0 Estructura atòmica i classificació dels elements · 2017-01-06 · orbitals s, p, etc., tenen...

Estructura atòmica i classificació dels elements0

Model atòmic de Rutherford1


Model de Rutherford:

- la majoria de la massa i tota la càrrega positiva de l’àtom es concentra en una regió reduïda denominada nucli

- la magnitud de càrrega positiva és diferent per a cada àtom - fora del nucli a gran distància es mouen els electrons en un nombre igual

al d’unitats positives al nucli. L’àtom és elèctricament neutre.


LIMITACIONS del model de Rutherford:

1) Inestabilitat: les càrregues positives del nucli es repel·len. (el problema es va resoldre amb el descobriment del neutró)

2) Segons les lleis de l’electromagnetisme, les energies emeses per l’electró passarien d’un valor màxim a un mínim donant com a resultat un espectre d’emissió continu. (el problema es va resoldre aplicant la teòria quàntica introduïda per Plank)

Espectres atòmics2

- longitud d’ona (λ): distància entre dos màxims o mínims successius

- freqüència (ν): nombre d’oscil·lacions que passen per cada punt per unitat de temps

Espectres atòmics2

- longitud d’ona (λ) i freqüència es relacionen a través de l’expressió:

c = 3x108 ms-1

Espectres atòmics2

1) La làmpada de sodi emet llum de longitud d’ona de 589nm. Quina és la freqüència d’aquesta radiació? c = 3x108 ms-1

Espectres atòmics2

1) Espectre continu: la llum passa a través d’un prisma d’un espectroscopi es descompon en un espectre de tots els colors.

2) Espectre d’emissió: és el format per les radiacions electromagnètiques que emet directament un cos.

3) Espectre d’absorció: indica les energies absorbides per un cos o substància.

Espectres atòmics2

Espectres atòmics2

Espectre d’emissió i absorció de l’hidrogen.

Cada element químic té els seus propis espectres d’emissió i absorció.

Quantificació d’energia3

3.1) Radiació del cos negre:

- A mesura que la temperatura augmenta, la longitud d’ona decreix - Max Planck va arribar a la conclusió que la radiació únicament podia ser

emesa o absorbida de forma discontinua


Equació de Planck:

constant de Planck


2) La làmpada de sodi emet llum de longitud d’ona de 589nm. Quina és la seva energia? c = 3x108 ms-1 h = 6,63x10-34 J·s


3) Calculeu l’energia d’1 mol de fotons d’una radiació electromagnètica de longitud d’ona λ = 600 nm.

4) Apliquem a una determinada molècula les radiacions electromagnètiques següents: radiació A (2,50 · 10−17 J), radiació B (2, 50 · 10−6 m) i radiació C (4,10 · 1015 s−1 ). Ordeneu-les de menys a més energia.

5) La radiació de longitud d’ona 242,4 nm és la longitud d’ona més llarga que produeix la fotodissociació del O2. Quina és l’energia del fotó? I la d’un mol de fotons?

c = 3·108 ms-1

h = 6,63·10-34 J·s Na = 6,023·1023mol-1


3.2) Efecte fotoelèctric:

- existeix una freqüència llindar mínima per a cada metall per sota la qual no s’obté emissió fotoelèctrica per molta que sigui la intensitat

- augmentar la intensitat produeix emissions més nombroses (l’energia no canvia)

- a major freqüència major serà la energia cinètica dels electrons emesos

E < Eo E > Eo


3.2) Efecte fotoelèctric:

E = Eo + Ec


1eV = 1,6 · 10-19 J

L’electronvolt (eV) és una unitat d’energia equivalent a l’energia cinètica que adquireix un electró en ser accelerat, al buit, per una diferència de potencial d’1 volt.


6) El treball d’extracció, o funció de treball, del sodi és de 2,5 eV. Si la longitud d’ona de la llum incident és de 3·10-7 m, es produirà extracció d’electrons de sodi?

7) Determina la energia cinètica i la velocitat dels electrons arrancats d’un metall quan hi incideix llum de freqüència 1000 Hz. La freqüència llindar del metall és de 500 Hz. Dades: me = 9,11·10-31 Kg

c = 3·108 ms-1

h = 6,63·10-34 J·s eV = 1,6·10-19J

Model atòmic de Bohr4

Model de Bohr (postulats):

1) Els electrons giren al voltant del nucli en òrbites estacionàries sense emetre energia.

2) Només són possibles les orbites en que l’electró té un moment angular que és múltiple enter de h/2π

3) Quan un electró passa d’una òrbita superior a una òrbita inferior, la diferència d’energies entre ambdues òrbites s’emet en forma de radiació electromagnètica (fotó).


D’aquests postulats es desprèn que en l’àtom de Bohr, el radi de les energies i l’energia de l’electró depenen d’un nombre n que únicament pot tenir valors naturals (n = 1, 2, 3, . . .).


Transicions de l’electró de l’àtom d’hidrogen


LIMITACIONS del model de Bohr:

1) No és capaç d’interpretar els espectres d’emissió d’altres àtoms diferents del d’hidrogen

2) No justifica l’efecte Zeeman, es dir, el desdoblament de nivells com a subnivells en l’espectre d’emissió de l’hidrogen

Model de Bohr-Sommerfeld

Propietats ondulatòries de la matèria5

5.1) Dualitat ona-corpuscle. Principi de De Broglie

- La llum té una doble naturalesa, ondulatòria i corpuscular. - De Broglie unifica les dues teories existents sobre la llum, la clàssica que

considera la llum com una ona i la corpuscular d’Einstein. - La llum es comporta com una ona quan es propaga i com un corpuscle

quan interacciona amb la matèria.

Cada partícula du associada una ona, la qual té una longitud d’ona:


8) Quina és la longitud d’ona associada als electrons que es mouen a una velocitat que és la dècima part de la velocitat de la llum? Dades: me = 9,11·10-31 Kg | c = 3·108 ms-1 | h = 6,626·10-34 Js

9) A quina velocitat ha d’accelerar-se un feix de protons per a posseir una longitud d’ona de De Broglie de 20 pm (1pm = 10-12m)?Dades: mp = 1,673·10-27 Kg | h = 6,626·10-34 Js

10) Calcula la longitud d’ona associada a una pilota de tenis de 57g que es mou amb una velocitat de 210 km/h després del servei de Rafa Nadal. Dades: h = 6,626·10-34 Js

11) Calcula la longitud d’ona associada a un electró que es emés pel sodi quan s’il·lumina amb una radiació de 4 eV. Dades: h = 6,626·10-34 Js | me = 9,11·10-31 Kg | c = 3·108 ms-1 | WNa = 2,6 eV


5.2) Principi d’incertesa de Heisenberg

En el món microscòpic és impossible realitzar una mesura sense modificar la situació inicial del sistema.

És conceptualment impossible conèixer simultàniament i amb exactitud el moment lineal i la posició d’una partícula en moviment.

Orbital: regió de l’espai al voltant del nucli en què és màxima la probabilitat de trobar l’electró amb una energia determinada.

Model quàntic6

Nombres quàntics:

- La posició de cada electró a l’àtom està determinada per quatre nombres quàntics:

‣ n: nombre quàntic principal ‣ l: nombre quàntic secundari ‣ ml: nombre quàntic magnètic ‣ s: nombre quàntic d’espín

Model quàntic6

Nombres quàntics:

- Pot tenir valors enters i positius (n = 1, 2, 3…) - Associat a l’energia del orbital i a les seves dimensions - Quant més gran sigui n major serà la seva energia

n nombre quàntic principal

Model quàntic6

Nombres quàntics:

- Pot tenir valors sencers que van des de 0 fins a n-1 (l = 0, 1, 2, 3…) - Ens dóna idea de l’energia i la forma de l’orbital - A química el més freqüent és utilitzar la notació espectroscòpica:

l nombre quàntic secundari

Model quàntic6

orbitals s (l = 0)

Model quàntic6

orbitals p (l = 1)

Model quàntic6

orbitals d (l = 2)

orbitals f (l = 3)

Model quàntic6

Nombres quàntics:

- Pren valors des de -l, … 0 …., +l - Ens dóna idea de l’orientació de l’orbital a l’espai

ml nombre quàntic magnètic

Model quàntic6

Nombres quàntics:

- Pot valer +1/2 o -1/2 - Indica el sentit del gir de l’electró sobre si mateix

s nombre quàntic d’espín

Model quàntic6

Model quàntic6

12) Indica quins dels següents nombres quàntics són possibles i quins no.

• (3, 2, -2, 1/2) • (4, 0, 1, 1/2) • (2, 2, -1, -1/2) • (2, -1, 0, 0) • (2, -1, 1, 1/2) • (2, 1, -1, 1/2) • (1, 1, 0, -1/2) • (3, 1, 2, 1/2)

13) Indica els valors possibles dels nombres quàntics per a un electró situat en un orbital 4f.

Model quàntic6

12) Indica quins dels següents nombres quàntics són possibles i quins no.

• (3, 2, -2, 1/2) SI • (4, 0, 1, 1/2) NO —> si l = 0, ml = 0 • (2, 2, -1, -1/2) NO —> l = 1 • (2, -1, 0, 0) NO —> l ha de ser positiu, l = 1, spin +1/2 o -1/2 • (2, -1, 1, 1/2) NO —> l ha de ser positiu, l = 1 • (2, 1, -1, 1/2) SI • (1, 1, 0, -1/2) NO —> l ha de ser com a màxim n-1, l hauria de ser 0 • (3, 1, 2, 1/2) NO —> ml no pot ser major a l, per a l=1 ml = -1, 0, 1

13) Indica els valors possibles dels nombres quàntics per a un electró situat en un orbital 4f.‣ n = 4 ‣ l = 3 ‣ ml = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 ‣ s = -1/2, +1/2

Configuració electrònica7

Els electrons ocuparan els orbital de manera que es minimitzi l’energia. A aquesta configuració l’anomenam configuració fonamental.

Estat fonamentalEstat en el qual l’àtom té la menor energia possible

Estat excitatSi es proporciona l’energia adequada els electrons poden accedir a orbitals de més energia

absorció d’energia

emissió d’energia


L’energia dels orbitals depèn principalment del valor de n, però també del de l. Els orbitals s, p, etc., tenen energia diferent (subnivells d’energia). Els electrons es col·loquen en els subnivells per ordre d’energia creixent.


Procés Aufbau (regla de Madelung): procés d’ompliment d’electrons dels distints subnivells d’un àtom.

Principi d’exclusió de Pauli: dos electrons d’un mateix àtom no poden tenir els quatre nombres quàntics iguals

Regla de màxima multiplicitat de Hund: Mentre sigui possible, els electrons es col·loquen solitaris als orbitals de cada subnivell, evitant formar parelles en el mateix orbital. És a dir, amb els espins desaparellats.

Diagrama de Moeller


Exemple: configuració electrònica del àtom de brom (Z = 35)

35Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

35Br: [Ar] 4s2 3d10 4p5

configuració electrònica

configuració electrònica abreujada

representació gràfica 35Br: [Ar] 4s2 3d10 4p5


14) Escriu la configuració electrònica dels elements: 12Mg, 34Se, 40Zr i 62Sm. 15) Escriu la configuració electrònica dels ions: K+, Fe2+ i Cl-. 16) Calcula els nombres quàntics corresponents a l’electró la notació del qual

és 3d7. 17) Siga l’element X de nombre atòmic 33.

a. Quina és la configuració electrònica? b. Quin tipus d’element és? c. Quin és l’electró diferenciador? Calcula els nombres quàntics. d. Quins són els nombres quàntics corresponents a l’orbital 4s?

18) Raoneu si les configuracions electròniques següents dels àtoms neutres M i N incompleixen algunes de les regles o principis que corresponen aplicar per a establir la configuració electrònica dels àtoms en estat fonamental

1s 2s 2p 1s 2s 2p

M: N:


Estat excitat

Anomalies en la configuració electrònica

configuració electrònica

configuració electrònica esperada

• No segueix la seqüència d’ompliment dels electrons.

• Es corresponen a configuracions en que s’han produït transicions d’electrons.

1s2 2s1 2p3 1s2 2s2 3s2

Carboni en estat excitat No és possible, promocionen dos electrons i se salten el nivell p

Taula periòdica8

Taula periòdica de Mendeléiv:

Llei periòdica: quan els elements s’organitzen en ordre creixent de les seves masses atòmiques, algunes propietats es repeteixen periòdicament.

Taula periòdica de Werner i Paneth (taula periòdica actual)

Llei periòdica: quan els elements s’organitzen en ordre creixent del seus nombres atòmics, algunes propietats es repeteixen periòdicament.

descobriment del nombre atòmic i reformulació de la llei periòdica

Taula periòdica8

Taula periòdica8

• Hi ha una relació directa entre l’últim orbital ocupat per un electró d’un àtom i la seva posició a la taula periòdica.

• La taula periòdica es classifica en quatre blocs: • Bloc “s”: a la esquerra de la taula • Bloc “p”: a la dreta de la taula • Bloc “d”: en el centre de la taula • Bloc “f”: en la part inferior de la taula

Taula periòdica8

Taula periòdica8

Bloc Grup Nom Conf. e-

s 1 2

Alcalins Alcalinoterris

ns1

ns2

p

13 14 15 16 17 18

Terris Carbonoides Nitrogenoides

Anfíges Halògens

Gasos nobles

ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

d 3-12 Elements de transició ns2(n-1)d1-10

f Elements de transició interna ns2(n-1)d1(n-2)f1-14

Grups de la taula periòdica

Coneixent la posició d’un element en la taula periòdica podem conèixer-ne la configuració electrònica i viceversa.

Taula periòdica8

Exemple: determinar la posició que ocuparà un àtom amb la següent configuració electrònica: X: [Xe] 5d46s2

X

Taula periòdica8

Apantallament (a): es produeix per la repulsió entre els electrons de l’àtom

Taula periòdica8

Carrega nuclear efectiva: és la càrrega real que manté unit un e- al nucli.

Depèn de: - Nombre atòmic (Z) - Apantallament (a)

Ambdós efectes s’oposen: - A major Z major Z* - A major apantallament menor Z*

Z* = Z - a

Taula periòdica8

Variació de Z* en la taula periòdica

Propietats periòdiques dels elements9

Radi atòmic:- Meitat de la distància internuclear mínima que presenta una molècula

diatòmica d’aquest element en estat sòlid. - En un mateix període disminueix al augmentar la càrrega nuclear efectiva

(Z*) - En un mateix grup augmenta quan s’incrementa el valor d’n.


Radi atòmic:

El radi atòmic augmenta de dalt a baix en un grup i de dreta a esquerra en un període.


Radi iònic:

- Cations: els cations tenen menor radi que els seus elements neutres de referència.

- Anions: els anions tenen un radi major que els seus elements neutres de referència.

menys electrons —> menor apantallament —> major Z* —> menor radi

més electrons —> major apantallament —> menor Z* —> major radi


19) Ordena les espècies següents en ordre de mides creixents: Ar, K+, Cl-, S2- i Ca2+.

20) Donades les configuracions electròniques externes següents: ns2np3; ns2np5; ns2np6. 1) Identifiqueu el grup del sistema periòdic a què correspon cadascuna. 2) Per a n=3 escriviu la configuració e- completa de l’element resultant en

cadascun dels tres casos i anomeneu-lo. 3) Indiqueu l’ordre esperat per als seus radis atòmics.


Energia d’ionització (EI)- Energia mínima necessària per separar un electró d’un àtom en l’estat

fonamental i en fase gasosa. - Aquest procés sempre és endotèrmic.

major Z* —> menor radi —> e- més atrets —> major EI

mateixa Z* —> major radi —> e- menys atrets —> menor EI

Variació de l’energia d’ionització en un període (augmenta de esquerra a dreta)

Variació de l’energia d’ionització en un grup (disminueix de dalt a baix)


21) Ordena les espècies següents en ordre creixent d’energia d’ionització: Ag i Cd, K i Rb.


Afinitat electrònica (AE)- Canvi d’energia que es produeix quan un àtom neutre en estat gasós

capta un e- i es forma un anió. - Generalment exotèrmic. - En general quan un àtom guanya un electró s’estabilitza.

major Z* —> menor radi —> e- més atrets pel nucli—> major AE

mateixa Z* —> major radi —> e- menys atrets pel nucli —> menor AE

Variació de la afinitat electrònica en un mateix període (augmenta de esquerra a dreta)

Variació de la afinitat electrònica en un mateix grup (disminueix de dalt a baix)

major tendència a completar la configuració e- de gas noble


Electronegativitat i caràcter metàl·lic- Mesura la tendència d’un àtom a atreure els electrons cap a si quan està

formant un enllaç. - L’electronegativitat determina el caràcter metàl·lic o no metàl·lic dels

elements.

- Pauling va establir una escala d’electronegativitats entre 0,7 (Fr) i 4 (F). - L’electronegativitat augmenta de baix a dalt per un mateix grup i

d’esquerra a dreta en un període.

menys electronegativitat —> més metàl·lic més electronegativitat —> més no metàl·lic

Preguntes PAU Illes Balears10

0 Estructura atòmica i classificació dels elements · 2017-01-06 · orbitals s, p, etc., tenen...

Documents

Transcript of 0 Estructura atòmica i classificació dels elements · 2017-01-06 · orbitals s, p, etc., tenen...