¡Descarga Importancia de los espectros atómicos y el modelo atómico de Bohr y más Esquemas y mapas conceptuales en PDF de Química solo en Docsity!
TEMA 1.- ESTRUCUTRA DE LA
MATÈRIA
1.- Estructura de la matèria. Hipòtesi de Planck.
La matèria està constituïda per àtoms, formats alhora per protons, neutrons i electrons. Al llarg de la història han sorgit diverses teories per explicar l'estructura i el comportament de la matèria. Des de que la matèria és una combinació de diverses propietats, a les teories actuals. No hem d'oblidar que la ciència està en contínua revisió i que les teories van substituint-se unes a les altres a mesures que es tenen proves noves. Els avanços tecnològics permeten que es coneguin noves dades que revolucionen els coneixements actuals donant lloc a nous models. Per tant, anem a veure una mica d'història. L'aplicació conjunta de l'electromagnetisme i la mecànica ondulatòria va donar lloc a grans avenços en el camp de la Física. En aquest moment, el 1900, Max Planck, una matemàtic alemany arribà a una conclusió fins al moment desconeguda: l'energia lluminosa només pot ser múltiple d'un valor determinat, que ell anomenà quant. Així va néixer la Física Quàntica. Però què té a veure això amb l'estructura de la matèria?
2.- Espectroscòpia
En projectar un feix de llum sobre un prisma cristal·lí, i aquest es col·loca darrera una pantalla blanca, els raigs refractats formen un arc de sant martí. Aquesta descomposició de la llum s'anomena dispersió i la imatge que en resulta és l'espectre lluminós. Aquest espectre lluminós és la representació gràfica de la intensitat de radiació electromagnètica que emet o absorbeix una substància, segons sigui la longitud d'ona o la freqüència d'aquesta radiació. L'espectroscòpia estudia els fenòmens d'absorció i emissió d'ones electromagnètiques per part dels àtoms i té aplicacions a gran diversitat de camps com l'astrofísica, les anàlisis químiques, la física dels materials... La importància d'aquests espectres està en què cada àtom absorbeix una energia determinada i emet una energia determinada, de manera que podem identificar els àtoms en funció dels espectres d'emissió i absorció. A més, aquests espectres són complementaris, és a dir, si els sobreposam obtenim un espectre continu.
3.- Les lleis espectroscòpiques
A partir dels descobriments anteriors es varen establir diversos principis bàsics coneguts com a lleis espectroscòpiques Els gasos monoatòmics en estat incandescent emeten llum segons un espectre continu constituït per freqüències discretes, denominat espectre d'emissió de línies. Els gasos poliatòmics incandescents posseeixen un espectre format per grups separats de freqüències aïllades molt properes, denominat espectre d'emissió de bandes. Quan feim passar llum amb espectre continu, per un gas fred, aquest gas absorbeix les mateixes freqüències que emet quan es du a la incandescència. Les freqüències d'emissió i absorció són característiques de cada tipus d'àtom o molècula d'un gas, permetent la seva identificació de forma inequívoca.
4.- Fórmules de Balmer i Rydberg
Els espectres atòmics són complexos, però molt regulars. El 1885, el suïs Johann Balmer descobrí que les longituds d'ona de les línies de l'espectre d'hidrogen s'ajusten a una fórmula matemàtica, que defineix l'anomenada sèrie de Balmer. El 1889, el suec Johannes Rydberg concluí que la fórmula que regia l'espectre d'hidrogen era una particularització d'una expressió més general i aplicable a altres àtoms. Equació de Rydberg on n1<n2 i R= 1,09677581·107 m-
5.- El cos negre
- L'electró, a conseqüència de la força centrípeta produïda pel protó del nucli, gira al seu voltant en òrbites circulars ben definides sense emetre energia ni absorbir-ne. - Els electrons només poden girar al voltant del nucli en aquelles òrbites per les quals el moment angular de l'electró és un múltiple sencer de h/2π. mrv=n·h/2π - El pas d'un electró d'una òrbita a una altra provoca una emissió o absorció d'energia d'acord amb la diferència d'energia entre els dos nivells energètics. Si un electró passa d'una òrbita de menys energia a una de més energia, aquest absorbeix energia; en canvi si és a l'inrevés emet energia: E=Eni-Enf. Després de la publicació d'aquests postulats, l'augment de la resolució dels espectrògrafs va deixar veure que les línies es desdoblaven en altres línies molt fines, ajustant-se a les prediccions de Bohr.
8.- Hipòtesi de DeBroglie
Un dels debats més llargs i profunds de la història de la ciència és el que va tenir lloc al voltant de la natura de la llum. Tradicionalment, aquesta llum era considerada una ona, ja que presentava característiques d'aquesta (reflexió, refracció...). El debat s'inicià quan es pogué observar que també es pot comportar com un conjunt de partícules, anomenades fotons. El 1923, de Broglie plantejà la seva hipòtesi en què defensava que la matèria presenta, igual que la llum, aquesta dualitat de comportament ona- corpuscle. A més, ho reflectí en una expressió matemàtica. λ=h/mv on m és la massa de la partícula, v és la velocitat d'aquesta partícula, h és la constant de Planck i λ és la longitud d'ona associada al moviment de la partícula. Aquesta hipòtesi va ser comprovada per Davidson i Germer, el 1927, quan observaren que un corrent d'electrons es difractava, el que era un fenomen exclusivament ondulatori fins el moment. En fer passar un feix d'electrons a través de dues escletxes, en arribar a la pantalla del davant, s'observen bandes d'interferència.
Recordem el model de Bohr, en què els electrons giren al voltant del nucli de l'àtom en una òrbita circular. Quan una càrrega es mou, va perdent energia, de manera que el nucli atreuria més els electrons i aquests col·lapsarien amb el nucli, cosa que no passa. Si tenim en compte la natura ondulatòria de les partícules, la longitud circular ha de ser un múltiple enter de la longitud d'ona, d'aquesta manera l'òrbita serà estable i l'electró no col·lapsarà amb el nucli. 2πr=nλ=nh/mv mvr=nh/2π
9.- Principi d’incertesa de Heisenberg
Presentat per Heisenberg el 1927, el principi d'incertesa afirma que no podem conèixer a l'hora, i amb exactitud, la posició d'una partícula i qualsevol altra magnitud relacionada amb la seva velocitat. El producte dels errors comesos en el cas de la massa i la velocitat compleix que: ΔxΔv ≥ h/4πmxΔxΔv ≥ h/4πmv ≥ h/4πm L'electró presenta dualitat ona-corpuscle. El caràcter ondulatori que presenta aquest electró s'associa a una deslocalització que fa impossible situar l'electró en un punt determinat. Com a conseqüència, s'introdueix una indeterminació en el moviment que pot tenir l'electró, raó per la qual no té una trajectòria determinada. Aquesta indeterminació s'interpreta coma conseqüència del procés de mesura. Quan es vol mesurar o bé la posició o bé la velocitat de l'electró, es pertorba el sistema observat, de manera que es modifica allò que s'està observant. Aquesta indeterminació es manifesta en partícules de massa petita i que es mouen a altes velocitats. Per a poder veure un electró hauríem de il·luminar-lo, així doncs aquest electró absorbiria la radiació incident, augmentant l'energia cinètica i canviant la seva posició. Per aquest motiu no podríem saber on es trobava l'electró abans d'il·luminar-lo. Degut a això s'ha de canviar el concepte d'òrbita del model de Bohr, ja que en una òrbita es sap on es troba l'electró, degut al seu radi de gir, i l'energia que té, en total contradicció amb el principi d'incertesa de Heisenberg. La mecànica quàntica proposa el concepte d'orbital, relacionat amb la zona de l'espai en què és molt probable trobar l'electró. No hi ha total seguretat sobre la seva situació, existint una incertesa. Quan substituïm la massa de l'electró en el principi d'incertesa, s'obté : ΔxΔv ≥ h/4πmxΔxΔv ≥ h/4πmv ≥ 5,75·10- Això vol dir que un error en la posició de l'ordre de 1 angstrom suposa pràcticament el desconeixement de la situació de l'electró, ja que l'àtom de hidrogen és d'aproximadament aquest ordre, i du a un error en la velocitat de 5,75·105 m/s. Si la velocitat mitjana de l'electró és de 3·106 m/s, l'error en la velocitat és del 20%.
- El nombre quàntic secundari l: aquest nombre indica la forma dels orbitals i el subnivell energètic en què es troba l'electró. Pren valors des de 0 fins a n-1. a) l = 0: Subòrbita "s" (forma circular) →s prové de sharp. Te espai per a dos electrons. b) l = 1: Subòrbita "p" (forma semicircular xata) →p prové de principal. Te tres espais per a dos electrons cada un, de manera que podem col·locar sis electrons en total. c) l = 2: Subòrbita "d" (forma lobular, amb anell nodal) →d prové de difuse. Te cinc espais per a dos electrons cada un, fent un total de deu electrons. d) l = 3: Subòrbita "f" (lobulars amb nodes radials) →f prové de fonamental. Te set espais per a dos electrons, el que fa un total de catorze electrons. - El nombre quàntic magnètic m: aquest nombre quàntic indica la orientació espaial del subnivel d'energia, i pren valors des de -l fins a l (l=1; m= -1, 0, +1). Per a cada valor de l hi ha 2l+1 valors de m. - El nombre quàntic d'espin, s: aquest nombre descriu el moment angular intrínsec a l'electró, que s'interpretà coma l'autogir de l'electró sobre sí mateix. Es considerà que aquest podia girar en dos sentits, cap a la dreta i cap a l'esquerra, de manera que els valors que pot prendre són -1/2 i +1/2. Per aquest motiu, hi ha dos electrons a cada un dels espais dels orbitals, un que gira a la dreta i un que gira a l'esquerra.
12.- Configuracions electròniques
Els electrons ocupen un espai, denominat orbital. A mesura que augmenta el nombre d'electrons d'un àtom, aquests van ocupant diversos nivells energètics, seguint una sèrie de pautes, marcades per la impossibilitat de que dos electrons tinguin els mateixos nombres quàntics.
- Principi de mínima energia: un àtom en estat fonamental és el que té menor energia, de manera que els electrons es troben en els orbitals menys energètics. Si aportam energia a l'electró més extern i aquest passa a un orbital de major energia, es trobarà en un estat excitat.
El conjunt d'orbitals que tenen energia similar s'anomena capa, caracteritzada pel nombre quàntic principal n. La seqüència d'energia segueix la regla de Möeller, indicant la seqüència d'ocupació en funció d'una fletxa diagonal. La diferència energètica entre capes van disminuint, de manera que entre la primera i la segona és major que entre la segona i la tercera. A més, els nivells també van disminuint l'energia a mesura que augmenta el nombre atòmic, degut a la presència de major nombre de partícules nuclears, que atreuen els electrons externs amb major intensitat.
- Principi d'exclusió de Pauli: no hi pot haver dos electrons amb els nombres quàntics iguals, això fa que en cada orbital només hi pot haver dos electrons, un amb el nombre d'espin positiu i l'altre amb el nombre d'espin negatiu. - Principi de màxima multiplicitat de Hund: la multiplicitat és una mesura del nombre d'electrons desaparellats en un àtom. Es pot comprovar experimentalment a partir de les propietats magnètiques dels àtoms. En els orbitals degenerats (amb la mateixa energia), primer es semiemplenen amb un electró a cada orbital, després es completa amb la resta d'electrons.
13.- Partícules subatòmiques
Una partícula subatòmica és més petita que l'àtom, podent ser una partícula elemental o una composta per altres partícules subatòmiques, com per exemple els protons i els neutrons. També existeixen altres partícules subatòmiques que no formen part de l'àtom, com els neutrins i els bosons. La majoria de les partícules descobertes i estudiades no es troben en condicions normals en la Terra, perquè són inestables o bé difícils de produir. Aquestes partícules es produeixen per acció dels raigs còsmics en
poder travessar els àtoms de matèria sense pertorbacions, fent que l'univers sigui transparent. La matèria i aquesta radiació van passar a formar el que avui es coneixen com a estrelles i galàxies, però això va necessitar un procés de 1 milió d'anys des del naixement de l'univers.
15.- Sistema periòdic
El sistema periòdic és una ordenació dels 118 elements químics, de menor a major nombre atòmic, aconseguint agrupacions d'elements amb propietats atòmiques, físiques i químiques semblants i variacions d'aquestes propietats. La llei periòdica en què es basa aquesta ordenació fou enunciada, de manera separada, per Dimitri Mendeleiev i Lothar Meyer. Aquest sistema periòdic constitueix la base i columna vertebral dels coneixement, esdevinguent un element identificador. La taula periòdica actual, segons la IUPAC consta de:
- 118 caselles, una per a cada element químic. A cada casella hi ha el símbol de l'element que l'ocupa i el seu nombre atòmic Z. També hi pot figurar el nom de l'element i la massa atòmica relativa. - 7 períodes de longitud creixent, numerats del 1 al 7. Si es sintetitzen nous elements, ocuparan un nou període, el 8è. Aquest període coincideix amb el nombre quàntic del darrer nivell energètic ocupat. - 18 grups o famílies, col·locades en columnes, que tenen propietats físiques i químiques molt semblants. El grup 1 són els alcalins, el 2 els alcalinoterris, el 16 el dels calcògens, el 17 el dels halògens i els 18 el dels gasos nobles. - 4 blocs, segons les seves configuracions electròniques: el bloc s, el bloc p, el bloc d i el bloc f, format pels elements lantànids i actínids. Mendeleiev plantejà la seva taula periòdica deixant en blanc espais per a elements que encara no eren coneguts però que se'n podien predir les seves propietats físiques i químiques. El descobriment d'aquests elements va donar gran credibilitat i justificació a aquesta ordenació.
16.- Propietats periòdiques
Són les propietats que presenten els elements químics i que es repeteixen seqüencialment a la taula periòdica. Això vol dir que, segons la col·locació de l'element a la taula periòdica podem conèixer les propietats d'aquest.
- Radi atòmic El radi atòmic és una propietat definida com el radi que presenta un àtom. Dependrà de la quantitat d'electrons, relacionat amb el nombre de protons. Aquest radi atòmic disminueix d'esquerra a dreta, ja que augmenta el nombre de protons del nucli, que exerciran una major atracció sobre els electrons externs, reduint el radi atòmic. Augmenta de dalt a baix, amb el nombre atòmic i el nombre quàntic n. Si ens trobam a majors valors de n, tenim més nivells energètics, de manera que el radi ha de ser major. - Radi iònic Quan els àtoms s'ionitzen, és a dir, guanyen o perden electrons per a formar ions, el seu radi canvia. En el cas de què l'àtom perdi un electró, formant un catió, el nombre d'electrons disminueix respecte al nombre de protons, que no varia. L'atracció d'aquests protons sobre els electrons és molt major, de manera que aquests es poden apropar al nucli, disminuint el seu radi. En el cas que es formin anions, és a dir, que l'àtom guanyi un electró, els protons dels nucli exerceixen menor atracció, ja que ara tenim més electrons que protons, els electrons s'allunyen del nucli, augmenta el seu radi. A més, la presència de major nombre d'electrons fa que augmenti la repulsió entre aquests, separant-se en l'espai. - Energia d'ionització És la quantitat d'energia necessària per arrabassar un electró d'un àtom en estat fonamental i fase gasosa. Quan és relativament senzill arrabassar aquest electró, l'element presentarà una energia d'ionització baixa. Això es dona quan en arrabassar l'electró ens apropam a la configuració de gas noble. Si ens allunyam d'aquesta configuració , el potencial d'ionització serà alt. A més, com més proper es trobi l'electró del nucli, major energia d'ionització presentarà, ja que serà més difícil arrabassar-lo. Augmenta d'esquerra a dreta en un període. A mesura que augmenta el nombre de protons dels nucli, augmenta l'atracció sobre els electrons externs i, per tant, l'energia d'ionització. A més, com més ens anam a la dreta, més ens acostam a la configuració de gas noble, de manera que si arrabassam un electró, ens allunyam d'aquesta configuració.
