Model atòmic de Bohr i model mecànicocuàntic dels òrbitals atòmics

Model: representació idealitzada de la realitat. Utilitzat quan quelcom és massa petit/gran/complex per poder explicar fets i dades experimentals. Tots tenen limitacions i quan ja no poden explicar tots els fets relacionats amb un fenòmen cal substituir-los.

L'ESPECTRE ELECTROMAGNÈTIC → llibreta

Espectres continus vs espectres discontinus d'emissió i absorció:

• Espectre contínu: Enviem llum blanca sobre un prisma i aquest dispersa la llum en les diferents longituds d'ona que la formen.

• Espectre d'absorció: Enviem llum blanca sobre una substància i la dispersem amb un prisma, obtenim un espectre discontinu, on apareixen unes bandes fosques de determinada longitud d'ona característiques de cada element químic.

• Espectre d'emissió: Substància en estat gas, excitada i a altes temperatures emet radiació electromagnètica, si la dispersem amb un prisma, obtenim un espectre discontinu, on apareixen unes bandes lluminoses de determinada longitud d'ona característiques de cada element.

L'espectre d'emissió → negatiu del seu espectre d'absorció

MODEL ATÒMIC DE BOHR 1913

Series espectrals de l'Hidrogen:

• Sèrie esp. LYMAN: freqüències dins l'espectre UV

• Sèrie esp. BALMER: freqüències dins l'espectre VISIBLE

• Sèrie esp. PASCHEN: freqüències dins l'espectre IR PROPER

Àtom només pot tenir uns determinats nivells d'energia n (1, 2, 3, 4,...)

Electrons només poden girar en certes òrbites amb radis determinats.

Òrbites estacionàries: els electrons que hi giren no emeten energia ni en perden.

E electrons només pot tenir uns determinats valors, els corresponents al seu nivell d'E, l'E està QUANTITZADA

Quan un electró salta d'un nivell de -E a un nivell de +E absorbeix E en forma de radiació electromagnètica (Fotons quàntics)

Quan un electró salta d'un nivell de +E a un nivell de -E emet energia en forma de radiació electromagnètica (Fotons o quàntics)

Línies espectrals: resultat de la interacció entre un sistema quàntic i fotons.

Quan un fotó te una E. molt propera a la necessària per canviar l'estat d'E. d'un electró, el fotó és absorbit i l'electró passa a un estat excitat. Posteriorment aquest electró retornarà al seu estat basal emetent un fotó equivalent al fotó absorbit (desexcitat).

Transició electrònica: Si l'electró retorna al nivell quàntic:

• n=1 línies espectrals → Sèrie espec. LYMAN

• n=2 línies espectrals → Sèrie espec. BALMER

• n=3 línies espectrals → Sèrie espec. PASCHEN

Espectre atòmic: tècnica d'anàlisi química perquè permet identificar un element 'empremta'

Limitacions del model de Bohr: Només pot explicar els espectres de l'H i barreja la mecànica quàntica i la mecànica clàssica.

ÀTOM ACTUAL; MODEL MECANICOQUÀNTIC DELS ÒRBITALS ATÒMICS

1-Dualitat ona-corpuscle (1924) De Broglie → electró (= totes partícules en moviment) té comportament ondulatori, podem determinar les seves característiques com la longitud d'ona. Conseqüències: podem interpretar electrons com a matèria i ones

2-Principi d'incertesa de Heisenberg (1927): no es pot conèixer la posició ni la velocitat al 100%. Conseqüències: Ja no es pot parlar d'òrbita → orbitals

ORBITAL: regió de l'espai al voltant del nucli on és més probable (90/99%) trobar l'electró. No es pot saber la seva posició exacta per la seva naturalesa ondulatòria.

Orbitals tenen formes definides per les funcions d'ona de l'equació de Schrödinger.

A cada nivell energètic hi ha un nombre d'orbitals concret que admet un determinat nombre d'electrons

3-Equació de Schrödinger PER CADA ELECTRÓ permet predir els diferents nivells d'energia i les diferents zones d'elevada probabilitat on es troben els electrons a cada nivell. (orbitals)

Per resoldre l'equació és necessari conèixer 4 valors que descriuen a cada electró.

Nombres quàntics de l'electró i defineixen les zones de probabilitat de trobar-los

Orbitals amb formes definides, es designen amb les lletres s, p, d i f

NOMBRES QUÀNTICS

N. quàntic principal (n)

Pot prendre valors enters (1, 2, 3...), defineix el nivell energètic

N. quàntic secundari o azimutal (l)

Pot prendre els valors des de 0 fins a n-1 (màx. 3). Defineix la forma de l'orbital on es troba e-

L = 0 orbital tipus s L = 1 orbital tipus p ex. n=1 → L=0 n=3 → L= 0, 1, 2

L = 2 orbital tipus d L = 3 orbital tipus f

ORBITALS 's' i 'p' → Si augmentem l'energia de l'orbital, augmenta el seu radi (distància al nucli)

ex. L'orbital 2s té un radi més gran que l'orbital 1s

No quàntic magnètic (m) → electrons creen un camp magnètic en moure's

Defineix l'orientació espacial de l'orbital

Pot tenir tots els valors des de -L fins a +L passant pel 0

ex. L=0 → m= 0 L=1 → m= -1, 0, 1 L=2 → m= -2, -1, 0, 1, 2

• No quàntic d'spin. (s) → e- són antiparal·lels en 1 orbital

A cada orbital només hi pot haver 2 electrons que giren en sentits contraris. Determina el gir de rotació de l'electró, l'spin, i pot prendre valors de +½ o -½

e- d'1 àtom definit per 4 nombres quàntics que no poden coincidir. Cada orbital NOMÉS 2 e-. Nombres quàntics de cada e- s'escriuen entre parèntesis i separats per comes: (n, l, m, s)

CONFIGURACIÓ ELECTRÒNICA → definició de tots els nombres quàntics de tots els e- de l'àtom