Models atomics

83,300 views
86,333 views

Published on

Models atòmics. Química 1r batxillerat. José Ángel Hernández Santadaría.

Published in: Education, Business, Technology
6 Comments
44 Likes
Statistics
Notes
No Downloads
Views
Total views
83,300
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
33,493
Actions
Shares
0
Downloads
71
Comments
6
Likes
44
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Models atomics

  1. 1. Models atòmics
  2. 2. • Què és un model científic? • Teoria atòmica de Dalton • Rutherford i el nucli atòmic • Model d’orbitals • Configuracions electròniques • Model quàntic de Bohr • Model atòmic de Thomson • Podem veure els àtoms? Annex: Radiacions electromagnètiques • Teoria atòmica de Demòcrit
  3. 3. Podem veure els àtoms? Fem un zoom… https://youtu.be/EMLPJqeW78Q
  4. 4. Podem veure els àtoms? Fem un viatge… http://youtu.be/bhofN1xX6u0
  5. 5. Podem veure els àtoms? Microscopi d’efecte tunel (Scanning tunneling microscope) El STM s’utilitza per obtenir imatges molt magnificades de superfícies, en les quals s’arriba a visualitzar àtoms individuals. Una agulla molt prima es fa passar a prop de la superfície a estudiar i s’aplica un potencial elèctric. L’agulla es mou sobre la superfície i mitjançant un flux d’electrons s’obtenen “mapes” de les superfícies amb resolucions d’uns 10 pm ( 10-11 m)
  6. 6. Podem veure els àtoms? Microscopi d’efecte tunel http://youtu.be/ca4ZJGwgw7E
  7. 7. Àtom d’or sobre una superfície d’àtoms de carboni Microscopi d’efecte tunel Podem veure els àtoms?
  8. 8. Microscopi d’efecte tunel Fragment d’una molècula d’ADN Podem veure els àtoms?
  9. 9. Què és un model científic? Els models són una representació simplificada o idealitzada de la realitat. S’utilitzen quan els objectes o sistemes a descriure són massa petits, massa grans o massa complexes. Model de l’estructura de l’ADN ( Watson i Crick, 1953 ) Escultura que representa un fragment d’ADN ( Museu de la Ciència Princep Felip, València)
  10. 10. Què és un model científic? http://www.edu3.cat/Edu3tv/Fitxa?p_id=19186&p_niv=2234&p_are=6455&p_num=3
  11. 11. Evolució dels models Tots els models tenen les seves limitacions, és a dir, arriba un moment en que no permeten explicar tots els fets relacionats amb un fenomen; llavors es fa necessari substituir-los per models més profunds. Les revolucions científiques han coincidit històricament amb èpoques en les quals es renovaven els models científics acceptats fins aquell moment. Els models científics s’elaboren per poder explicar els fets i les dades experimentals de les que hom disposa en cada moment. Què és un model científic?
  12. 12. Teoria atòmica de Demòcrit Demòcrit formava part d’una escola filosòfica anomenada pluralista o atomista, juntament amb Leucip, Anaxàgores i Empèdocles. Demòcrit d’Abdera (460 a.C. - 370 a.C.) ha passat a la història de la filosofia i de la ciència per la seva intuició (no basada en l’experimentació) sobre l’existència en l’interior de la matèria d’unes partícules que va anomenar “àtoms” (en grec “indivisibles”).
  13. 13. Teoria atòmica de Demòcrit Principis de la teoria de l’atomisme de Demòcrit  Un àtom és un cos simple, sense parts, “indivisible” , etern i immutable.  Els àtoms es mouen en el buit i és l’atzar el que provoca que xoquin i es combinin entre ells.  Els àtoms només tenen 3 propietats quantitatives: forma, mida i moviment Demòcrit pensava que els àtoms d’aigua eren rodons i suaus, els de foc punxeguts, els de terra aspres i dentats, etc.  L'àtom no es pot observar empíricament. Un cos observable és sempre un conjunt d'àtoms.
  14. 14. Teoria atòmica de Demòcrit Tot i que la teoria de Demòcrit, amb la introducció dels conceptes d’àtom, el buit i l’atzar, es va avançar 25 segles a la concepció actual de la matèria, durant molt segles no va ser acceptada. Durant més de 2000 anys es va imposar el pensament idealista de filòsofs com Aristòtil (384-322 a.C.) , que pensaven que la matèria estava formada per combinacions de quatre elements fonamentals: foc, aire, aigua i terra.
  15. 15. Teoria atòmica de Demòcrit “Demòcrit, el filòsof del riure” Quadre de Rubens (Museu del Prado) Algunes frases cèlebres de Demòcrit “ Res existeix excepte àtoms i espai buit: la resta són opinions” “Tot el que existeix a l’Univers és fruit de l’atzar i la necessitat” ”En alguns móns no hi ha Sol ni Lluna, en altres són més grans que en el nostre, i en altres més nombrosos. Hi ha alguns móns on no hi ha criatures vives, ni plantes, ni aigua” “La pàtria d'una ànima bona és el món sencer” “ La vida sense festes és com un llarg camí sense posades”
  16. 16. Teoria atòmica de Dalton Fonaments Les lleis fonamentals de la química (llei de conservació de la massa, llei de les proporcions definides, llei de les proporcions múltiples). John Dalton (1766-1844)
  17. 17. Teoria atòmica de Dalton Descripció • Àtom indivisible (partícules esfèriques) • Els elements estan formats per àtoms iguals en massa i totes les altres propietats. • Els àtoms d'elements diferents tenen massa , mida i propietats diferents. • Els compostos es formen per unió d'àtoms en relació numèrica senzilla.
  18. 18. La teoria explica • La discontinuïtat de la matèria. • Les relacions estequiomètriques en les reaccions químiques. Limitacions • L’àtom és divisible ( electrons, protons, neutrons, etc. ) • Existència d’isòtops d’un element. Teoria atòmica de Dalton
  19. 19. Model de Thomson Joseph John Thomson (1856-1940) Fonaments • L’àtom no és indivisible. • L'àtom està format almenys per matèria carregada positivament i partícules de càrrega negativa, els electrons (descoberts en 1897 per en Thomson, estudiant els raigs catòdics).
  20. 20. Model de Thomson Fonaments Experiment amb raigs catòdics (J.J. Thomson) http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma2.html
  21. 21. Model de Thomson Descripció • Àtom format per un conjunt d'electrons (càrrega negativa) incrustats en una massa esfèrica uniforme de càrrega positiva . • El conjunt és neutre.
  22. 22. El model explica • L’existència d’ions negatius i positius. • La naturalesa elèctrica de la matèria. Limitacions • No fa diferenciació entre nucli i escorça. • No explicava per què tota la massa de l’àtom i la seva càrrega positiva estan concentrades en el nucli. Model de Thomson + +- -
  23. 23. Rutherford i el nucli atòmic Ernest Rutherford (1871-1937) http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/ruther14.swf Fonaments Experiment de Rutherford
  24. 24. Fonaments Experiment de Rutherford • Va bombardejar un làmina d'or amb partícules alfa (He2+). • La majoria de les partícules travessaven la làmina sense desviar-se. • Algunes partícules van travessar la làmina desviant-se considerablement de llur trajectòria (0,1%) • Molt poques partícules van rebotar contra la làmina i no la van travessar (1 de cada 20000) • Conclusió: l'àtom està pràcticament “buit” Rutherford i el nucli atòmic
  25. 25. Descripció • La major part de la massa i tota la càrrega positiva es concentren en el nucli. • L'àtom, molt més gran que el nucli, inclou l'escorça electrònica, que és la regió on els electrons fan òrbites circulars al voltant del nucli. • Àtoms formats per protons (p+), neutrons(n) i electrons (e-). • Els àtoms del mateix element tenen el mateix nombre de protons (nombre atòmic, Z) però poden tenir massa diferent (isòtops). • L'àtom és neutre perquè hi ha els mateixos protons que electrons. Rutherford i el nucli atòmic
  26. 26. Descripció El nucli té una mida 100.000 vegades més petita que el volum total de l’àtom. Rutherford i el nucli atòmic 1 Angstrom (10-10 m) 1 fm (10-15 m) nucli protons i neutrons
  27. 27. Rutherford i el nucli atòmic Descripció Si l’àtom tingués la mida d’un estadi de futbol, el nucli seria com una canica col.locada en el centre del camp.
  28. 28. Rutherford i el nucli atòmic Descripció Si l’àtom tingués la mida de la Terra, el nucli seria com una piràmide situada al seu centre.
  29. 29. Descripció Rutherford (1920) va intentar justificar la diferència entre el nombre atòmic i la massa atòmica d’un àtom proposant l’existència d’una partícula neutra (el neutró) que formaria part del nucli juntament amb els protons. Rutherford i el nucli atòmic
  30. 30. Descripció Els neutrons van ser descoberts per J. Chadwick l’any 1932. Rutherford i el nucli atòmic James Chadwick (1891-1974)
  31. 31. Rutherford i el nucli atòmic Descripció Partícules subatòmiques
  32. 32. Rutherford i el nucli atòmic Protó (p+) Neutró (n0) Electró (e-) Massa (kg) 1,673 · 10-27 1,675 ·10-27 9,10 · 10-31 Càrrega elèctrica (C) + 1,6 ·10-19 0 - 1,6 ·10-19 Descripció Partícules subatòmiques
  33. 33. Rutherford i el nucli atòmic Descripció Partícules subatòmiques Des de 1968 sabem que el protó i el neutró estan formats per partícules encara més petites, els quarks “up” i “down”
  34. 34. Rutherford i el nucli atòmic Descripció Partícules subatòmiques Els quarks es mantenen units per unes partícules sense massa anomenades gluons. Els gluons són bosons, és a dir partícules mediadores de la interacció nuclear forta que manté units els protons i els neutrons del nucli.
  35. 35. Model estàndard de física de partícules
  36. 36. La teoria explica • L’existència d’isòtops (àtoms del mateix element amb massa diferent) • La reactivitat química (en les reaccions químiques intervenen els electrons de l’escorça) Limitacions • No pot explicar l’existència de les ratlles dels espectres atòmics. • No explica per què l’electró no va perdent energia i cau cap al nucli. Isòtops de l’hidrogen A: proti 1 1 H B: deuteri 1 2 H C: triti 1 3 H Rutherford i el nucli atòmic
  37. 37. Model quàntic de Bohr Fonaments · Hipòtesi de Planck: quantificació de l’energia · Efecte fotoelèctric · Espectres atòmics
  38. 38. Model quàntic de Bohr Fonaments Hipòtesi de Planck: quantificació de l’energia Max Planck (1901) , estudiant la radiació electromagnètica emesa per un cos negre, va comprovar que l’energia no s’emetia de manera contínua, sinó en paquets d’energia anomenats quàntums. Max Planck (1858-1947), és considerat el pare de la teoria quàntica.
  39. 39. Model quàntic de Bohr Fonaments Hipòtesi de Planck: quantificació de l’energia L’energia d’un quàntum de radiació electromagnètica (energia d’un fotó) es pot calcular amb l’expressió Efotó = h · f (J) h = Constant de Planck = 6,626 · 10-34 J ·s f = freqüència de la radiació (s-1 o Hz)
  40. 40. Model quàntic de Bohr Fonaments Efecte fotoelèctric Heinrich Hertz (1887) observà que en fer incidir llum sobre la superfície d’un metall, se’n desprenien electrons. Això només passava a partir d’una freqüència mínima (freqüència llindar) de la radiació incident. Albert Einstein (1905) va explicar el fenomen aplicant la hipòtesi de Planck (l’energia de la llum es propaga de manera discontinua en forma de quàntums de llum o fotons)
  41. 41. coure estronci sodi Model quàntic de Bohr Fonaments Espectres atòmics Quan escalfem les sals d’alguns elements químics podem veure com cada element emet radiacions de colors característics.
  42. 42. http://www.youtube.com/watch?v=E9KJBPnvQk4 Model quàntic de Bohr Fonaments Espectres atòmics Quan escalfem les sals d’alguns elements químics podem veure com cada element emet radiacions de colors característics.
  43. 43. Model quàntic de Bohr Fonaments Espectres atòmics Quan fem passar la llum emesa per un element excitat en una flama a través d'un prisma òptic es produeix l'efecte anomenat dispersió, que consisteix en la separació de les diferents longituds d'ona que formen el raig incident. Les línies obtingudes constitueixen l’espectre d’emissió de l’element. Espectre d’emissió del coure
  44. 44. Model quàntic de Bohr Fonaments Espectres atòmics També es poden obtenir espectres atòmics d’emissió a partir de làmpades que continguin vapor d’àtoms d’un determinat element químic. En aquests cas els electrons són excitats amb energia elèctrica. Làmpada amb àtoms d’ hidrogen Escletxa Prisma Espectre d’emissió http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma6.html
  45. 45. Kirchoff i Bunsen Espectroscopis Model quàntic de Bohr Fonaments Espectres atòmics
  46. 46. Fonaments Espectres atòmics L’espectre atòmic d’un element és el conjunt de les radiacions absorbides (espectre d’absorció) o emeses (espectre d’emissió ) per aquest element quan se li comunica l’energia adequada. Model quàntic de Bohr
  47. 47. Model quàntic de Bohr Niels Bohr (1885-1962) Descripció Postulats de Bohr I. L'electró es mou fent òrbites circulars al voltant del nucli sense emetre energia.
  48. 48. Model quàntic de Bohr Descripció Postulats de Bohr II. L'energia de l'electró dins l'àtom està quantificada. Això vol dir que l'electró només pot ocupar unes òrbites o estats estacionaris al voltant del nucli amb uns determinats valors d'energia. E1 E2 E3
  49. 49. Model quàntic de Bohr Descripció Postulats de Bohr III. Quan un electró passa d’una òrbita a una altra emet o absorbeix energia en forma de radiació electromagnètica (per repassar els conceptes bàsics sobre les radiacions electromagnètiques pots mirar al final d’aquesta presentació). El salt d'energia (ΔE ) és igual a l’energia del fotó: ΔE = E fotó = h · f (J) i la freqüència del fotó de llum (f) (absorbit o emès) val: f = ΔE / h (Hz)
  50. 50. Model quàntic de Bohr http://www.dlt.ncssm.edu/tiger/Flash/phase/ElectronOrbits.html Descripció Postulats de Bohr
  51. 51. www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/linesp16.swf Model quàntic de Bohr Les línies dels espectres atòmics es corresponen amb les radiacions absorbides o emeses pels electrons de l’àtom quan passen d‘un orbital a un altre (transicions electròniques entre nivells d’energia). El model de Bohr explica L’origen de les línies dels espectres atòmics
  52. 52. Emissió d’un fotó Model quàntic de Bohr El model de Bohr explica Els espectres discontinus d’emissió de l'hidrogen, on només apareixen radiacions en algunes freqüències determinades.
  53. 53. Absorció d’un fotó Model quàntic de Bohr El model de Bohr explica Els espectres discontinus d'absorció de l'hidrogen, on només apareixen radiacions en algunes freqüències determinades.
  54. 54. Visible Línies de l’espectre d’emissió de l’hidrogen
  55. 55. H-H-H-H- Sèrie de Balmer
  56. 56. Cada element químic té un espectre atòmic diferent (degut als diferents nivells d’energia dels seus orbitals atòmics). Model quàntic de Bohr http://www.chem.arizona.edu/~jpollard/fido/atomicspectra.html El model de Bohr explica...
  57. 57. Els electrons d’un element en estat gasós només absorbeixen o emeten radiació en unes freqüències determinades. L’espectre atòmic permet identificar un element, és com la seva “empremta dactilar” o el seu “codi de barres” i això permet utilitzar els espectres com a tècnica d’anàlisi químic (espectrometria d’absorció atòmica) Model quàntic de Bohr El model de Bohr explica...
  58. 58. Espectrometria d’absorció atòmica Model quàntic de Bohr El model de Bohr explica...
  59. 59. Model quàntic de Bohr El model de Bohr explica... L’existència d’espectres d’emissió continus
  60. 60. Espectres continus Els objectes que irradien calor (el Sol, les làmpades d’incandescència) generen espectres d’emissió continus, en els que no hi ha línies sino una transició gradual entre les radiacions de diferents longituds d’ona. Model quàntic de Bohr http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma6.html El model de Bohr explica...
  61. 61. Espectres continus L’arc de Sant Martí és un espectre d’emissió continu de la llum blanca provinent del Sol . Abasta les radiacions visibles de longituds d’ona compreses entre 400 nm (violat) i 750 nm (roig). Model quàntic de Bohr El model de Bohr explica...
  62. 62. Model quàntic de Bohr Electró no lligat a l’àtom (la seva energia no està quantificada) Electrons situats als orbitals (energia quantificada) El model de Bohr explica... Espectres continus
  63. 63. Model quàntic de Bohr El model de Bohr explica... https://youtu.be/YCWvxv__nmQ
  64. 64. Limitacions • El model de Bohr només explica perfectament les línies de l’espectre atòmic de l’hidrogen; no permet explicar l’origen de les línies dels espectres de la resta d’elements. • Barreja la mecànica clàssica amb la mecànica quàntica. Model quàntic de Bohr Espectre d’emissió de l’heli
  65. 65. Model d’orbitals • Dualitat ona-partícula (L. De Broglie, 1924): L'electró és una partícula però es comporta com una ona. • Principi d'incertesa (W. Heisenberg, 1927): No es pot conèixer simultàniament i amb precisió la posició i la velocitat d’un electró. • Equació de Schrödinger (1926): Descriu l’electró amb una funció d’ona ( ψ ); la seva resolució permet conèixer els orbitals i els nivells d’energia de l’àtom. Fonaments
  66. 66. Model d’orbitals Dualitat ona-partícula La hipòtesi de De Broglie va ser comprovada per Davison i Germer l’any 1927 quan van observar que els electrons experimenten difracció, fenomen típic de les ones. Fonaments
  67. 67. Longitud d’ona associada a una partícula λ = h / ( m · v ) λ = longitud d’ona (m) m = massa de la partícula (kg) h= constant de Planck = 6,626 · 10 -34 J·s v = velocitat de la partícula (m/s) Model d’orbitals
  68. 68. Model d’orbitals Fonaments Principi d’incertesa Per a partícules de massa molt petita i que es mouen a altes velocitats (com per exemple, l’electró) resulta impossible conèixer la trajectòria amb total exactitud perquè el procediment de mesura pertorba l’estat de l’objecte a mesurar.
  69. 69. Model d’orbitals Fonaments Principi d’incertesa No podem “veure” l’electró perquè s’hauria “d’il.luminar”, i la partícula absorbiria la radiació incident, incrementaria molt la seva velocitat (energia cinètica) i canviaria de posició. Això no passa amb els objectes de massa més gran, pels quals és aplicable la mecànica clàssica. http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma8.html
  70. 70. Principi d’incertesa Principi d’incertesa Δx · Δ p ≥ h / 4π Δx = error en la posició (m) Δp = error en la quantitat de moviment (kg · m/s) p = m · v h = constant de Planck = 6,626 · 10 -34 J·s π = número pi = 3,141592… Model d’orbitals
  71. 71. Model d’orbitals
  72. 72. Model d’orbitals
  73. 73. Model d’orbitals Fonaments Equació de Schrödinger La resolució d’aquesta lequació permet obtenir els diferents nivells d’energia i els orbitals (funcions d’ona) per a l’àtom d’hidrogen. Imatge dels orbitals d’un àtom d’hidrogen
  74. 74. Equació de Schrödinger Δ2 Ψ + 8πm ( E – V ) Ψ = 0 h2 Ψ = funció d’ona m = massa de l’electró = 9,109 · 10 -31 kg h = constant de Planck E = energia de l’electró V = potencial al que està sotmès l’electró Model d’orbitals
  75. 75. Descripció Un orbital és una regió de l’espai en què la probabilitat de trobar l’electró és elevada (90%). No es pot saber la posició exacta d'un electró en l'espai donada la seva naturalesa ondulatòria. L’equació de Schodinger permet obtenir els diferents orbitals de l’àtom i els nombres quàntics que identifiquen a cada electró. orbital Model d’orbitals
  76. 76. Model d’orbitals Representació de la probabilitat de trobar l’electró en un orbital 1s ( hi ha un 90% de probabilitat de trobar l’electró dintre d’un volum esfèric de 200 pm de radi) Descripció Orbitals
  77. 77. Model d’orbitals 2s Descripció Orbitals Orbitals “s”
  78. 78. Model d’orbitals Representació de la probabilitat de trobar l’electró en un orbital 2p ( hi ha un 90% de probabilitat de trobar l’electró dintre dels dos lòbuls) Descripció Orbitals
  79. 79. Model d’orbitals http://www.dlt.ncssm.edu/tiger/Flash/structure/P-orbitalDiagram.html Descripció Orbitals Orbitals “p”
  80. 80. Model d’orbitals Descripció Orbitals Orbitals “d”
  81. 81. Model d’orbitals Descripció Orbitals Orbitals “f”
  82. 82. Descripció Nombres quàntics Un orbital ve caracteritzat per 3 nombres quàntics (n, l, m) Nombre quàntic principal, n determina la mida i energia de l’orbital. n = 1, 2, 3,...,n Model d’orbitals
  83. 83. Un orbital ve caracteritzat per 3 nombres quàntics (n, l, m) Nombre quàntic moment angular, l determina la forma de l’orbital. l = 0, 1, 2 , 3, ..., (n -1)  orbitals tipus s, p, d, f Model d’orbitals Descripció Nombres quàntics
  84. 84. Un orbital ve caracteritzat per 3 nombres quàntics (n, l, m) Nombre quàntic moment magnètic, m determina l’orientació espacial de l’orbital . m =- l, ..., 0 , ... +l Model d’orbitals Descripció Nombres quàntics
  85. 85. Model d’orbitals Descripció Nombres quàntics
  86. 86. Nombre quàntic d’espin, ms determina l’alineació de l’electró respecte un camp magnètic extern. ms = ±½ L’espin permet caracteritzar cadascun dels dos electrons que pot haver en cada orbital. Model d’orbitals Descripció Nombres quàntics
  87. 87. Model d’orbitals Descripció Nombres quàntics Cada electró d’un àtom està caracteritzat per 4 nombres quàntics (n, l, m i ms)
  88. 88. Model d’orbitals La teoria explica • Els espectres discontinus d'absorció i emissió de tots els elements. • Teoria acceptada actualment. Limitacions • L’equació de Schrödinger només es pot resoldre per àtoms amb un sol electró, és a dir, l’àtom d’hidrogen i els àtoms hidrogenoides (He+, Li2+, Be3+), per la qual cosa cal recórrer generalment a mètodes aproximats per obtenir els orbitals de la resta d’àtoms.
  89. 89. Configuracions electròniques Anomenen configuració electrònica la distribució dels electrons d’un àtom en els orbitals corresponents.
  90. 90. Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica 1. El nombre d’electrons a col·locar és igual al nombre atòmic (Z) de l’element ( si l’àtom és neutre ). 2. Ordre d’energia dels orbitals: els electrons es van situant en els orbitals de mínima energia possible (diagrama de Moeller) 3. Principi d’exclusió de Pauli: la capacitat d’un orbital és de dos electrons amb espins oposats. 4. Regla de Hund: quan s’ocupen orbitals de la mateixa energia (orbitals degenerats) els electrons tendeixen a col·locar-se en orbitals diferents (electrons desaparellats) amb espins paral·lels. D’aquesta manera s’evita la desestabilització produïda per la repulsió de l’altre electró.
  91. 91. 1. El nombre d’electrons a col·locar és igual al nombre atòmic (Z) de l’element ( si l’àtom és neutre ). Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica Z (nº protons = nº electrons)
  92. 92. Tipus de representació Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica Notació estàndard: 1s2 2s2 2p2 Diagrama orbital: Exemple: Configuració electrònica del carboni (Z=6) Notació de gas noble: [He] 2s2 2p2
  93. 93. L’àtom d’hidrogen només té un electró i l’energia dels orbitals depèn unicament del nombre quàntic principal (n). Configuracions electròniques 2. Ordre d’energia dels orbitals (àtom d’hidrogen) Regles per escriure la configuració electrònica
  94. 94. En els àtoms polielectrònics, l’efecte d’apantallament de l’atracció del nucli que exerceixen els electrons interns sobre els electrons més externs provoca l’aparició de subnivells d’energia. Per exemple, els electrons d’un orbital 2s experimenten una atracció per part del nucli més gran que la que experimenten els electrons situats en els orbitals 2p . Quan més gran és l’atracció per part del nucli (apantallament més petit) més baixa és l’energia dels orbitals. Configuracions electròniques 2. Ordre d’energia dels orbitals (àtoms polielectrònics) Regles per escriure la configuració electrònica
  95. 95. Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica 2. Ordre d’energia dels orbitals (àtoms polielectrònics) Nivell n =2 Subnivells 2s (l =0) i 2p (l =1) Nivell n =3 Subnivells 3s (l =0), 3p (l =1) i 3d (l =2) Nivell n = 1 Subnivell 1s (l =0) Nivell n =4 Subnivells 4s (l =0), 4p (l =1), 4d (l =2) i 4f (l = 3)
  96. 96. Configuracions electròniques L’existència de subnivells s’observa experimentalment per l’aparició de línies molt juntes en els espectres atòmics. Espectre atòmic d’emissió de l’urani 2. Ordre d’energia dels orbitals (àtoms polielectrònics)
  97. 97. Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica 2. Ordre d’energia dels orbitals (àtoms polielectrònics) Diagrama de Moeller
  98. 98. 3. Principi d’exclusió de Pauli Dos electrons en un àtom no poden tenir iguals els quatre nombres quàntics. En cada orbital pot haver-hi com a màxim dos electrons i un ha de tenir spín +1/2 i l’altre, spín -1/2. 4. Regla de Hund La regla de màxima multiplicitat de Hund estableix que per als àtoms en estat fonamental, en omplir-se orbitals d’energia equivalent (degenerats) els spins dels electrons es mantenen paral·lels (desaparellats) sempre que sigui possible. Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica
  99. 99. Principi d’exclusió de Pauli Regla de Hund C (Z=6) 1s2 2s2 2p2 3s O (Z=8) 1s2 2s2 3s2p4 Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica
  100. 100. Regla de Hund Configuracions electròniques Regles per escriure la configuració electrònica
  101. 101. Ne Configuracions electròniques
  102. 102. http://www.youtube.com/watch?v=syfp3B4n3bw Configuracions electròniques
  103. 103. Configuracions electròniques http://www.chem.arizona.edu/~jpollard/fido/electronconfig.html
  104. 104. Configuració electrònica fonamental és la configuració de mínima energia, és a dir, els electrons ocupen els orbitals d’energia menor N (Z=7) 1s2 2s2 2p3 3s N* (Z=7) 1s2 2s2 3s12p2 Configuració electrònica excitada és una configuració on almenys un electró es troba en un orbital d’energia superior al que li correspondria. electró excitat Configuracions electròniques
  105. 105. Configuracions electròniques especialment estables Configuracions electròniques
  106. 106. Configuracions electròniques especialment estables Configuracions electròniques Els gasos nobles són molt poc reactius degut a la gran estabilitat dels seus àtoms. Això està relacionat amb que aquests elements tenen els orbitals s i p de l’últim nivell d’energia plens amb 8 electrons ( ns2 np6).
  107. 107. Configuracions electròniques d’ions Els ions dels elements guanyen o perden electrons per assolir la configuració de gas noble (ns2 np6), configuració més estable, de mínima energia. K+ (Z=19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Ha perdut 1 electró (4s1) Br - (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5+1 Ha guanyat 1 electró Mg 2+ (Z=12): 1s2 2s2 2p6 Ha perdut 2 electrons (3s2) O 2- (Z=8): 1s2 2s2 2p4+2 Ha guanyat 2 electrons Configuracions electròniques
  108. 108. Electrons de valència Són aquells de l’últim nivell ocupat (estigui ple o no), incloent els electrons del subnivell de més energia, cas que no estigui ple. C (Z=6): 1s2 2s2 2p2 Fe (Z=26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Br (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 Ca (Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Configuracions electròniques
  109. 109. Anomalies en les configuracions electròniques Les configuracions electròniques d’alguns elements presenten anomalies respecte a la configuració teòrica que haurien de tenir, aplicant les regles estudiades anteriorment. Justificació: els orbitals semiplens o totalment plens presenten una estabilitat addicional. Cr (Z=24) Configuració tèorica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Configuració real: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Configuracions electròniques Cu (Z=29) Configuració tèorica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 Configuració real: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
  110. 110. Configuracions electròniques Configuració electrònica i nombres quàntics n = 1 l = 0 (s) m = 0 ms = +1/2 n = 1 l = 0 (s) m = 0 ms = -1/2 Cada electró està caracteritzat per 4 nombres quàntics. Els 3 primers nombres quàntics (n, l, m) identifiquen l’orbital.
  111. 111. Configuracions electròniques Configuració electrònica i nombres quàntics n = 2 l = 0 (s) m = 0 ms = +1/2 n = 2 l = 0 (s) m = 0 ms = -1/2
  112. 112. Configuracions electròniques Configuració electrònica i nombres quàntics n = 2 l = 1 (p) m = - 1 ms = +1/2 n = 2 l = 1 (p) m = 0 ms = +1/2 n = 2 l = 1 (p) m = +1 ms = +1/2
  113. 113. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques Origen del magnetisme El moviment dels electrons que contenen els àtoms origina microscòpics imants o dipols (moment dipolar magnètic, µ ).
  114. 114. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques Origen del magnetisme (a ) Quan aquests microscòpics imants estan orientats a l’atzar, en totes direccions, els seus efectes s'anul·len mútuament i el material no presenta propietats magnètiques. (b) Si tots els dipols s’alineen, actuen com un únic imant i en aquest cas diem que la substància s’ha magnetitzat.
  115. 115. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques Diamagnetisme Les substàncies formades per àtoms amb tots els seus electrons aparellats són diamagnètiques, és a dir, no presenten propietats magnètiques ni en presència d’un un camp magnètic extern ( això és degut a que els àtoms tenen µ = 0 ). Exemple: zinc
  116. 116. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques Paramagnetisme Les substàncies formades per àtoms amb electrons desaparellats són paramagnètiques, és a dir, senten l’atracció dels imants però quan es retira el camp magnètic no presenten propietats magnètiques (l’alineació dels moments dipolars magnètics dels àtoms de la substància és molt feble). Quan més electrons desaparellats tenen els àtoms de la substància, més intens és el seu caràcter paramagnètic. Exemple: alumini, magnesi, titani
  117. 117. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques Ferromagnetisme És un cas extrem del paramagnetisme. Aquestes substàncies conserven les seves propietats magnètiques després de retirar el camp magnètic extern i algunes poden quedar magnetitzades de manera permanent. Exemples: ferro, cobalt i níquel
  118. 118. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques http://youtu.be/iK-5-BRLn78
  119. 119. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques Si escalfem suficientment un imant (per sobre de la seva temperatura de Curie) perd les seves propietats magnètiques. A T altes els dipols microscòpics vibren amb molta energia i s’orienten de manera aleatòria. http://www.youtube.com/watch?v=N-4PMAv_ynA
  120. 120. Configuracions electròniques Configuració electrònica i propietats magnètiques Imants de Neodimi Són imants permanents formats per un aliatge de neodimi, ferro i bor (fórmula empírica: Nd2 Fe14 B). Són els imants més potents que existeixen i tenen moltes aplicacions tecnològiques (lectors de discs durs, auriculars i altaveus, motors elèctrics, etc.)
  121. 121. Configuració electrònica i taula periòdica L’estructura de la taula periòdica moderna està relacionada amb la configuració electrònica dels elements. Configuracions electròniques
  122. 122. Configuració electrònica i taula periòdica Configuracions electròniques
  123. 123. Configuracions electròniques Configuració electrònica i taula periòdica
  124. 124. Bloc “s” Bloc “d” Bloc “p” Bloc “f” Configuracions electròniques
  125. 125. Radiacions electromagnètiques Descripció física d'una ona Longitud d’ona( λ ) distància entre dues crestes o dues valls consecutives. Amplitud (A) variació màxima del desplaçament de l’ona respecte el seu eix de propagació. Es mesuren en metres (m).
  126. 126. Descripció física d'una ona Període (T): temps necessari per a completar una oscil·lació completa de l'ona. En segons (s) Freqüència ( f o ): nombre d’oscil.lacions que realitza l’ona per segon. Es mesura en hertz (Hz, s-1) Les ones electromagnètiques es desplacen a la velocitat de la llum (C) i es poden propagar en el buit. C = λ / T = λ · f C = 299.792.458 ~ 3,0 ·108 m/s (en el buit) Radiacions electromagnètiques
  127. 127. Les radiacions o ones electromagnètiques són ones que es propaguen a l'espai amb un component elèctric i un component magnètic. Aquests dos components oscil·len en angles rectes respecte ells i respecte a la direcció de propagació. Radiacions electromagnètiques
  128. 128. Espectre de radiacions electromagnètiques Radiacions electromagnètiques
  129. 129. Fotons Una ona electromagnètica consisteix en un conjunt de paquets d'energia (quants), anomenats fotons. La freqüència de l'ona és proporcional a la seva energia. Atès que els fotons són emesos i absorbits pels àtoms, actuen com a transportadors d'energia. L'energia dels fotons ( E ) es calcula a partir de l'equació de Planck: E = h · f h = 6,626 · 10-34 J·s (constant de Planck) Radiacions electromagnètiques
  130. 130. José Ángel Hernández Santadaría jherna24@xtec.cat Models atòmics de José Ángel Hernández Santadaría està subjecta a una llicència de Reconeixement-NoComercial 3.0 No adaptada de Creative Commons

×