Introducció La teoria quàntica La teoria quàntica aplicada a l’àtom

Presentación del tema: "Introducció La teoria quàntica La teoria quàntica aplicada a l’àtom"— Transcripción de la presentación:

1 Introducció La teoria quàntica La teoria quàntica aplicada a l’àtom Propietats periòdiques Les propietats químiques en els blocs del sistema periòdic

2 U1 |Introducció Conceptes bàsics Radiació electromagnètica Espectres

3 U1 |Conceptes bàsics Model nuclear de Rutherford
Nucli: on queda concentrada tota la càrrega positiva i pràcticament tota la massa. Embolcall o capa electrònica: zona situada al voltant del nucli en la qual giren els electrons en òrbites circulars. Model atòmic de Rutherford. Estructura atòmica: s’explica amb l’ajuda de la teoria quàntica. Niels Bohr: aplica la teoria dels quàntum a l’estudi de l’estructura atòmica de l’àtom.

4 U1 |Radiació electromagnètica – Conceptes bàsics
Una càrrega elèctrica en repós crea un camp elèctric i origina al seu voltant un camp magnètic. Si les càrregues elèctriques tenen un moviment accelerat, emeten energia en totes les direccions en forma d’ones transversals, energia radiant. Radiació electromagnètica: propagació en forma d’ones transversals d’un camp elèctric i d’un camp magnètic. Velocitat de propagació de la radiació electromagnètica al buit, o velocitat de la llum: c = 3 x 108 m s-1 Els camps elèctric i magnètic originats per una càrrega accelerada són perpendiculars entre si i perpendiculars a la direcció en què es propaguen.

5 U1 |Radiació electromagnètica – Espectre electromagnètic
L’espectre electromagnètic és el conjunt de radiacions electromagnètiques. Espectre de les ones electromagnètiques i franja corresponent a la llum visible.

6 U1 |Radiació electromagnètica – Tipus d’ones
Els diferents tipus d’ones electromagnètiques es caracteritzen per la seva freqüència: - Ones hertzianes - Microones - Infraroigs (IR) - Llum visible - Ultraviolat (UV) - Raigs X - Raigs gamma Espectre electromagnètic de la llum visible. La llum d’una sola longitud d’ona s’anomena monocromàtica, terme que vol dir ‘un sol color’ i que per extensió s’aplica a qualsevol radiació d’una sola longitud d’ona encara que no sigui visible.

7 U1 |Espectres – Conceptes bàsics
Espectre: conjunt de radiacions electromagnètiques recollides sobre una pantalla, registrades gràficament, fotografiades o observades directament, és a dir, posades de manifest d’alguna manera. Dispersió de la llum blanca per un prisma. Espectrògrafs: instruments que permeten separar una radiació electromagnètica en els seus components monocromàtics. Espectròmetres: espectrògrafs que permeten mesurar les longituds d’ona dels components de la radiació.

8 U1 |Espectres – Tipus d’espectres
Espectre continu - Espectre discontinu o de ratlles Espectre d’emissió - Espectre d’absorció a) Espectre continu b) Espectre d’emissió discontinu c) Espectre d’absorció A la imatge de la dreta on diu “c) Focus Lluminós” hauria de dir “c) Focus lluminós”

9 U1 |La teoria quàntica Conceptes bàsics Efecte fotoelèctric
La teoria de Bohr Interpretació de l’espectre d’emissió de l’hidrogen Ampliació de la teoria de Bohr

10 U1 |Conceptes bàsics La teoria quàntica, iniciada l’any 1900 per Max Planck, interpreta el fet que els àtoms originin espectres d’emissió i d’absorció. Es considera que una partícula material emet o absorbeix energia radiant de manera discontinua mitjançant grànuls o corpuscles. Cada un d’aquests corpuscles s’anomena quàntum d’energia o fotó. Max Planck ( ). Un dels més grans físics alemanys fundador de la teoria quàntica. Va rebre el premi Nobel de física l’any 1918. Va treballar sobre la idea d’una discontinuïtat en els processos d’absorció i emissió d’energia i va introduir la cèlebre hipòtesi dels quàntum d’energia. El 1900 va arribar a l’equació fonamental de la teoria quàntica, ε = h ν, que avui porta el seu nom. La constant h (anomenada constant de Planck) està considerada pels físics com una de les fonamentals de l’Univers, després que la hipòtesi dels quàntum d’energia fos corroborada per savis prestigiosos com Einstein (explicació de l’efecte fotoelèctric) i Niels Bohr (teoria quàntica de l’àtom d’hidrogen, amb la qual perfecciona el model atòmic de Rutherford).

11 U1 |Conceptes bàsics Energia d’un fotó: Constant de Planck:
Quantitat d’energia: Característiques d’algunes radiacions electromagnètiques

12 U1 |Efecte fotoelèctric
Efecte fotoelèctric: la descàrrega elèctrica entre dues esferes a un potencial elevat s’incrementa quan s’il·luminen amb una radiació de freqüència alta. Efecte fotoelèctric. El mil·liamperímetre només indica el pas del corrent si s’il·lumina el càtode amb una radiació la freqüència de la qual no ha de ser inferior a un valor ν0, freqüència llindar (característica del metall del càtode) Per sota d’aquesta freqüència no es produeix efecte fotoelèctric.

13 U1 |Efecte fotoelèctric
Treball d’extracció o funció de treball: energia mínima per alliberar l’electró del metall, La velocitat màxima amb què surten els electrons de la superfície del metall depèn únicament de la freqüència de la llum incident i no de la seva intensitat.

14 U1 |La teoria de Bohr Els electrons, partícules elèctricament negatives, es mouen al voltant del nucli positiu en certes capes o òrbites circulars anomenades nivells energètics principals o nivells quàntics principals. Quan un electró es mou per un mateix nivell energètic, no absorbeix ni emet energia; es troba en estat estacionari. L’energia total d’un electró no pot tenir uns valors qualssevol, sinó només certs valors ben determinats, permesos, quantitzats: Nombre quàntic principal: n = 1,2,3,...

15 U1 |La teoria de Bohr En passar l’electró d’un nivell quàntic de més energia a un altre de menys energia no emet gradualment energia, sinó que l’emet d’una sola vegada, de manera discontinua i quantitzada. El seu valor és igual a la diferència d’energia entre els dos nivells energètics. a) Absorció d’un fotó per un àtom en produir-se una transició electrònica entre els nivells E1, de menys energia, i E2, de més energia. b) Emissió d’un fotó per un àtom en produir-se una transició electrònica entre els nivells E2 i E1. c) La transició electrònica E3 → E1 pot tenir lloc directament o bé en dues etapes. Diagrama d’energia corresponent als nivells d’energia de l’àtom d’hidrogen. Com que l’energia de l’electró completament separat del nucli és zero, quan es troba lligat a un àtom la seva energia és més petita i, per tant, s’expressarà amb valors negatius.

16 U1 |Interpretació de l’espectre d’emissió de l’hidrogen
La sèrie de ratlles espectrals que originen l’anomenada sèrie de Lyman no és visible. Les ratlles de la regió visible de l’espectre, de menys freqüència i energia que les de la sèrie de Lyman, constitueixen la sèrie de Balmer. Les ratlles de la sèrie de Paschen corresponen a emissions d’energia radiant quan l’electró de l’àtom d’hidrogen efectua transicions electròniques als nivells quàntics superiors fins a n = 3. Aquesta sèrie està situada a l’infraroig. Les sèries de Brackett i Pfund corresponen a transicions electròniques als nivells quart i cinquè, respectivament. Originen fotons amb freqüències i energies situades a l’infraroig. En el dibujo, en lugar de “Infrarroig” debe poner “Infraroig”. Transicions electròniques de l’electró de l’àtom d’hidrogen des de nivells quàntics superiors a nivells quàntics inferiors.

17 U1 | Ampliació de la teoria de Bohr
Els electrons dels àtoms tenen diversos nivells d’energia. La transició entre dos nivells d’energia es realitza per absorció o emissió d’un fotó. Nombre quàntic secundari o azimutal: nombre quàntic que completa el nombre quàntic principal i determina els possibles subnivells d’energia per a cada valor de n. Es representa per la lletra l. El nombre de subnivells de cada nivell d’energia és igual al nombre n que indica el nivell principal El desdoblament de la primera ratlla de la sèrie de Lyman (regió ultraviolada de l’espectre de l’àtom d’hidrogen) s’explica admetent dues possibles transicions electròniques des de n = 2 a n = 1.

18 U1 |Ampliació de la teoria de Bohr
Efecte Zeeman: en analitzar la llum procedent d’una làmpada d’hidrogen situada dins d’un camp magnètic intens, certes ratlles espectrals es desdoblen en unes quantes El camp magnètic aplicat interacciona amb el camp magnètic creat per cada electró en girar al voltant del nucli de l’àtom. El nombre quàntic que determina l’orientació de les òrbites en l’espai s’anomena nombre quàntic magnètic i se simbolitza amb la lletra m.

19 U1 |La teoria quàntica aplicada a l’àtom
La teoria mecànica ondulatòria de l’àtom Orbitals atòmics Nombres quàntics La forma dels orbitals La mecànica quàntica en els àtoms polielectrònics Nivells d’energia en els orbitals Configuracions electròniques

20 U1 |La teoria mecànica ondulatòria de l’àtom
Dualitat ona – partícula: La llum pot considerar-se com una ona que es propaga o com un conjunt de fotons que es desplacen a la velocitat c. Model mecànic ondulatori: L’electró es comporta com una ona que obeeix a una equació quàntica, equació d’ona de Schrödinger.

21 U1 |Orbitals atòmics Orbital atòmic:
Regió de l’espai al voltant del nucli de l’àtom que ocupa cada electró amb una energia característica. 18. a) Representació, mitjançant un núvol electrònic, de la posició d’un electró al voltant del nucli positiu. b) Secció transversal d’una superfície esfèrica que engloba un 90 o 99 % de la possibilitat de trobar-hi l’electró.

22 U1 |Nombres quàntics En l’àtom, cada electró es caracteritza per quatre nombres quàntic: - Nombre quàntic principal (n): de n = 1 a n = 7 - Nombre quàntic secundari o azimutal (l): s, p, d i f - Nombre quàntic magnètic (m) - Nombre quàntic de spin: + 1/2 o - 1/2 Gir d’un electró de spin + 1/2 (horari) i de spin – 1/2 (antihorari)

23 U1 |La forma dels orbitals
Orbitals s: Els orbitals s són esfèrics. Orbitals p: Els orbitals 2px , 2py i 2pz són direccionals, és a dir, estan orientats en les direccions dels eixos x, y i z. Cada orbital p té un pla de simetria (que conté el nucli de l’àtom) on la probabilitat de trobar l’electró és nul·la.

24 U1 |La forma dels orbitals
Orbitals d: En el dibujo, donde pone “d22” debe poner “dz2” Representació espacial dels cinc orbitals d.

25 U1 |La mecànica quàntica en els àtoms polielectrònics
Principi d’exclusió de Pauling: - Dos electrons en un àtom no poden tenir els quatres nombres quàntics iguals. - En cada orbital només poden haver-hi dos electrons. - Quan dos electrons ocupen el mateix orbital, aquests estan aparellat. Regla de màxima multiplicitat de Hund: Per als àtoms en estat fonamental, en omplir-se orbitals d’energia equivalent, els spins dels electrons es mantenen desaparellats o paral·lels, si és possible.

26 U1 |Nivells d’energia en els orbitals
Per recordar l’ordre amb què s’omplen els orbitals atòmics (ordre creixent d’energia), proposem memoritzar aquest esquema. Les fletxes indiquen l’ordre amb què s’omplen els orbitals d’un àtom neutre. Energies relatives dels orbitals en els àtoms neutres i aïllats. Els electrons ocupen l’orbital disponible d’energia més baixa. Es representa cada orbital amb un quadrat.

27 U1 |Configuracions electròniques
La configuració electrònica d’un àtom és la representació de la distribució dels electrons en els diferents orbitals de l’àtom. El nombre que figura al davant és el del nivell principal. La lletra indica el subnivell o orbital. El superíndex indica els electrons que hi ha en el subnivell.

28 U1 |Propietats periòdiques
Radi atòmic i radi iònic Energia d’ionització Afinitat electrònica Electronegativitat

29 U1 |Radi atòmic i radi iònic
El radi atòmic d’un element correspon a la meitat de la distància que separa els centres de dos àtoms veïns. En el mateix període els radis atòmics dels elements representatius decreixen d’esquerra a dreta. Representació dels volums dels àtoms dels elements representatius que corresponen als cinc primers períodes. Sota el símbol de cada àtom hi figura el radi atòmic en nanòmetres.

30 U1 |Radi atòmic i radi iònic
Quan un àtom s’ionitza modifica el seu volum, que disminueix en perdre electrons i augmenta en guanyar-los. Els cations tenen un volum (i per tant, un radi iònic) més petit que els corresponents àtoms neutres i molt més petit com més gran és la seva càrrega. Els anions tenen un radi iònic més gran que els corresponents àtoms neutres i molt més gran com més elevada és la seva càrrega elèctrica. Els radis estan expressats en nanòmetres.

31 U1 |Energia d’ionització
L’energia d’ionització o potencial d’ionització és l’energia mínima necessària per arrencar un electró d’un àtom en fase gasosa i en l’estat fonamental. S’expressa en eV àtom-1 o en kJ per mol d’àtoms. Depèn de: - La càrrega del nucli de l’àtom. - L’efecte de l’apantallament. - La grandària de l’àtom. - La classe de l’orbital del qual s’arrenca l’electró. Variació de la primera energia d’ionització amb el nombre atòmic.

32 U1 |Afinitat electrònica
L’afinitat electrònica o energia d’anionització d’un àtom és la variació d’energia que es produeix en l’addició d’un electró a l’àtom en estat fonamental i en fase gasosa per formar l’anió corresponent. En general augmenta d’esquerra a dreta al llarg d’un període i disminueix en baixar per un grup.

33 U1 |Electronegativitat
L’electronegativitat d’un element representa la tendència dels seus àtoms a atraure electrons quan estan combinats amb un àtom d’un altre element. Representació de les electronegativitats dels elements.

34 U1 |Propietats químiques en els blocs del sistema periòdic
Elements del bloc s (grups 1 i 2) Elements del bloc p (grups 13, 14, 15, 16 i 17) Elements del bloc d (elements de transició) Elements del bloc f (lantànids i actínids) Gasos nobles

35 U1 |Elements del bloc s (grups 1 i 2)
Són els metalls alcalins (ns1) i els metalls alcalinoterris (ns2). Són elements amb baixes energies d’ionització i electronegativitat. Són metalls que presenten una gran reactivitat. Formen gairebé exclusivament compostos iònics, a excepció del beril·li. Elements del bloc s.

36 U1 |Elements del bloc p (grups 13, 14, 15, 16 i 17)
Presenten una gradació més brusca de les propietats físiques i químiques ja que es passa dels elements metàl·lics als no metàl·lics. Els elements de la part esquerra tenen un potencial d’ionització relativament baix. Són menys reactius que els del bloc s. Les analogies entre els elements del grup 14 no són gaire notòries. En el grup 15 s’accentuen les propietats no metàl·liques. Els elements dels grups 16 i 17 són típicament no-metalls. Elements del bloc p.

37 U1 |Elements del bloc d (elements de transició)
Són metalls. Les propietats són de transició entre les del bloc s i les del bloc p. El volum atòmic disminueix al llarg d’un període. Originen una gran varietat de cations amb diferent càrrega. Elements del bloc d.

38 U1 |Elements del bloc f (lantànids i actínids)
Tots són metalls típics. Presenten una gran semblança entre si, que es deguda al fet que els electrons se situen en els orbitals interns f. Elements del bloc f.

39 U1 |Gasos nobles El grup 18 està constituït pels gasos nobles: heli, neó, argó, criptó, xenó i radó. Inicialment els químics van anomenar aquests elements gasos inerts, perquè no es coneixien combinacions d’aquests elements amb d’altres. La seva configuració electrònica els confereix una gran estabilitat. No obstant això, el 1962, el químic canadenc Neil Bartlett va obtenir tetrafluorur de xenó (XeF4). Actualment es coneixen altres compostos de xenó i també de criptó i radó. Per aquesta raó, es prefereix anomenar-los gasos nobles, en lloc de gasos inerts. Malgrat la seva baixa reactivitat, tenen bastants aplicacions, especialment en aquells processos que requereixen atmosferes inertes.