Elementuen egitura atomikoa:

Eredu Atomikoak

USE &Selektibitate batzarretik:

Konfigurazio elektronikoa eta propietate periodikoak (ioi monoatomikoak barne)

Zenbaki Kuantikoak

Itziar Izurieta (2018 apirila)

Gaiari lotutako EDUKIAK (127/2016 Dekretua, Batxilergoko curriculuma)

Elementuen egitura atomikoa eta sailkapen periodikoa Bohrren atomotik eredu kuantikora. Plancken hipotesia. Bohrren eredu atomikoa eta

hidrogeno atomoaren espektroaren interpretazioa.

Mekanika kuantikoaren garrantzia kimikaren garapenean. De Broglieren hipotesia. Heisenbergen ziurgabetasun-printzipioa. Zenbaki kuantikoak. Pauliren esklusio-printzipioa eta Hunden araua. Orbital atomikoak.

Aurkibidea:

1 Atomoa eta materiaren eraketa ........................................................................................... 1 1.1 Dalton-en teoria atomikoa (1808) ................................................................................. 1 1.2 Espektroskopia eta analisi kimikoa (1860. urte inguruan) ............................................ 2 1.3 Deskarga hodiak eta izpi katodikoak ............................................................................. 3 1.4 Thomsonen eredu atomikoa (1898) .............................................................................. 3 1.5 Thomsonen ereduaren akatsak ..................................................................................... 5 1.6 Rutherford-en eredu atomikoa (1911) .......................................................................... 6 1.7 Magnitude atomikoak ................................................................................................... 8

1. Isotopoak: .................................................................................................................. 9 2. Ioiak: .......................................................................................................................... 9

2 Bohr-en eredu atomikoa .................................................................................................... 10 2.1 Rutherford-en ereduaren akatsak ............................................................................... 10 2.2 Bohr-en eredu atomikoa (1913) .................................................................................. 10 2.3 Energia-mailak hidrogeno atomoan ............................................................................ 11 2.4 Ereduaren alde onak eta eragozpenak ....................................................................... 13

3 Eredu mekaniko-kuantikoa ................................................................................................. 13 3.1 Materiaren uhin-korpuskulu dualitatea (1924) .......................................................... 14 3.2 Ziurgabetasun printzipioa (1927) ................................................................................ 14 3.3 Schrödingerrek ekuazioa (1926).................................................................................. 15 3.4 Eredu mekaniko-kuantikoaren oinarrizko printzipioak ............................................... 16

4 Orbital atomikoak eta zenbaki kuantikoak ......................................................................... 16 5 Orbital atomikoen energia ................................................................................................. 19 6 Atomoen konfigurazio elektronikoa ................................................................................... 20

6.1 Paramagnetismoa eta diamagnetismoa ..................................................................... 21 6.2 Azpimaila erdi betearen egonkortasun gehigarria ...................................................... 21

7 Informazio-iturriak.............................................................................................................. 23

Egitura Atomikoa (I.I) 1/25

1 Atomoa eta materiaren eraketa

1.1 Dalton-en teoria atomikoa (1808)

1808an, J. Dalton kimikari ingelesak (1766-1844) entzute handikoa izango zen teoria atomiko bat aurkeztu zuen, garaiko ideia nagusien aurka joz.

1. Elementu kimikoak, txikiak eta deuseztezinak diren partikulez osatuta daude. Partikula horiei atomo deritze.

2. Atomoak ezin dira sortu ez desegin erreakzio kimikoetan.

3. Elementu bereko atomo guztiak berdinak dira, bai masan, bai beste propietateetan.

4. Elementu desberdinen atomoek masa eta propietate ezberdinak dituzte.

5. Konposatuak sortzeko atomoak elkartu egiten dira, zenbaki oso eta sinple erlazioetan. Ad: A atomo bat B atomo batekin AB edo bi atomo A, B atomo batekin A2B

Baina, XIX. mendearen erdialdean eta amaieran, eredu horrek azaldu ezin zituen gertakari esperimental ugari sortu ziren eta bereziki fisikariak ez zeuden ados teoria horrekin.

Orduko ikuspegiak, atomoa partikula material zatiezin bat dela defendatzen zuenak, ia mende bat iraungo zuen indarrean, garaiko teknikaren bidez ezin zelako besterik frogatu, baina Ampere-k eta Faraday-k elektrizitatearen eta elektrokimikaren alorrean egindako ikerketek bestelako ideiak iradokitzen zituzten, materia eta karga elektrikoa estu erlazionaturik daudela, hain zuzen ere.

1896an, Henri Becquerel fisikari frantziarrak (852-1908), horrelakorik espero gabe, erradioaktibitate naturala aurkitu zuen, eta fenomenoaren osagai gisa, orduan ezezagunak ziren hiru partikula: alfa izpiak, karga positiboa dutenak, beta izpiak, karga negatibokoak, eta beste mota bateko izpi batzuk, karga eta materia gabeak:gamma izpiak.

Uste zenaren kontra atomoak ez ziren partikula zatiezinak

Baina partikula azpiatomikoen benetako aurkikuntza ez zen hasi deskarga-hodia ikerketa-tresna gisa zabaldu arte.

Egitura Atomikoa (I.I) 2/25

1.2 Espektroskopia eta analisi kimikoa (1860. urte inguruan)

Kirchhoffek eta Bunsenek oso analisi-teknika eraginkorra garatu zuten; espektroskopia.

Oso gar beroa erabilita hainbat substantzia lurrundu egiten dira eta beste kolore bateko argia igortzen dutela aztertzen du.

Lurrunduta eta oso bero dagoen elementu batek igortzen duen argia ez dago erradiazio-banda jarraituz osatuta.

Koloreztatutako garren azterketak materiaren osaketaren informazioa ematen du:

Sn (urdina) eta NaCl (laranja)

Argi hori beirazko prisma batean zehar pasarazten bada, argi-lerro serie eten batean deskonposatzen da, eta ikusi edo argazki-plaka batean jaso daiteke.

Lerro-multzoak igorpen espektroa osatzen du, elementu kimiko bakoitzak berea du, eta espektroskopioaren bitartez zehatz-mehatz azter daiteke.

Espektroen zailtasun eta singulartasun-mailak elementu bakoitzaren barne-egituraren isla izan behar du, hau da, bere atomoena.

Egitura Atomikoa (I.I) 3/25

1.3 Deskarga hodiak eta izpi katodikoak

XIX. mende erdialdetik jakina zen, gas arrarotua zuen hodi huts bateko elektrodoen artean potentzial-diferentzia altua aplikatzean, hau da, zenbait mila volt, kolore bereizgarriko argiak sortzen zirela, erabilitako gasaren arabera.

Baina gasaren presioa nahiko baxua bazen, hodiaren barrualdea guztiz ilun geratzen zen, eta kolore berde antzeko fluoreszentzia arina agertzen zen katodo edo elektrodo negatiboaren kontrako hodiaren beirazko paretan; luminiszentziaren arrazoia karga negatiboko partikulen sorta zen.

Erradiazio ikusezina sortzen zela frogatu zen eta izpi katodiko izena eman zitzaion.

Izpi katodikoak bideoa: https://www.youtube.com/watch?v=81gflafhDp4

Ondorioak: Izpiak lerro zuzenean hedatzen dira / Masa dute / Karga elektrikoa dute.

1.4 Thomsonen eredu atomikoa (1898)

J.J. Thomsonek fisikari britainiarrak fenomenoa aztertu zuen eta izpi horiek materia zirela, eta eremu elektriko eta magnetikoetan, karga negatiboko partikuletatik espero zen norabidean desbideratzen zirela.

Gainera egiaztatu zuenez, gas desberdinekin lortutako izpi katodikoak elkarren berdinak ziren, eta beti ere, karga/masa erlazio berbera zeukaten.

1898an Thomsonek bere eredu atomikoa proposatu zuen:

1. Elektroiak, karga negatibodunak, karga positiboa duen masa baten barruan txertatuta daude.

2. Masa positiboaren eta elektroien karga berdinak dira atomoa neutroa izateko.

Egitura Atomikoa (I.I) 4/25

Eredu honen ondorio zuzena izan zen Daltonen atomoak ez direla zatiezinak. Gainera, materia elektrikoki neutroa denez, karga negatiboko partikulak badaude, atomoak karga positiboko beste zati bat izan behar du.

Elektroia izan zen aurkitutako lehen partikula azpiatomikoa eta zenbait denboraz ezagun bakarra.

XX. mendean beste bi partikula azpiatomiko aurkitu ziren protoia (1919) eta neutroia (1932).

1911an Millikan fisikari estatubatuarrak olio tantaren esperimentua bitartez izpi katodikoen, hots, elektroien karga kalkulatu zuen.

Jadanik masa/karga erlazioa ere ezaguna zenez elektroiaren masa eta karga zehaztuta geratu ziren:

1886an, E. Goldstein fisikari alemaniarrak (1850-1931) xeheago aztertu zuen deskarga-hodian gertatzen den fenomenoa. Katodo zulatu bat erabiliz, erradiazio bat ageri zela

antzeman zuen, karga positiboko partikulaz osatua eta katodoaren zulo edo kanaletatik omen zetorrena. Erradiazio berriari kanal-izpiak deitu zitzaion:

Ezaugarriei dagokienez, erradiazioa honelakoa da:

Karga positiboko partikulaz osatuta dago. Izpi katodikoek talka egiten dute hodi barruko gas arrarifikatuarekin, eta elektroiren bat erauzten diote. Geratu den hondar positiboak, katodoak erakarrita, talka egiten du berarekin, baina baita zeharkatu ere, katodoan zulo edo kanalik egonez gero. Horregatik aldatzen dira izpiak gasarena arabera.

Kargaren eta masaren arteko erlazioa desberdina da, hodian zer motatako gasa dagoen. Q/m erlazio handiena gasa hidrogenoa zenean neurtu zen. Hidrogenoaren atomoa arinena denez, karga berbera izanez gero partikulak karga positibo txikiena izango zuen ordura arte isolatutakoen artean.

Geroago frogatu zenez, partikula horiek elektroiaren karga bera dute, baina aurkako zeinua. Datu horrek, eta lehendik ezagutzen ziren Q/m erlazioek, beste partikula azpiatomiko bat zegoela pentsarazi zuten, hori karga postiboduna: protoia.

Egitura Atomikoa (I.I) 5/25

1.5 Thomsonen ereduaren akatsak

Thomsonen ereduaren akatsak erradioaktibitatearen aurkikuntzarekin batera etorri ziren.

Becquerelek ikusi zuen erradioaktibitatea lehen aldiz 1890ean, eta uraniozko eta toriozko konposatuek igorritako erradiazioetan aurkitzen da haren jatorria.

Urte gutxira, 1900an, Curie senar-emazteek Becquerelek aurkitutako elementuak –uranioa eta torioa- baino elementu erradioaktiboagoak –polonioa eta erradioa- lortu zituzten.

https://eu.wikipedia.org/wiki/Marie_Curie

Lehenago 1885. urtean X izpiak aurkitu zituen W. Röntgen fisikari alemanak. Izpi katodikoen hodian lanean ari zela, inguruan kokaturiko pantaila fluoreszente baten distira antzeman zuen.

Röntgenek pentsatu zuenez, partikula horiek ezin ziren izpi katodikoak izan, ez ziren eta kartoia zeharkatzeko edo airean distantzia luzeak egiteko gauza. Haien izaera ezezaguna kontuan hartuta, X izpiak izena eman zieten.

Becquerelek substantzia fluoreszenteak aztertu zituen, X izpiak sortzeko gai ote ziren jakiteko, eta fenomeno erradioaktiboak aurkitu zituen.

Horretarako, zenbait substantzia fluoreszente utzi zituen denbora batez eguzki-argitan, eta paper beltzez estalitako argazki-plaka baten gainean jarri zituen; plaka belztea lortu zuten substantzia bakarrak uranioarenak zirela ikusi zuen.

Esperimentu bera errepikatu zuen, baina baldintzak sistematikoko kontrolatu zituen, aldagai bakoitzaren eragina aztertzeko: plaka berdin-berdin belzten zela baieztatu zuen, eta orobat baieztatu zuen prozesua ez zela eguzki-argitan egindako denboraren araberakoa.

Uraniozko gatz-kristalak paper beltzez estalitako plakaren gainean eta kutxa itxi batean egonez gero –hau da, eguzki-argirik jaso gabe-, argazki-plaka belztu egiten zen. Hortaz, ez zen fluoreszentzia erradiazio berri haren zergatia (X izpiak zirela uste zuen oraindik Becquerelek), baizik eta uranioari hertsiki lotutako propietate ezagunen bat; fenomeno berriari erradiaktibitate izena eman zitzaion.

Fenomeno erradioaktiboak eragiteko orduan, substantzia erradioaktibo haiek berdin-berdin jokatzen zuten elementu zein konposatu gisa egonda; polonio (Po) edo erradio (Ra) atomoak, bakar-bakarrik egon litezke edo beste elementu batekin konposatu batean.

Gertaera guzti hauek ezin ziren azaldu Thomsonen eredu sinplea erabiliz, eta zientzialariek ikerketak egiten jarraitu zuten oztopo haiek gainditzeko.

Egitura Atomikoa (I.I) 6/25

1.6 Rutherford-en eredu atomikoa (1911)

Atomoaren egitura ikertzeko egindako hurrengo urratsa Fisikaren historian oinarrizko esperimentuetako bat da. Rutherford-ek egin zuen, eta α partikulak erabili zituen, urrezko xafla oso mehe baten kontra jaurtiz.

Rutherford-en esperimentua:

Metalezko hainbat xafla (urrea, zilarra, aluminioa.... etab.) α partikulez bonbardatu zituzten. Partikula horiek sustantzia erradioaktiboek igorritako partikula positiboak ziren. Metal xaflaren atzean zink sulfurozko pantaila bat jarri zuten, metala zeharkatu ondoren α partikulak nola barreiatzen ziren ikusteko.

Substantzia erradioaktiboak aztertzean, hiru erradiazio nagusi nabaritu zituzten zientzialariek: α (alfa), β (beta) eta γ (gamma).

Partikula erradioaktiboak

Partikula Masa erlatiboa (protoiarenarekin alderatuta)

Karga Abiadura (materian

barneratzeko ahalmena) α 4 +2 Handia

β Ia-ia zero -1 Oso handia

γ Hutsa Kargarik ez Oso handia

Lead: Pb (beruna) / Concrete: hormigoia

Egitura Atomikoa (I.I) 7/25

Rutherford-en esperimentuaren simulagailua: https://phet.colorado.edu/en/simulation/rutherford-scattering

Pantailaren gainean barreiatutako distirak aztertuta, ondorio hauetara iritsi zen Rutherford:

α partikula gehien-gehienek ibilbidea aldatu gabe zeharkatu zuten metal xafla (a).

α partikula bakan batzuek ibilbidea aldatu zuten pixka bat (b).

α partikula gutxi-gutxi batzuk xaflaren kontra talka egin eta atzera itzuli ziren (c).

Horiek horrela, Rutherfordek eredu hau proposatu zuen:

1. Atomoaren zatirik handiena hutsik dago (horregatik ez ziren α partikulak desbideratzen).

2. Atomoaren erdian nukleo txiki bat dago eta bertan ia masa gehiena dago kontzentraturik (α partikula gutxi batzuk errobotatu egiten zuten); atomoa 100.000 aldiz handiagoa da nukleoa baino.

3. Gune horrek, masa gehiena edukitzeaz gainera, karga positiboa izan behar zuen.

4. Nukleotik tarte handi batera partikula negatibo arinak zeuden, elektroiak, orbita zirkularretan biratzen.

5. Elektroien karga negatiboen batura eta nukleoaren karga positiboa berdinak dira atomoa neutroa izateko.

Rutherforden ereduaren arabera atomoa planeta sistemaren antzekoa litzateke: erdian nukleoa (eguzkia) eta inguruan elektroiak (planetak) biraka. Partikulen desbideratzeak neurtuta nukleoaren masa eta kargari buruzko datuak lortu zituen. Elektroien masa ia 1.900 aldiz txikiagoa zen partikula positiboena baino, eta, beraz, atomoaren masa gunearen masa bera zela esan zitekeen. Partikula positiboei protoi izena eman zitzaien.

Neurtze asko egin ondoren, Rutherford ohartu zen nukleoaren masa ez zetorrela bat protoien baturarekin. Bi aukera zegoen hori azaldu ahal izateko:

1. Nukleoan elektroi batzuk egotea, edo

2. Kargarik gabeko partikula pisudunak egotea.

Berak bigarren aukera proposatu zuen. 1930ean Walther Bothe (1891-1957) eta Becker fisikari alemaniarrek aurkitu zituzten partikula neutro horiek, eta 1932an James Chadwick (1891-1974) fisikari ingelesak neutroi izena jarri zien. Neutroia kargarik gabeko partikula da, eta protoiarena baino masa handixeagoa du.

Egitura Atomikoa (I.I) 8/25

1.7 Magnitude atomikoak

Ondorioz, atomoak oinarrizko hiru partikulaz osatuta daude: protoiz, neutroiz eta elektroiz.

Partikula horien kopuruak atomoak bereizteko erabiltzen dira, eta magnitude atomikoak deritzen kontzeptuekin definitzen dira.

Atomo baten nukleoan dauden protoien kopurua adierazteko erabiltzen da.

Elementu guztiek zenbaki atomiko bereizgarria dute; bakoitzak berea.

Gainera atomoa elektrikoki neutroa bada, protoi kopurua eta elektroi kopurua berdinak dira.

Atomo baten nukleoan dauden nukleoi kopurua adierazteko erabiltzen da; nukleoan dauden partikula kopurua: protoiak gehi neutroiak.

A = Z + N

X, elementu kimiko baten sinboloa bada atomo bat modu honetan adieraz daiteke:

𝑿𝒁𝑨

Elementua bat ala beste bat izatea, atomo zenbakiak zehazten du. Hau da, atomo zenbaki berbera duten bi elementu, elementu berdinak dira. Atomo guztien guneetan neutroiak daude (hidrogenoaren formarik arruntenean izan ezik). Baina elementu gehienetan, elementu berdinaren nukleoek neutroi kopuru desberdina izan dezakete, hots, masa zenbaki desberdina, atomo zenbakia berdina izanda ere. Atomo horiei isotopo esaten zaie.

Naturan elementu guztiek ez dute isotopoak.

Badira 20 elementu forma natural bakarra dutenak:

Egitura Atomikoa (I.I) 9/25

1.7.1. Isotopoak:

Elementu baten masa atomikoa, isotopo natural guztien batezbestekoa da, kontuan hartuta haien ugaritasuna(%):

𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑘𝑜𝑎 = ∑𝑀𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑝𝑖𝑘𝑜𝑎 ∗ 𝑈𝑔𝑎𝑟𝑖𝑡𝑎𝑠𝑢𝑛𝑎 (%)

100

Adibidea: Hidrogenoaren isotopoak eta euren arteko proportzioa naturan

Elektroia

Protoia

Neutroia

Hidrogenoa: 𝑯𝟏𝟏 Deuterioa: 𝑯𝟏

𝟐 Tritioa: 𝑯𝟏𝟑

Ugaritasuna %99,985 %0,015 %10-15

1.7.2. Ioiak:

Isotopoak zenbaki atomiko berdina baina zenbaki masiko ezberdina duten espezie kimikoak dira.

Ezberdintasuna neutroi-kopuruan datza.

Atomo batek elektroiak gal edo irabaz ditzake; hori gertatzen denean, karga elektrikoa hartzen du, eta ioi bihurtzen da.

Atomo batek elektroiak irabazten dituenean, karga negatibo handiagoa hartzen du, eta ioi negatibo edo anioi bihurtzen da.

Atomo batek elektroiak galtzen dituenean, karga negatibo txikiagoa du, eta ioi positibo edo katioi bihurtzen da.

Ad.-

Kloro ioia: 𝐶1735 𝑙−

Sodio ioia: 𝑁1122 𝑎+

Egitura Atomikoa (I.I) 10/25

2 Bohr-en eredu atomikoa

2.1 Rutherford-en ereduaren akatsak

Rutherford-ek bazekien bere ereduak bi akats nagusi zituela:

1. Elektroia, bira egiten hasten bada, nukleorantz hurbildu, eta, azkenik, haren kontra jo eta deuseztatuko da.

Arrazoia teoria elektromagnetiko klasikoan zegoen (Maxwell-en teoria): elektroia partikula kargatua eta azeleratua den neurrian, etengabe igorriko du energia erradiazio moduan.

Energiaren kontserbazioaren printzipioa aplikatuz, elektroiak energia galtzen badu eta ez badu berriro inondik jasotzen, energia barik geldituko da eta ezingo du nukleoaren inguruan biraka jarraitu. Beraz, azkenean, nukleoaren gainera “eroriko” da.

2. Bere ereduak ezin zituen elementu kimikoen espektro ez-jarraituak azaldu.

Zer dira espektroak?:

Argi zuriaren izpi sorta batek beirazko prisma batean jotzen duenean, urdinetik gorrira duoan kolore multzo jarraitua lortzen da (espektroa).

Argi zuria, beraz, erradiazio sinple askoz osaturik dago, eta horietako bakoitzak maiztasun jakin bat du.

2.2 Bohr-en eredu atomikoa (1913)

Hidrogeno atomoaren espektroa aztertuta Bohrek honela irudikatu zuen hidrogeno atomoa: karga positiboko nukleo bat (+e), inguruan orbita zirkularrean karga negatibodun elektroi bakarra zuena (-e).

Lan horretan oinarrituta Niels Bohr-ek 1913. urtean bere eredu atomikoa aurkeztu zuen ondoko postulatuetan oinarrituta:

1. Elektroiak nukleoaren inguruan birak ematen ditu, onartutako orbita zirkular jakinetan; orbita horiei “egoera geldikorrak” esaten zaie eta horietan elektroiak energia xurgatu eta igorri gabe ematen du bira.

2. Fisika klasikoarentzat egon zitezkeen orbita infinituetatik elektroiaren momentu angeluarra h/2π-ren multiplo osoa duten orbital soilik onar daitezke geldikortzat.

Momentu angeluarra mugimendu-kantitatearen momentua dela eta orbitak zirkularrak izanik, ondokoa idatz daiteke:

𝐿 = 𝑚𝑒 · 𝑣 = 𝑛 ·ℎ

2𝜋

non n zenbaki osoa den 1, 2, 3… zenbaki kuantikoa deritzona, eta h Planck-en konstantea den: h =

3. Elektroiek onartutako orbita batetik onartutako beste orbita batera jauzi egin dezakete, energia xurgatuz edo igorriz. Energia hori erradiazio moduan xurgatu edo

Egitura Atomikoa (I.I) 11/25

igortzen bada, erradiazioaren maiztasunak Plancken baldintza kuantikoa betetzen

du: ∆ E = E2 – E1 = h f

Modu honetan energia-mailen arteko trantsizioek, dagokien erradiazio-igorpen edo –xurgapenarekin, behatutako lerro-espektroak azaltzeko modua ematen dute.

N balio handiagoko maila baterako jauzi elektronikoa adierazten da. Kasu honetan, elektroiak erradiazio-fotoi forman hartzen du energia.(Ondoko irudia)

2.3 Energia-mailak hidrogeno atomoan

Bohrren oinarrizko ekarpena energia-mailak dira: elektroiak atomoan onartutako energia-mailetako edozein har dezake, hau da, egoera geldikorrei dagozkienak, baina ez tartekorik.

Bere postulatua kontuan izanik Bohrrek ondorioztatu zuen elektroiarentzat onartutako energiak adierazpen honek emanak datozela:

𝐸𝑛 = −𝑘

𝑛2 ; n = 1,2,3..

k = 2,18·10-18 J

Ekuazioak zeinu negatiboa du, eta horrek esan nahi du elektroi batek eta protoi batek osatutako sistemaren energiari balio nulua ematen bazaio, distantzia infinituz bananduta daudenean, hau da elektroia libre dagoenean, gainerako energia guztiak, elektroiarekin lotutako egoerei dagozkienak, txikiagoak izango direla, eta beraz, negatiboak. Hau da:

Atomoaren energia nukleoak (protoia) gehi elektroiak

bananduta daudenean dutena baino txikiagoa da; beste modu

batera esanda, atomoa egonkorragoa da bere osagaiak baino,

osagaiak bananduta badaude.

Egitura Atomikoa (I.I) 12/25

Gainera aurreko adierazpenaren n zenbaki kuantikoari balioak ematen joatean, hidrogeno atomoaren energia-maila desberdinak lortzen dira:

n = 1 baliorako, En-ren balio negatiboena lortzen da, elektroiaren gutxieneko energiari dagokiona. Modu horretan, atomoak bere gehienezko egonkortasun egoera lortzen du, oinarrizko egoera edo oinarrizko maila deritzona.

Atomoan gerta daitezkeen gainerako egoera energetikoak, zenbaki kuantiko nagusiak har ditzakeen balio desberdinei dagozkienak n = 2, 3,… egoera edo maila kitzikatuak deitzen dira.

n-ren balioa ꚙ (infinitua) denean, sistemaren energia pixkanaka hazten da, elektroiak nukleoaren erakarpena gainditu eta libre geratu arte.

Azken kasu honi ionizatutako hidrogeno atomoari dagokio. Funtsezko egoeratik dagoen energia-desberdintasuna ionizazio-energia izango litzateke, atomoen oso propietate garrantzitsua.

Egitura Atomikoa (I.I) 13/25

2.4 Ereduaren alde onak eta eragozpenak

Energia-mailetatik abiatuta kalkulatu zuen teorikoki Bohr-ek hidrogenoaren espektroa, eta zergatik zen etena arrazoitu zuen; espektroan agertzen den lerro bakoitza igarotze elektroniko bati dagokio.

Bohr-en eredu atomikoak, hasierako kalkuluetan, ausaz erabili zituen orbita zirkularrak. Gero, Sommerfeldek eredua zabaldu zuen, orbita eliptikoen aukera onartuz:

Orbitak zirkularrak eta eliptikoak izan daitezke.

Elektroiak orbitetan ari dira biratzen planetak bezala eguzki-sisteman.

Hartara, Bohr-Sommerfeld izeneko eredua lortu zen, hiru zenbaki kuantiko erabiltzea eskatzen duena, orain orbiten forma eta orientazioa izan behar baitira kontuan.

Gainera Bohrren eredua elektroi bakarra duten atomoei baino ezin zaie aplikatu. Talde honen barruan daude: He+, Li2+, Be3+… (hidrogenoideak)

Bohr-Sommerfeld ereduak gertakari asko arrazoitzeko aukera ematen zuen:

Atomoaren egonkortasuna arrazoitzen du orbita geldikorren bidez (bere 1. postulatua).

Energia-mailen kontzeptua sartzen du, hidrogenoaren espektro atomikoa eta hidrogenoideena azaltzeko aukera ematen duena, jauzi elektronikoen hipotesiaren bitartez (3. postulatua).

Elementuen propietate kimikoak haien egitura elektronikoarekin erlazionatzen ditu, Sistema Periodikoa lehenengoz arrazoituz.

Bi eragozpen larri zituen

Atomo polielektronikoentzat lortutako emaitza numerikoak ez zetozen bat esperimentalki neurtutako balioekin.

Garapenean ez zuen koherentziarik. Hau da, orbitaletan elektroiaren higiduraren ekuazioak zehazteko ideia klasikoak ideia kuantikoarekin nahasten zituen, eta hori onartezina zen, Bohrrek berak onartu zuen bezala.

3 Eredu mekaniko-kuantikoa 1925 eta 1926 bitartean, Fisikaren teoria berria jarri zen abian eta Planck, Einstein eta Bohrrek sortu zuten antzinako teoria kuantikoa gainditu zen.

Oraindik indarrean dagoen teoria berri horrek mekanika kuantikoa izena du eta bi printzipio nagusitan oinarritzen da: uhin-korpuskulu dualitatea eta ziurgabetasun printzipioa.

Egitura Atomikoa (I.I) 14/25

3.1 Materiaren uhin-korpuskulu dualitatea (1924)

A. Einsteinek 1905ean proposatu zuen argiak uhin portaera izateaz gain korpuskularra zuela, eta L. De Brogliek (printzipe frantziar fisikazalea) 1924an pentsatu zuen elektroiek ere dualitate hori izan zezaketela, eta beraz, propietate ondulatoriak izango zituela.

m masa eta v abiadura dituen partikula orori uhin bat dagokio, eta horren uhin-luzera, λ, adierazpen honen bitartez lortzen da:

Horren arabera, elektroiak nukleoaren inguruan egiten duen orbitaren luzera elektroiari dagokion uhin-luzeraren multiplo osoa da, orbita uhin estazionario edo geldikor bat izan dadin. Beraz, bakarrik dira orbita baimenduak uhin geldikorrak sortzen dituztenak:

2πr = nλ

Horren haritik, n-ren balioaren (1, 2, 3, 4,...) eta λ-ren balioaren arabera, orbitaren erradioak balio zehatz batzuk bakarrik har ditzake, orbita baimenduen erradioei dagozkienak, hain zuzen ere.

3.2 Ziurgabetasun printzipioa (1927)

Elektroiaren izaera berriak, alegia, partikula eta uhin gisa jokatzeak, eztabaidagai jarri zuen ordura arte zalantza gabea zirudien datu bat: elektroiaren kokapena.

Izan ere, ez dago uhinen kokapenaz hitz egiterik, uhinak espazioan zehar hedatzen diren asalduak edo perturbazioak direlako. Bada, arrazoi beragatik, ez du zentzurik elektroiei kokapenik esleitzea, elektroia uhin bati lotuta dagoelako.

Horretaz jabeturik, W. Heisenberg fisikari alemaniarrak (1901-1975) ziurgabetasun-printzipio entzutetsua eman zuen, 1927an:

Kontzeptualki, ez dago aldi berean eta guztiz zehazki jakiterik zein diren higitzen ari den partikula baten momentu lineala, p = mv, eta posizioa, x.

Egitura Atomikoa (I.I) 15/25

Ziurgabetasun-printzipioa ulertzeko, pentsa dezagun elektroia ikusteko —eta, hortaz, kokatzeko— beharrezkoa dela hura argi motaren batez argitzea, baina fotoiek eta elektroiek antzeko energia dutenez, bien arteko elkarrekintzak nabarmen asaldatuko du elektroiaren higidura.

Elektroia atomoan dagoelarik, beraz, ezin esan daiteke nukleoaren inguruan ibilbide zehatza duen partikula bat dela. Haatik, onartu behar da badagoela, berez, haren kokapena zehazteko ziurgabetasun bat, eta horrenbestez, orbital kontzeptua hartu behar da orbitaren ordez.

Orbital atomikoak elektroia aurkitzeko probabilitate handia dagoen eskualdea irudikatzen du.

3.3 Schrödingerrek ekuazioa (1926)

E. Schrödingerrek fisikari austriarrak proposatu zuen elektroiak uhin gisa joka badezake, orduan, edozein uhinek bezala, uhin funtzioa izeneko funtzio matematikoaren bidez deskribatua ahal izango da.

Funtzio hori Ψ (psi) izenekoa da, zailtasun maila handikoa ebazteko:

Ekuazio horren garrantzitsuena da ebazten denean, zenbait emaitza lortzen direla, eta horietako bakoitzak elektroiari gerta dakiokeen energia-egoera bat deskribatzen du atomoan (edo molekulan).

Emaitza bakoitzak hiru zenbaki kuantikoren balioa du ezaugarri, orbital atomikoa deskribatzen dutenak, Bohrren ereduko orbita kontzeptuaren baliokidea.

Uhin-funtzioak, Ψ, ez du esanahi fisiko zuzenik, baina haren karratuak, Ψ2-k, bai, haren bidez baitakigu zer probabilitate dagoen elektroia nukleoaren inguruko espazioaren eskualde batean aurkitzeko.

Beraz, Ψ2-ren bitartez, jakin daiteke elektroia atomoaren

zer orbitaletan dagoen.

“Aztertzen dena moldatu egiten da”

Egitura Atomikoa (I.I) 16/25

3.4 Eredu mekaniko-kuantikoaren oinarrizko printzipioak

Orain arteko ideiak bi puntutan laburbildu daitezke:

1. Elektroiaren ibilbidea espazioan zehaztasunez ezin da finkatu (ziurgabetasun printzipioa).

Elektroia karga negatiboa duen eta nukleoaren inguruan kokatzen den lainotzat hartzen da. Laino horrek ez du dentsitate elektroniko uniformerik; dentsoagoa da elektroia aurkitzeko aukera handiagoa den eremuetan.

2. Laino elektroniko horrek ez duenez ondo definitutako mugarik, bere forma eta tamaina gutxi gorabehera islatzen dituen gainazal batez mugatu ohi da.

Bere barruan elektroi bat aurkitzeko probabilitatea, gutxienez, %90ekoa izateko moduan marraztu ohi da gainazal hori.

Lortzen den irudi geometrikoak aztertzen ari garen elektroia dagoen orbital atomikoaren konformazio espaziala ikusteko aukera ematen du.

Nukleoaren inguruan dagoen elektroiaren posizioaren irudikapena laino elektronikoaren bidez

Elektroia aurkitzeko probabilitatea duen eskualdearen irudi geometrikoa (kasu honetan “s”)

4 Orbital atomikoak eta zenbaki kuantikoak Orbital atomiko bakoitza hiru zenbaki kuantikoren balioak deskribatzen dute, eta energia-balio bereizgarria du, Schrödingerren ekuaziotik lortzen dena.

Geroago laugarren zenbaki bat definitu beharra ikusi zen, orbital bakoitzean elektroiak izan dezakeen orientazioa zehazteko.

Atomo batek izan ditzakeen orbitalak ezagututa, eta nola ordenatzen diren jakinda elektroiak orbitaletan zehaztean konfigurazio elektronikoa lortzen da.

Zenbaki kuantikoek orbital atomiko jakin bat eta bertan dagoen elektroia (edo elektroiak) identifikatzeko modua ematen digute; lehen hirurek orbital atomiko bakarra deskribatzen dute, eta laugarrena erabilita elektroia zehaztera heltzen gara.

Egitura Atomikoa (I.I) 17/25

Zenbaki kuantikoa Balio

posibleak Adierazpidea

n Nagusia 1, 2, 3...

- Elektroia (edo orbitala) atomoan zein energia mailatan dagoen adierazten du.

- Orbitalaren tamainarekin erlazionatuta dago; zenbat eta handiagoa orbitala ere handiagoa.

l Sekundarioa,

edo momentu angeluarrarena

0, ... (n-1)

- Orbitalaren forma adierazten du.

- Energia-maila jakin baterako existitu daitezkeen energia-azpimaila kopurua eta motak ere adierazten du.

ml Magnetikoa -l ,..., 0 ,..., +l - Orbitalaren orientazio espaziala adierazten du.

ms Spin-zenbakia + ½ , - ½

- Elektroiak bere ardatzaren inguruan birak ematean sortzen duen eremu magnetikoak zein bi orientazio har ditzakeen adierazten du. Orientazio horiek modulu bera, baina norabide desberdina izango dute.

Egitura Atomikoa (I.I) 18/25

Jarraiko taulan elektroien banaketa osoa atomoan ageri da:

Orbital-mota ezberdinak ondokoak dira:

Egitura Atomikoa (I.I) 19/25

5 Orbital atomikoen energia Orbitaletan dauden elektroien artean, horien energia erlatiboa ez da berbera elektroi bakarreko atomoen kasuan (hidrogenoa, adibidez) eta atomo polielektroniko edo elektroianitzen kasuan.

Hidrogeno atomorako Schrödingerren ekuazioa ebazten denean, geruza bereko orbital guztiek energia balio berdin-berdina dutela ikusten da. Kasu honetan elektroiaren eta nukleoaren arteko erakarpena bien arteko distantziaren mende baino ez dago; nukleorainoko distantziak (orbitalaren tamaina) baldintzatzen du elektroiaren energia, eta ez elektroia dagoen eskualdeak (orbitalaren forma).

Atomo polielektronikoetan, ordea, energia-diagrama konplexuagoa da, izan ere elektroi bakoitza bi indar hauek baldintzatuta dago: nukleoak harengan eragiten duen erakarpena, eta beste elektroien aldarapena edo pantailatzea.

Horregatik, orbital atomiko desberdinak betetzen doazen heinean elektroien arteko aldarapenek nolabaiteko desegonkortasuna sortzen dute. Horrek

orbitalen eduki energetikoa handitzea dakar, l

zenbaki kuantikoa handitu ahala.

Azaldutakoa ulertzeko, kontuan hartu behar da zein den aldiuneko distantzia nukleotik orbital bakoitzeko elektroietaraino, eta ez batez besteko distantzia, orain arte egin den moduan.

Izan ere, azpi-mailaren formak, l zenbaki kuantikoaren bidez adieraziak,erabakitzen du

zein izan daitekeen aldiuneko hurbilpen maximoa elektroitik nukleoraino. Hurbilpen hori, orbitalaren sarkortasuna deritzona, aldatzen da orbital bakoitzaren kasuan. Hala, bada, zenbaki kuantiko nagusia, n, berbera izanik, orbitalen sarkortasuna honela ordenatuta dago: s > p > d > f

Sarkortasuna handiagoa denean, elektroiaren energia erlatiboa jaitsi egiten da, une horretan nukleoak sendoago erakartzen duelako, eta gainera, elektroiaren gaineko pantailatze-efektua ahulagoa da, elektroi gutxiago daudelako harengandik nukleora bitartean.

Horren arabera, n edo zenbaki kuantiko nagusi bera duten orbitaletako elektroien artean energien ordena honako hau da: s < p < d < f

Egitura Atomikoa (I.I) 20/25

Atomo polielektronikoetan, hortaz, energien ordena erlatiboa jarraikoa da eta orden hori gogoratzeko Moeller-en diagrama erabil daiteke:

6 Atomoen konfigurazio elektronikoa Konfigurazio elektronikoa atomo edo ioi batek orbitaletan dituen elektroien banaketa da.

- Energia gutxienekoa denean, funtsezko egoeraren konfigurazio elektronikoa deitzen dena lortzen da. Elektroiren bat energia-maila altuagoan dagoenean, egoera kitzikatu baten konfigurazio elektronikoa izango genuke.

Konfigurazio elektronikoaren barruan, oso garrantzitsua da elementu baten elektroiek osatzen duten energia-mailarik kanpokoenari dagokiona eta balentzia-geruzaren konfigurazio elektronikoa deitzen dena. Izan ere bera da elementu horren propietate kimikoak erabakitzen duena.

Funtsezko konfigurazio elektronikoa hiru arau edo printzipio aplikatuz lortzen da:

Funtsezko konfigurazio elektronikoa lortzeko, elektroiak banan-banan eta energia gutxienekotik gehienekora kokatu behar dira atomoan, ahal den orbitaletan.

Atomo bereko bi elektroik ezin ditzakete lau zenbaki kuantikoak berdinak izan.

Zenbait elektroi orbital degeneratuetan —energia berekoetan— daudenean, ahal den neurrian orbital desberdinetan eta spin paraleloekin (elektroi desparekatuak) egongo dira.

Elektroiek elkar aldaratzen dutenez, energia minimoko konfigurazioa izango da elektroiak elkarrengandik urrunen ageri direna, eta horregatik, elektroiak, ahal dela, bananduta kokatzen dira orbital berean agertu baino.

Egitura Atomikoa (I.I) 21/25

Adibidez, hiru elektroik 2 p orbitaletan egon behar badute, desparekatuta kokatuko dira: 2p3

↑ ↑ ↑

Baina lau elektroi badira 2 p orbitaletan egon beharrekoak, bi parekatu egingo dira, eta beste biek desparekatuta jarraituko dute: 2p4

↑↓ ↑ ↑

6.1 Paramagnetismoa eta diamagnetismoa

Hunden anizkoiztasun maximoaren araua guztiz koherentea da materiaren sailkapen magnetikoarekin, hau da, paramagnetismoaren eta diamagnetismoaren ereduarekin.

Imanek erakartzen dituzten substantziei paramagnetikoak deitzen zaie.

Imanek ez dituzte erakartzen, ordea, beste substantzia batzuk, diamagnetikoak, eta batzuetan, zertxobait aldaratu ere egiten dituzte.

Portaera horren arrazoia elektroien spina da:

— Elektroiak desparekatuta badaude, spin berdina dute, eta beraz, eremu magnetiko netoa edo garbia. Eremu horrek, imanaren eremu magnetikoarekin elkarreragitean, erakarpen-indarra edo paramagnetismoa agerrarazten du.

— Elektroiak parekatuta badaude, kontrako spinak dituzte, eta horrenbestez, ez dago eremu magnetiko netorik. Horren ondorioa diamagnetismoa da.

6.2 Azpi-maila erdi betearen egonkortasun gehigarria

Eredu mekaniko-kuantikoak planteatzen duenaren arabera, azpi-maila beteek eta erdibeteek egonkortasun gehigarria ematen diote atomoari. Hori salbuespen bat da elementuen konfigurazio elektronikoan.

Izan ere, trantsizio-elementu batzuen eta barne-trantsizioko beste elementu batzuen konfigurazio elektronikoa ez da orain arte azaldutako arau eta printzipioetatik esperatzekoa.

Egitura Atomikoa (I.I) 22/25

Eraikuntza-arauaren edo energia-minimoaren desbiderapen horiek aurresateko, baliagarriak dira arau praktiko hauek:

np eta (n + 1)s azpimailen arteko energia-diferentzia —adibidez 2 p eta 3 s artekoa edo eta 3 p eta 4 s artekoa— handia izaten da.

(n − 1)d eta ns azpimailen arteko energia-diferentzia —esaterako, 3 d eta 4 s— txikia da.

Azpimailak (n − 2)f eta ns badira —esaterako, 4 f eta 6 s—, haien arteko energia-diferentzia aurreko kasuan baino are txikiagoa da.

Funtsezko egoera: energia gutxieneko konfigurazio elektronikoa. Egoera kitzikatua: funtsezko egoera ez den beste edozein

konfigurazio elektronikoa.

Funtsezko egoera: 1s1 Egoera kitzikatua:4s1

Egitura Atomikoa (I.I) 23/25

7 Informazio-iturriak “Batxilergoa 2 Kimika”, Erein argitaletxea

“Kimika batxilergoa”, Giltza argitaletxea

“Batxilergoa 2 Kimika – Ikertu Saila”, Santillana argitaletxea

“Batxilergoa 2 Kimika”, Anaya-Haritza argitaletxea

Ritxientzia

https://rafamunoa.wordpress.com/