¡Descarga Resumen de Química: Modelo Atómico, Órbitas Atómicas y Principios Básicos y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!
o Models atòmics. Àtom hidrogenoide La teoria atòmica va ser establerta per John Dalton, el qual va definir els àtoms com les peces fonamentals de la matèria ,eren indivisibles. El descobriment de la electròlisis de l’aigua per William Nicholson i Anthony Carlisle i de les lleis de Faraday va passar a manifest que les unitats de càrrega estan associades ala àtoms, o que els àtoms son ionitzables. L’electró i el protó componen l’àtom. L’electró té una qe= -1,602·10-19^ C i me= 9,109534 · 10-28^ g i el protó té qp= 1,602·10-19^ C i mp= 1,6726·10-24g. La massa de protó s’ha adoptat com a unitat de massa atòmica.
- Model atòmic de Thomson: a partir del model Dalton, Thomson va proposar u nou model que deia; protons i neutrons identificats amb la seva carrega i massa corresponent. Àtoms considerats unes esferes sòlides on el nombre d’electrons es contraposa a la càrrega positiva de l’àtom (matèria neutra).
- Model atòmic de Rutherford: va estudiar les trajectòries de les partícules contra lamines de metalls per descobrir que el nucli dels àtoms es molt petit respecta a a la mida total de l’àtom. També va dir que els àtoms amb nucli central conté el 99,9% de la massa amb càrrega positiva idèntica a la negativa dels electrons (aquests fora del nucli). Un àtom té una mida de 1A (10-10^ m). Rutherford va triar el cas més senzill d’àtoms, els àtoms hidrogenoides (H,He+,Li+2..). En aquest model, l’únic electró de l’àtom amb massa me i carrega -e (1,602·10-19) es mou a una velocitat v i en un orbital circular de radi al voltant del nucli mn i carrega +Ze (Z és nº atòmic).
- Chadwick va descobrir els neutrons i va permetre explica els isòtops ( dos àtoms amb igual nombre de protons i electrons però diferent nombre de neutrons).
o Model atòmic de Bohr Àtoms nomes poden adoptar uns estats energètic determinats, nomes unes quantes òrbites circulars han de ser permeses, per tant Bohr va postular que les úniques òrbites possibles eren aquelles en les quals l’acció de l’electró en una revolució completa (quantitat de moviment per longitud d’òrbita) fos un múltiple enter de la constant de Planck. En introduir aquesta restricció addicional, en el cas de l’àtom d’hidrogen i pel seu estat fonamental, el valor del radi de l’orbita és de 0,529·10-10^ m, que es coneix com el radi de Bohr. En general, els valors del radi de les òrbites permeses obeeixen a la fórmula. r=aon^2 n=1,2,3,... n=nombre quàntic principal Però tenia un problema, incorporava la idea de la quantització (és a dir, nocions de discontinuïtat) a la mecànica clàssica newtoniana, al qual permet una variació contínua dels valors de l’energia. Per conèixer quins estats energètics representen les òrbites permeses, tenim la següent formula: E= 13,6 eV/n^2 espectre de l’àtom. A cada òrbita amb un radi r li correspon una energia E, les dues determinades pel nombre quàntic n. Totes les freqüències emeses es poden agrupar en series i poden ser representades matemàticament per l’equació de Rydberg On 1/landa será igual a V, ja que V es 1/landa
- Les funcions orbitals. Nodes i orientació Des del punt de vista matemàtic, els orbitals són funcions tridimensionals que determinen quina és la probabilitat de trobar l’electró en cada regió de l’espai al voltant del nucli. Hi ha regions vora el nucli per les quals aquesta probabilitat es fa zero. Aquestes regions s’anomenen nodes. Quan la probabilitat de trobar l’electró en cada regió al voltant del nucli es zero (DEFINICIO NODES). Hi ha: o Els radials, forma d’esfera. Depenen de n=n-1-1. o Angulars, forma de recta. Depenen de 1. Els nodes totals es calculen fent n-1. Exemple: 2p, 1 node angular i 0 nodes radials. En general, la densitat de probabilitat angular de cada orbital presenta l nodes angulars ( per a un orbital s no té nodes angulars). És per això que habitualment els orbitals s, per simplificar, es representen com una esfera. Les zones on es pot trobar amb més probabilitat l’electró cada vegada s’allunyen del nucli en augmentar n. Això permet definir els conceptes de: Difusivitat d’un orbital: capacitat que té aquest orbital d’estendre la densitat electrònica per l’espai. La difusivitat augmenta en augmentar el nombre quàntic n. Penetrabilitat d’un orbital: capacitat que té aquest orbital de situar l’electró el més prop possible del nucli. La penetrabilitat augmenta en disminuir el nombre quàntic n. La funció densitat de probabilitat sempre és positiva perquè és el quadrat de la funció d’ona.
Una funció orbital és: n,l,m i la funció spin=s,ms. Hi ha dues funcions spin, ms ( s és constant ½) anomenades (ms=1/2) i (ms=-1/2). Un spinorbital, es el producte d’una funció orbital per una funció de spin que descriu el comportament d’un sol electró. Pel que fa a les funcions orbitals de tipus p la seva funció angular depèn dels angles esfèrics i , cosa que significa que la densitat de probabilitat de trobar l’electró a l’espai ja no es esfèricament simètrica i se situa preferentment en algunes zones de l’espai determinades. Cadascun dels tres orbitals p possibles situa el màxim de probabilitat de trobar l’electró sobre un dels eixos de les coordenades cartesianes, i pren d’ells el seu nom ( parlem d’orbitals px,py i pz). On el color diferent dels dos lòbuls dels orbitals indica un signe diferent de la funció d’ona (però no de la funció densitat de probabilitat, la qual sempre és positiva perquè és el quadrat de ). La major part dels orbitals d situen el màxim de densitat de probabilitat de trobar l’electró en un pla de l’espai. De nou un signe diferent de la funció orbital. Així, els orbitals dxy,dxz i dyz situen la màxima densitat de probabilitat de trobar l’electró sobre els plans xy,xz i yz, respectivament, mostrant quatre lòbuls que bisequen els eixos d’aquests plans. D’aquesta manera, els dos plans perpendiculars són nodes angules. o Àtoms polielectrònic En el cas dels àtoms o ions polielectrònics l’equació de Schrödinger és irresoluble de manera exacta. Aquesta irresolubilitat reflecteix el fet de les trajectòries dels dos o més electrons d’afecten mútuament. En altres paraules,
Exemple: un àtom amb dos electrons (Z=2) indica que tots dos electrons podran ser descrits per una funció orbital 1s, però amb funció de spin diferent i això ho representem amb el diagrama de les caixes orbitàliques de Pauling. o Configuració electrònica: principi de construcció cap amunt (Aufbau). Una configuració electrònica es la distribució dels electrons d’un àtom en els diferents orbitals. L’estat de mínima energia d’un sistema quàntic és el seu estat fonamental. La resta d’estats s’anomenen estats excitats. La configuració electrònica fonamental d’un àtom és la de l’estat fonamental. A l’hora d’omplir els orbitals d’un àtom polielectrònic en el seu estat fonamental es fa omplint els orbitals per ordre creixent d’energia, de la mateixa aproximació orbital s’infereix l’anomenat principi de construcció cap amunt o principi d’Aufbau. Es parla de configuracions de capa tancada quan els orbitals s i p amb el mateix nombre quàntic principal n estan plens d’electrons. Els electrons que omplen aquestes capes tancades són energèticament nom estables i no participen en les interaccions químiques. Els electrons que en una configuració electrònica no formen part dels orbitals de les capes tancades es coneixen com electrons de la capa de valència i són els responsables de la major part de les propietats dels àtoms, incloent-hi les interaccions i reaccions químiques. Excepcions principi de Aufbau:
- La diferència d’energia calculada entre els orbitals (n-1)d i ns és força petita. Cal recordar que les enèrgiques dels orbitals dels àtoms polielectrònics són el resultat d’una aproximació. Quan les diferències d’energia són petites, l’ordre en les energies reals pot ser diferent.
- El traspàs d’electrons dels orbitals ns als orbitals (n-1)d pot ser afavorit per l’estabilitat espacial de les configuracions esfèriques (configuracions amb els subnivells complets a la meitat).
- En forma cations, els electrons es treuen primer dels orbitals np, després dels ns i finalment dels (n-1)d. o Regles de Hund Quan tenim electrons en orbitals de valència p,d i f i aquestes subcapes no estan completes, per a una configuració fonamental determinada ens podem trobar diferents estats energètics. Es defineix la multiplicitat de l’estat electrònic com e l nombre: 2S + 1 on S = suma d’espins dels e- Friedrich Hund va proposar unes regles que permeten determinar quin és l’estat electrònic fonamental, una de les quals diu que l’estat de mínima energia és aquella que presenta la màxima multiplicitat. Aquesta regla ens diu que la major estabilitat d’una configuració es troba quan hi ha més electrons desaparellats i aquets tenen l’spin paral·lel, perquè minimitza les repulsions interelectròniques fent que sigui energèticament més estable. o La taula periòdica La periodicitat és el concepte químic fonamental, amb relació a l’organització, és el patró de repetició de propietats fisicoquímiques, que es representat per la taula periòdica. Mendeleev i Meyer van situar els elements coneguts en aquell moment en funció de la seva massa atòmica relativa i van observar models de repetició periòdica en les seves propietats.
mentre que l’apantallament augmenta molt menys, ja que els electrons d’una mateixa capa s’apantallen poc entre ells. També es pot observar que al llarg d’una sèrie de transició la càrrega nuclear efectiva varia menys que per els elements s o p del mateix període. La causa d’aquest fet és que, en passar d’un element al següent, el nou electró se situa en un orbital (n-1)d que, com que és més intern, apantalla bé l’electró més extern, ns. o Radi atòmic i iònic Quan es parla de radis atòmics o radis iònics s’utilitzen diverses definicions: El radi covalent es defineix com la semidistància interatòmica trobada en la molècula covalent homonuclear de l’element en qüestió. La meitat de la distancia entre dos àtoms duna molècula. El radi iònic es defineix a partir de les distàncies interatòmiques que s’observen en les xarxes cristal·lines sòlides (ex.NaCl). El radi metàl·lic es defineix a partir de les distancies interatòmiques trobades en les estructures sòlides dels metalls. En qualsevol dels casos, el radi atòmic es pot relaciona amb la grandària dels orbitals externs, és a dir, amb el nombre quàntic principal n, i amb la càrrega nuclear efectiva. El radi atòmic disminueix en avançar en un període. Els electrons es van situant en orbitals amb el mateix nombre quàntic principal, n , però es van contraient progressivament per l’augment de la càrrega nuclear efectiva Z. En baixar en grup, el radi atòmic augmenta. Tot i que Z^ augmenta, l’efecte de l’augment de n és més important. Pel que fa als radis iònics, com és lògic, el radi dels cations és més petit que el radi dels
àtoms neutre i el radi dels anions és més gran que els àtoms neutres. Una sèrie isoelectrònica és un conjunt d’espècies que tenen la particularitat que tots presenten el mateix nombre d’electrons canviant només el nombre atòmic entre ells. o Energia (potencial) d’ionització L’energia d’ionització és l’energia mínima necessària per treure un electró d’un àtom en el seu estat fonamental. A(g) A(g)+^ + e- Les energies d’ionització sempre són positives (sempre s’ha de gastar energia per treure un electró d’un àtom). Les energies d’ionització disminueixen en baixar en un grup i augmenten en avançar en un període. En general, en baixar en un grup, tot i que augmenta la càrrega efectiva, el fet que el radi sigui m’és gran fa que l’energia d’ionització disminueixi. L’electró esta més lluny del nucli. Fins d’un mateix període, la carrega nuclear efectiva augments, per tant, en general l’energia d’ionització hauria d’augmentar. Tot i això, hi ha excepcions a causa de la configuració electrònica:
- La disminució de les energies d’ionització en els grups del bloc p no és gaire homogènia, com passa amb altres propietats atòmiques, a causa de la diferent capa de valencià interna que presenten els elements, en formar-se una nova capa d o f és un, en general, es produeixen mes irregularitats.
- Per a les energies d’ionització també s’observen irregularitats en els períodes. Aquestes irregularitats es poden justificar fàcilment atenent l’estabilitat de les configuracions esfèriques. o Afinitat electrònica
0,774 fan que els valors obtinguts es corresponguin amb les altres escales quan el radi s’expressa en A. Linus C.Pauling va desenvolupar un conjunt de valors d’electronegativitat basant-se en les interaccions d’energies despreses en la formació d’enllaços per a un gran nombre de molècules. Així, per a una molècula AB amb una energia de dissociació del seu enllaç DAB. L’electronegativitat augmenta en avançar en un període i disminueix en baixar en un grup de la taula periòdica. En avançar per les sèries de transició, l’augment de l’electronegativitat és relativament petit amb alguna irregularitat. El mateix succeeix en les sèries de transició interna. o València La valència és la relació hidrogen/element en els compostos que es formen amb aquest. També la podem definit com el nombre d’electrons que té o pot tenir desaparellats un àtom. És important no confondre la valència amb l’estat d’oxidació. o Estat d’oxidació L’estat d’oxidació o nombre d’oxidació es defineix com la suma de càrregues positives i negatives d’un àtom, la qual cosa indirectament indica el nombre d’electrons que l’àtom ha acceptat o cedit. Els estats d’oxidació que poden prendre eles elements es poden conèixer a partir de les seves configuracions electròniques. L’estat d’oxidació és coneix sabent quants electrons te de guanyar o perdre per a tal de aconseguir una configuració electrònica estables de gas noble o esfèriques (capa plena o semiplena), perdre electrons fa que l’estat d’oxidació sigui positiu i guanyar electrons negatius.
