Tema 1. Estructura atómica (2014)

Apunte Español
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Genética - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 4
Fecha de subida 04/03/2015
Descargas 5
Subido por

Vista previa del texto

TEMA 1. Estructura atòmica  Mecànica clàssica: Partícules: en un moment qualssevol partícula té una posició i una velocitat det. Lleis de Newton. Si coneixem la posició, la velocitat i les forces que actuen en un instant t=to; es pot calcular la posició i la velocitat en qualssevol instant t>to -La seva energia està composta de dos termes: energia cinètica i energia potencial.
Ones: es defineix mitjançant l’amplitud, la longitud d’ona, freqüència i velocitat de propagació.
-L’energia d’una ona depèn de la seva amplitud.
Radiació electromagnètica. E i B.
 Mecànica quàntica -Rutherford 1911: nucli petit format per càrrega positiva i massa.
-Segle XX, s’obtenen un seguit de resultats experimentals que no es poden explicar mitjançant la mecànica clàssica: s’inicia el desenvolupament de la mecànica quàntica- En química s’usa per descriure el comportament dels electrons.Descripcions que permet aquesta -La hipòtesi de la quantització de l’energia (Max Plank) suposa l’inici de la mecànica quàntica. Amb aquesta va poder explicar la radiació de cossos negres. Un exemple de la quantització és l’espectre d’emissió de l’àtom d’hidrogen.
Efecte fotoelèctric: Einstein, emprant la hipòtesi de Plack, va explicar l’efecte fotoelèctric; i així va demostrar l’existència de fotons (quàntums d’energia): E= hv. L’amplitud /intensitat modifica el nº d’electrons arrencats; no modifica l’E. Cinètica. Una alta freqüència sí la modifica.
-Dualitat ona- partícula es pot exemplar en la difracció dels electrons. Daivison. En algun moment els electrons, partícules diminutes, demostren comportament d’ones. D’aquí sorgeix l’equació de Broglie: tota partícula té associada una longitud d’ona.
-Principi d’incertesa: no podem saber al mateix temps la posició i la velocitat d’una partícula, degut a la dualitat ona-partícula.
L’error per determinar on està l’electró és més gran que l’àtom mateix.
En la mecànica quàntica es descriurà l’electró mitjançant la seva massa (9.1.10 -31), la seva càrrega (1.6 .10 -19) i la seva funció d’ona.
Funció d’ona: Ψ; conté tota la funció del sistema però no té cap analogia amb la mecànica clàssica ni té sentit físic. Sign, físic: la probabilitat de trobar una partícula en una determinada regió de l’espai ve donada per el quadrat de la funció d’ona.
La funció d’ona d’un sistema es pot determinar a partir de l’equació de Schrödinger. H^Ψ = ΨE  ÀTOM D’HIDROGEN (Àtom hidrogenoide) A la pràctica només es pot resoldre per sistemes senzills, l’equació en sí és molt complexa: un dels sistemes senzills és l’àtom d’hidrogen.
També ho són tots els àtoms que contenen un electró (a. Hidrogenoides).
El conjunt de funcions d’ona que permeten resoldre l’equació Schrödinger per l’àtom d’hidrogen s’anomenen orbitals hidrogenoides (orbitals Atòmics). Cada una d’aquestes funcions (orbitals) té associada una energia E.
Tots els orbitals són una funció matemàtica que depèn de tres nombres quàntics .En el cas de l’atom Hidrogenoide l’energia només depèn d’un.
N(quàntic principal): 1,2,3..
L(quàntic secundari):0, n-1// ...
L= 0 --- Orbital s // L=1--- Orbital p // L=2 --- Orbital d Ml (quàntic magnètic): -1,0,1/ -2,-1,0,1,2... –l,-l+1,0...
Ms (quàntic magnètic d’espin)= - o + 1/2 L’energia depèn del nombre quàntic principal. Tots els estats amb una mateixa n tindran la mateixa energia: són els estats degenerats.
 Representació dels orbitals atòmics  Àtoms polielectrònics.
El comportament dels electrons s’hauria de descriure resolent l’equació d’Schrodinger, però no es pot resoldre de forma exacte. Es construeix un model aproximat.
Es consideren els electrons per separat com si es moguessin en un camp promig determinat pel nucli i la resta d’electrons.
-Els orbitals atòmics d’un àtom polielectrònic són del mateix tipus que els orbitals hidrogenoides :n, l, ml, s--- orbitals s, p,d i f.
ENERGIA -S’inclou l’efecte dels altres electrons mitjançant el què es coneix la càrrega nuclear efectiva Zef. (Carrega en el nucli que inclou la carrega d’aquest i l’efecte de la resta d’electrons) -Els electrons més interns apantallen els electrons més externs. Zef= Z – σ -L’energia dels orbitals depèn de n i l (nombre quàntic principal i secundari) Configuració electrònica: distribució dels electrons en els orbitals de l’àtom.
1.
Principi d’exclusió de Pauli: En un àtom polielectrònic no poden haver-hi dos electrons amb els quatre nombres quàntics iguals. L’ocupació màxima de cada orbital és de dos electrons.
Estat fonamental: Conf. Elec. De mínima energia.
Estat excitat: configuració e. Que no és la de menor energia.
Estat no permès: configuració elec. Que no segueix el principi d’exclusió de Pauli o bé que no compleix les relacions entre nombres quàntics.
2.
Principi d’Aufbau Ens indica l’orde amb la que s’omplen els orbitals per obtenir la configuració electrònica de mínima energia.
3.
Regla de Hund.
Ocupació dels orbitals atòmics quan no s’ocupa completament una subcapa. Quan varis electrons ocupen orbitals degenerats, ho fan ocupant el màxim nombre d’orbitals i amb espins paral·lels.
 LA TAULA PERIÒDICA Ordenació per nombre atòmic dels elements que agrupa dins d’una mateixa columna elements de propietats semblants.
Tots els elements d’un mateix grup tenen la mateixa ocupació dels orbitals de valència. Tenen propietats semblants; marcades en bon mesura per l’ocupació de la capa de valència.
El període ens indica el valor màxim que té el nombre quàntic principal (n) entre els orbitals plens.
-Càrrega nuclear efectiva: càrrega situada al nucli que inclou la càrrega real del nucli i l’efecte dels electrons més interns (Zef= Z- o) I també dels del costat (en menor mesura) En els periodes creix d’esquerra a dreta: el nombre atòmic augmenta, és a dir, el nombre de protons i electrons, amb els é es va omplint la darrera capa de valència sense ocupar una altra capa de major energia; per tant el nombre d’electrons interns és el mateix i en conseqüencia l’apantallament també (sense tenir en compte els é veïns, pels que l’apantallament augmentarà mínimament).
En els grups augmenta de forma despreciable de dalt a abaix. La Z (nombre atòmic) augmenta de la mateixa manera que ho fan els orbitals atòmics. El nombre atomic i l’apantallament creixen de la matiexa manerai ??????????’ -Radi atòmic Distància entre dos àtoms adjacents enllaçats. Distància internuclear.
Depèn del tipus d’enllaç: R. Covalent: meitat de la distància entre dos a`toms idèntics enllaçats covalentment. R. Metàl·lic: meitat de la distància entre dos àtoms idèntics en el sòlid metàl·lic. R. Iònic: Distància existent entre dos nuclis en un sòlid iònic.
Radi iònic: ANIÓ: si s’afegeix un electró; el nombre de protons al nucli és el mateix igual que el nombre de capes, l’atracció disminueix (l’apantallament augmenta;) i conseqüentment la repulsió augmenta.. radi augmenta.
CATIÓ: si es treu un electró l’atracció augmenta (l’apantallament disminueix) ... radi disminueix.
-Energia d’ionització: Energia mínima necessària per arrenar (ionitzar) un electró d’un àtom en estat gasós i que es troba en el seu estat fonamental i transforlmar-lo en un catió.
Ionitzar: arrencar completament//Excitar: trasnferir-lo a un nivell energètic més alt.
Com més s’aproximin els atoms a obtenir un orbital complet (i així obtenir la major estabilitat) més resistència opondran al ionitzar-se i per tant més energia es necessitarà.
Excepcions: ns2 //ns2np1 L’orbital s és complet amb 2 electrons, per tant al llevar-li un é perd estabilitat: és més difícil arrencar-lo que ns2 p1 ns2np3 //ns2np4 L’atom es més estable ocupant orbitals degenerats diferents i amb els espins paral·lels. O i N Segona energia d’ionització: és l’energia necessparia per arrencar un electró d’un catió monovalent. És sempre més gran que la 1era.
-Afinitat electrònica: Energia intercanviada en el procés de formació d’un ió negatiu a partir d’un àtom en estat gasós i en el seu estat electrònic fonamental.
Té excepcions: Elements del grup 15 no presenta valors negatius sí que l’A.E. és menor que la dels elements que l’envolten. Degut a que els orbitals degenerats estan ocupats per espins paral·lels.(Subcapa) -Electronegativitat: Capacitat d’un àtom per a atreure densitat electrònica de l’enllaç covalent que forma amb un altre àtom. No té excepcions.
...