ÀTOMS I MOLÈCULES.

Presentación del tema: "ÀTOMS I MOLÈCULES."— Transcripción de la presentación:

1 ÀTOMS I MOLÈCULES

2 1. RADIACIÓ ELECTROMAGNÈTICA
La llum del sol és un exemple de radiació electromagnètica, però hi ha altres tipus com els raigs X, la radiació ultraviolada, infraroig... Aquesta radiació són ones que es traslladen a la velocitat de 3 ·108 m·s-1

3 Longitud d’ona (λ) distància entre dos punts en
Característiques d’una ona Longitud d’ona (λ) distància entre dos punts en concordança de fase (m). 1 𝜇m= 10-6 m ; 1 nm= 10-9 m; 1 A = m; Període (T) temps que triga una ona a recórrer una longitud d’ona. (s) Freqüència ( ) nombre d’oscil·lacions en un segon. (s-1, Hz) Velocitat de propagació (c) en el buit (m/s) c = 3·108 m/s λ= 𝑐 𝜈

4 Segons quina sigui la longitud d’ona, tindrem un tipus de
radiació electromagnètica.

5 La llum o qualsevol radiació electromagnètica
està formada per partícules, anomenades fotons i la seva energia és proporcional a la freqüència de la la radiació Freqüència de la radiació Un fotó presenta propietats corpusculars i ondulatòries, es comporta com una ona en fenòmens com la refracció, i a la vegada com una partícula quan interacciona amb la matèria per transferir una quantitat d’energia. Constant de Planck h= 6,63· J· s

6 2. ESPECTRE La descomposició de qualsevol radiació
electromagnètica en les radiacions de diferent longitud d’ona que la constitueixen és el que s’anomena espectre. Espectre continu: tenen totes les radiacions compreses entre dos extrems, passant de forma gradual de les unes a les altres. Espectre discontinu: només tenen certes radiacions de determinades longituds d’ona.

7 Espectre continu Espectre d’emissió discontinu produït per l’hidrogen a baixa pressió. Consisteix en una sèrie de bandes o ratlles brillants aïllades. Espectre d’absorció que es produeix com a conseqüència que l’hidrogen absorbeix algunes de les radiacions del focus lluminós.

8 Espectres atòmics Quan s’escalfa qualsevol element a una T suficientment alta els enllaços entre els àtoms es trenquen i l’element es converteix en un gas monoatòmic. A aquestes T els àtoms individuals emeten llum. Si es fa passar aquesta llum a través d’un espectroscopi, s’obté un espectre format per un conjunt de ratlles de color separades entre si que corresponen a longituds determinades. Les longituds d’ona de les ratlles són característiques de cada element i s’utilitzen per identificar un element.

9 3. MODEL ATÒMIC DE BOHR L’electró es mou al voltant del nucli en òrbites circulars anomenades nivell energètic. L’energia de l’electró dins l’àtom està quantitzada. L’electró només ocupa unes posicions al voltant del nucli amb uns determinats valors d’energia.

10 A cada nivell energètic principal li correspon un nombre natural n= 1, 2, 3, 4,...El nivell més pròxim al nucli és el n=1, al qual li correspon l’energia menor. Quan un electró es troba en l’estat d’energia més baix possible es diu que està en estat fonamental. En aquest estat, l’àtom és estable. Si un electró absorbeix energia, puja a un nivell superior i es troba en un estat excitat. Quan l’ electró excitat salta d’aquesta òrbita a una de menys energia, emet una energia en forma de radiació electromagnètica. L’energia emesa és la diferència d’energia entre les dues òrbites.

11 El pas d’un electró d’un nivell a un altre d’energia s’anomena transició electrònica.
L’energia emesa o absorbida en cada transició electrònica és igual a l’energia d’un fotó. L’electró emet l’energia d’una sola vegada, de manera discontinua.

12 Espectre d’emisió de l’hidrogen

13 5. MODEL QUÀNTIC DE L’ÀTOM
Hipotesi de De Broglie Louis de Broglie basant-se en la naturalesa ona-corpuscle de la llum, va proposar que una partícula en moviment porta associada una ona (anomenada ona de matèria) que té una longitud d’ona definida per l’equació. 𝜆= ℎ 𝑚·𝜈 Principi d’incertesa de Heisenberg No es pot determinar amb exactitud la posició i la velocitat de l’e- . Per tant no podem determinar amb exactitud la trajectòria.

14 Orbital atòmic Equació d’Schrodinger
L’equació de Schrödinger relaciona la funció d’ona amb l’energia i les coordenades espacials de l’electró. Permet determinar quina és la zona de l’espai on hi ha una densitat de càrrega més gran. Orbital atòmic Segons el model ondulatori de l’àtom és una funció d’ona que ens descriu una regió de l’espai on hi ha una alta probabilitat de trobat un electró en un determinat estat energètic, fixats els nombres quàntics n, l i m.

15 5. MODEL QUÀNTIC DE L’ÀTOM
Espectres obtinguts amb espectroscopis de més poder de resolució mostraven que línies preses com a simples eren realment diverses línies molt juntes, ens indica que els nivells d’energia tenien subnivells. El desdoblament s’explica admetent dues possibles transicions electròniques des de n = 2 a n = 1.

16 Nombres Quàntics nivell d’energia n forma de l’orbital
nombre quàntic principal l nombre quàntic secundari nivell d’energia grandària de l’orbital n= 1, 2, 3, 4 … forma de l’orbital l = 0, 1, .., (n-1) l=0 (s) l=1 (p) l=2 (d) l=3 (f)

17 orientació de l’orbital
ml nombre quàntic magnetic ms nombre quàntic d’spin orientació de l’orbital en l’espai. ml= -l ,.. 0 ,.. l sentit de gir de l’e- en l’orbital. tenen dos estats d’spin ms= ½ ms=- ½

18

19 NOMBRES ATÒMICS NIVELLS D’ENERGIA “n” SUBNIVELLS “l” ORBITALS “ m”
ELECTRONS EN CADA NIVELL

20 6. CONFIGURACIÓ ELECTRÒNICA
La configuració electrònica d’un àtom és la representació de la distribució dels electrons en els diferents orbitals. Els àtoms neutres tenen els seus electrons en els orbitals d’energia més baixa que estiguin disponibles.

21 Principi d’exclusió de Pauli En un àtom no hi pot haver dos electrons amb els quatre nombres quàntics iguals. En un orbital hi caben dos electrons que han de tenir espins oposats. Principi d’Aufbau Els orbitals s’ocupen començant pel que té menys E i continuant pels altres orbitals en ordre creixent d’energia. Regla de Hund En ocupar orbitals de la mateixa E els electrons han d’estar desaparellats sempre que sigui possible. Només un electró en cada orbital.

22 Diagrama de Moeller

23 7. TAULA PERIÒDICA bloc s i p : elements representatius.
Conté tots els elements químics ordenats pel seu nombre atòmic Z, distribuïts en 7 períodes (files) i 18 grups (columnes). La taula periòdica es divideix en quatre blocs, s,p,d i f segons els tipus d’orbital on s’allotja l’últim electró. bloc s i p : elements representatius. bloc d : elements de transició. bloc f : elements de transició interna.

24 El nombre del període a què pertany un element
coincideix amb el nombre quàntic principal,n, de l’últim nivell. El nombre del grup és igual a la suma dels electrons s i p de l’últim nivell per als elements representatius, tret de l’heli. Els elements d’un mateix grup tenen propietats químiques anàlogues, degut a la similitud en la seva configuració electrònica.

25 Blocs d’elements

26 Elements representatius
ns grup Metalls alcalins ns grup Metalls alcalinoterris ns2 np grup Família del Bor ns2 np grup Família del Carboni ns2 np grup Família del Nitrogen ns2 np grup Família dels Calcògens ns2 np grup Halògens ns2 np grup Gasos nobles

27 P:3 G:2 metalls alcalinoterris Fe ( Z=26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Rb (Z=37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 P:5 G:1 metalls alcalins Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2 P:3 G:2 metalls alcalinoterris Fe ( Z=26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 P:4 element de transició G:8 Ag ( Z=47): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 P:5 element de transició G:11 Al ( Z=13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 P:3 G:13 grup del B As (Z=33): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 P:4 G:15 grup del N I ( Z=53):1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 P:5 G:17 halògens Ar ( Z=18): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 P:3 G:18 gasos nobles

28 8. PROPIETATS PERIÒDIQUES
RADI ATÒMIC: correspon a la meitat de la distància que separa els centres de dos àtoms. En un grup augmenta cap a baix (s’incrementa el nombre de nivells ocupats). En un període disminueix cap a la dreta (augmenta el nombre de p+, el nucli atreu més als e-).

29 RADI IÒNIC: Quan un àtom s’ionitza modifica el seu volum, que disminueix en perdre electrons i augmenta en guanyar-los. El radi dels ions positius és més petit que el radi dels seus corresponents àtoms, mentre que el radi dels ions negatius és més gran.

30 La primera energia d’ionització és l’energia
ENERGIA D’IONITZACIÓ (Ei) La primera energia d’ionització és l’energia necessària per arrencar un electró d’un àtom en l’estat fonamental i en fase gasosa. No es un procés espontani, és positiva. Unitats: J/àtom, J/mol i eV/àtom

31 Factors que afecten a l’energia d’ionització i afinitat electrònica.
Proximitat entre l’electró i el nucli atòmic com més a prop es troba del nucli l’electró, més gran és l’atracció que exerceix el nucli sobre l’ e-. La càrrega que atreu els electrons com més càrrega nuclear té l’element, més atracció exerceix sobre l’ e-. L’apantallament que fan els e- interiors com més exterior és l’e-, més disminueix la força del nucli a causa de l’efecte pantalla que fan els e- més interiors.

32 En un grup augmenta cap a dalt (disminueix el nombre de nivells, l’electró està més a prop del nucli i menys apantallament rep dels altres electrons i augmenta la força d’atracció). En un període augmenta cap a la dreta (l’electró que cal arrencar està en el mateix nivell energètic però augmenta el nombre atòmic, per tant augmenta la càrrega nuclear i la força d’atracció).

33 Els gasos nobles presenten els valors més elevats.
Quan s’arrenca 1 e- deixen de tenir la configuració ns2np6.

34 Les energies d’ionització dels elements alcalins
són baixes. En arrencar-los 1 e- , adquireixen una configuració estable, que correspon a un gas noble. El valor de la segona energia d’ionització és més alt que el de la primera, i el de la tercera, més alt que el de la segona, ja que costa menys arrencar 1 e- d’un àtom neutre que arrencar-lo d’un ió positiu.

35 AFINITAT ELECTRÒNICA Energia intercanviada en el procés pel qual un àtom neutre, en estat gasós i en el seu estat fonamental, capta un electró i es forma un anió. Unitats: J/àtom, J/mol i eV/àtom En un grup augmenta cap a dalt. L’e- captat està situat més a prop del nucli i menys apantallament rep. En un període augmenta d’esquerra a dreta. Augment del nombre atòmic, per tant de la càrrega nuclear.

36 L’electronegativitat mesura la tendència d’un
àtom a atreure els electrons quan formen part d’un enllaç. No té unitats. A l’element amb més tendència a captar e- se li va assignar un valor de 4, per comparació es van establir les dels altres elements. Els elements més electronegatius es troben a la part alta i dreta de la taula periòdica. No-metalls Els elements més electropositius a la part baixa i a l’esquerra. Metalls.

37 CARÀCTER METÀL·LIC I NO METÀL·LIC
Els metalls es caracteritzen per la facilitat per perdre electrons i formar cations. Són poc electronegatius. Els no metalls tenen força electrons en l’últim nivell, tendeixen a captar electrons i convertir-se en anió. Són molt electronegatius.

38 Els nombres d’oxidació dels elements
representatius estan molt relacionats amb la configuració electrònica externa dels àtoms. Molts dels nombres d’oxidació corresponen a la pèrdua o el guany d’electrons necessaris per adquirir una configuració electrònica bé sigui assolint l’estructura de gas noble o assolint estructures amb orbitals semiplens o plens.

39 Els metalls dels grups I, II, III formen ions amb
càrregues positives numèricament als nombres dels seus grups respectius. Els nombres d’oxidació negatius apareixen en els grups V, VI, VII i corresponen als electrons necessaris per omplir el subnivell np extern. Exemple: grup 15, amb estructura ns2np3, pot tenir: -3: si guanya 3 e- (gas noble) +3: si perd tots els e- dels orbitals p (orbital s ple) +5: si perd tots els e- ( gas noble)

40 CARÀCTER OXIDANT I REDUCTOR Un element és oxidant quant té tendència a
captar electrons i per tant formar un ió negatiu Un element és oxidant com més gran és la seva afinitat electrònica. Un element és reductor quan té tendència a perdre electrons i per tant formar un ió positiu. Un element és més reductor com més petita és la seva energia d’ionització.

41 Radi atòmic: disminueix Energia d’ionització: augmenta
Afinitat electrònica: augment Electronegativitat: augmenta