Model atòmic: Rutherford i Bohr, isotops i enllaços químics

Experiment de Rutherford

Experiment de Rutherford: Va col·locar una font que emetia raigs alfa davant d'una làmina d'or i observà el comportament d'aquests raigs. Les partícules alfa (massa ≈ 4 u i càrrega +2) incidien sobre la làmina: algunes travessaven sense desviació, algunes es desviaven en diversos angles i molt poques rebotaven enrere.

Model de Rutherford

Model Rutherford

• Nucli compacte format per protó i neutrò (protons i neutrons).
• Electró: càrrega negativa, massa molt petita respecte al protó i al neutrò.

Si una partícula alfa passa a prop del nucli, és repel·lida i es desvia; si impacta directament amb el nucli, pot rebotar i tornar enrere.

Nucli i característiques bàsiques

• Els neutrons es van descobrir l'any 1932.
• Protó i neutrò: ambdós tenen massa comparable.
• El nucli ocupa una fracció molt petita de l'àtom (ordre de 1/100 000 de la grandària de l'àtom).
• Quan una partícula alfa s'acosta al nucli és repel·lida a causa de la càrrega positiva del nucli; si impacta directament troba una gran concentració de massa i càrrega.

Dos característiques fonamentals

• Z = nombre atòmic: coincideix amb el nombre de càrregues positives (protó).
• A = massa atòmica: suma de les masses dels protons i dels neutrons.
• Els àtoms són elèctricament neutres: el nombre de protons del nucli és igual al nombre d'electrons de l'escorça.
• La càrrega del protó i de l'electró són iguals en magnitud i de signe contrari (protó = +, electró = -).
• La massa del neutrò i del protó són aproximadament iguals; la massa de l'electró és molt més petita (aprox. 1/1836) i es considera despreciable en molts càlculs.

Isòtops

Isòtops: El nombre de protons d'un àtom determina l'espècie química, però àtoms d'una mateixa espècie poden tenir masses diferents degut a diferent nombre de neutrons. Un isòtop és un àtom d'un mateix element que té el mateix nombre atòmic però diferent massa atòmica.

Teoria de Bohr (1913)

Partint de la teoria de Rutherford, Bohr explica amb més detall l'estructura de l'àtom. Parteix de 3 postulats principals:

1. Els electrons descriuen òrbites circulars al voltant del nucli. Mentrestant es mantinguin en una d'aquestes òrbites estacionàries, no guanyen ni perden energia (niveis estacionaris).
2. Un electró pot guanyar energia absorbint un fotó i passar a una òrbita de major radi, o perdre energia emetent un fotó i passar a una òrbita de menor radi.
3. Les òrbites possibles estan quantitzades segons la condició: m·v·r = n·h/2π, on m = massa de l'electró, v = velocitat, r = radi, n = nombre quàntic principal, h = constant de Planck (h ≈ 6,626·10^-34 J·s).

El nombre quàntic principal n representa la mida (o energia) de l'òrbita.

Correcció de Sommerfeld i nombres quàntics

Tot i que la teoria de Bohr funcionava amb precisió per l'àtom d'hidrogen, aviat es van detectar components de l'espectre que Bohr no podia explicar. Amb la millora dels aparells es van observar línies addicionals que van portar a introduir un altre nombre quàntic, l, que representa la forma de l'òrbita (nombre quàntic secundari).

• n (nombre quàntic principal): n = 1, 2, 3, ... (ex. n = 4 → capa 4)
• l (nombre quàntic secundari o azimutal): l = 0, 1, 2, ... , n-1

Correccions i efectes observats

Primera correcció: La teoria de Bohr, des del principi, només explicava amb precisió l'espectre de l'hidrogen; van aparèixer noves energies que requerien ampliar el model.

Segona correcció — Efecte Zeeman: Observant l'espectre de l'hidrogen en presència d'un camp magnètic, es va veure que les línies es dividien (apareixien més energies). Zeeman va interpretar aquest fet suposant que les òrbites poden tenir diferent orientació a l'espai, amb la qual cosa línies idèntiques en forma i energia es poden diferenciar segons la seva orientació.

Tercera correcció — Spin i quart nombre quàntic:

• Relacionat amb el moviment de rotació intrínsec de l'electró (spin).
• Apareix el quart nombre quàntic m_s (spin): valors m_s = +1/2 o -1/2.
• Per descriure completament un electró calen quatre nombres quàntics: tres corresponents a l'òrbita i un al seu spin.

Configuració electrònica

La configuració electrònica d'un àtom consisteix a col·locar els electrons en les òrbites disponibles seguint diverses regles:

• Regla d'Aufbau (de l'alemany, "construir"): els electrons s'omplen primer en els nivells d'energia més baixos possibles.
• Principi d'exclusió de Pauli: en cada orbital només poden haver-hi com a màxim dos electrons amb spins oposats.

Enllaç entre ions

Enllaç iònic: Consisteix en la unió d'ions amb signes contraris per forces d'atracció electrostàtica. Hi ha transferència d'electró entre els àtoms implicats.

Propietats de l'enllaç iònic

• Els compostos iònics es formen a temperatures elevades; presenten una gran intensitat d'atracció entre ions.
• Són fràgils; si es deformen, es trenquen amb facilitat.
• Si són solubles en aigua, les solucions són conductores d'electricitat i s'anomenen electròlits.
• Només condueixen electricitat quan estan fosos o dissolts en aigua; en estat sòlid no condueixen electricitat.

Enllaç covalent

Enllaç covalent (teoria de Lewis): Consisteix en la compartició de parells electrònics. Cada un dels àtoms implicats tendeix a adquirir l'estructura d'un gas noble.

L'enllaç covalent el formen principalment les substàncies que tendeixen a guanyar electrons; es troba sobretot entre no metalls.

Concepte de mol i UMA

• Mol: és la quantitat de substància que conté el nombre d'Avogadro d'entitats (≈ 6,022·10^23), i equival a la massa molar en grams del material.
• UMA (unitat de massa atòmica): representa la fracció 1/12 de la massa d'un àtom de carboni-12; és la unitat de referència per a masses atòmiques.

Nota: S'han corregit errors ortogràfics i gramaticals per millorar la comprensió sense eliminar el contingut original, i s'han mantingut tots els conceptes presentats en el document original.