiques amb el mateix nombre d’e-. Per ordenar-los segons el tamany o potencial d’ionització se mira el seu nombre atòmic (Z): a major nombre atòmic, menor tamany i major energia d’ionització. 12