ESTRUCTURA ATOMICA

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

6. 1.2.1.-ESPECTRE ELECTROMAGNÈTIC Química 2on Batxillerat Departament de Ciències

8. ESPECTROFOTÒMETRE ESPECTRES

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

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

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

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