UNITAT 7

1. UNITAT 7 ESTRUCTURA DE LA MATÈRIA

2. MODELS ATÒMICS • Per què volem un model de l’àtom? • Partint d’un model es van formulant noves idees i es fan proves científiques per demostrar-ne la validesa o la no validesa. • Què és un model? • Un model és una estructura interna que expliqui les propietats que observem des de l’exterior.

3. MODELS ATÒMICS • Primers models atòmics: • Dalton. • (1808) • Thompson • (1897) • Rutherford (1911)

4. ESPECTRES ATÒMICS

5. ESPECTRES ATÒMICS

6. l1 Ona electromagnètica l2 l4 espectroscopi 1. Longitud d’ona (l: m): distància mínima entre dos punts en concordança de fase. l: m, mm, nm, Å, pm ESPECTRES ATÒMICS l3 Una ona electromagnètica és la forma que adopta l’energia electromagnètica quan es propaga. Característiques d’una ONA:

7. 1 c T = n = n l h n E = ESPECTRES ATÒMICS 2. Període (T: s): temps que triga una ona arecórrer una distància igual a la de la longitud d’ona. 3. Freqüència (n: s-1): nombre de cicles per segon. Inversa del període. T= període (s) n= freqüència (s-1) n= freqüència (s-1) c=velocitat de la llum (3·108 m/s) l=longitud d’ona (m) E= energia (J) h=constant de Plank (6,63·10-34J·s) n= freqüència (s-1)

8. ESPECTRES ATÒMICS Tipus d’espectres atòmics segons la radiació que continguin: Continus: abasten totes les radiacions entre dos extrems. Discontinus: només contenen certes radiacions de determinades longituds d’ona.

9. ESPECTRES ATÒMICS Tipus d’espectres segons la causa que els origina: Espectres d’emissió: enregistrats directament de la font emissora. Espectres d’absorció: enregistrats procedents de la font emissora però que han passat per una determinada matèria. Aquesta matèria absorbeix determinades radiacions que desapareixen a l’espectre.

10. Model de Rutherford LIMITACIONS: • Quan una partícula carregada es mou emet energia → l’electró perdria energia i cauria al nucli • Discontinuïtat dels espectres atòmics era inexplicable. Si l’electró podia tenir qualsevol energia → obtindríem un ESPECTRE continu i no és així. Model de Bohr

11. Model de Bohr (1913) - El nucli de l’àtom és petit i positiu (Rutherford). 3 postulats (que no va demostrar) 1. L’electró gira al voltant del nucli en òrbites circulars sense emetre ni absorbir energia. 2. Només són permeses unes determinades òrbites d’energia determinada. Es designa per n qualsevol òrbita. n=1: primera òrbita o nivell energètic n=2: segona òrbita o nivell energètic n=3: tercera òrbita o nivell energètic

12. Model de Bohr (1913) 3. 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. Absorbeix energia Emet energia

13. Model de Bohr (1913)

14. ona partícula Naturalesa dual Model de Bohr (1913) Sommerfeld: Modificació: - Enlloc d’òrbites circulars l’electró descriu òrbites el·líptiques. Model quàntic o d’orbitals Hipòtesi de De Broglie: llum qualsevol partícula en moviment (electró) té una ona associada, la longitud d’ona de la qual està relacionada amb la massa i la velocitat de la partícula

15. Model quàntic o d’orbitals Principi d’incertesa o de Heisenberg: “És impossible conèixer amb exactitud i simultàniament la quantitat de moviment i la posició d’una partícula” invalida el model de Bohr Els científics deixen de preocupar-se per veure l’electró. Schrödinger considera l’electró com una ona (basant-se en la hipòtesi de De Broglie). Planteja l’equació d’Schrödinger: H Y = E Y L’equació d’Schrödinger relaciona la funció d’ona amb l’energia i les coordenades espacials de l’electró.

16. Model quàntic o d’orbitals En la mecànica quàntica es parla de zones de l’espai on és molt probable trobar l’electró => ORBITALS L’energia de l’electró de l’àtom d’hidrogen no pot prendre qualsevol valor, està quantitzada. ORBITAL: zona de l’espai entorn el nucli on hi ha una probabilitat gran de trobar l’electró (90%). NOMBRES QUÀNTICS

17. Nombres quàntics Cada orbital ve definit per tres nombres quàntics: n, l, ml. Cada electró ve definit per quatre nombres quàntics: n, l, ml, s.

18. Nombres quàntics n: nombre quàntic principal. Determina la mida de l’orbital. n=1,2,3,4,5... ( com més gran n més voluminós és l’orbital) l: nombre quàntic secundari. Determina la forma de l’orbital. l=0,1,2,3...(n-1). si l=0  orbital s si l=2  orbital d si l=1  orbital p si l=3  orbital f ml: nombre quàntic magnètic. Determina l’orientació de l’orbital. ml=-l,.....,0,.....+l ms: nombre quàntic d’espín. Determina el sentit de gir de l’electró. ms=+1/2, -1/2.

19. Nombres quàntics

20. Nombres quàntics

21. Energia dels orbitals En els àtoms polielectrònics l’energia d’un orbital augmenta en augmentar el valor de n + l. A igual valor de n + l té menys energia l’orbital que té un valor de n més petit. Els orbitals d’un mateix subnivell s’anomenen degenerats perquè tenen la mateixa energia. Ex: orbitals 2px, 2py, 2pz

22. Electrons que caben a cada conjunt d’orbitals orbital s  2 e- orbitals p  6 e- orbitals d  10 e- orbitals f  14 e-

23. Configuracions electròniques dels elements La configuració electrònica ens indica com es troben distribuïts els electrons d’un element en els orbitals corresponents. Quan l’àtom és elèctricament neutre el nombre d’e- coincideix amb Z (nombre atòmic).

24. Configuracions electròniques dels elements • Regles que cal seguir per trobar la configuració electrònica: • Principi d’exclusió de Pauli: en un àtom no hi pot haver 2 e- amb els 4 nombres quàntics iguals. EN un orbital hi caben com a màxim 2 e- i han de tenir espins oposats. • Principi d’Aufbau: Els orbitals s’ocupen començant pel que té menys energia i continuant pel que té més energia. • Regla de Hund: Quan ocupen orbitals de la mateixa energia (px, py, pz) els electrons es col·loquen el més desaparellats possible.

25. 2 6 2 6 10 2 10 2 6 14 6 10 14 2 2 6 10 14 6 10 2 Configuracions electròniques dels elements Diagrama de Möeller